Exp 11 - Eletroquímica - Titulação potenciométrica e eletrodeposição de cobre

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS
INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA
QUÍMICA TECNOLÓGICA E INDUSTRIAL
Profª Carmem Lúcia de Paiva e Silva Zanta
MILTON CRISTIAN DE OLIVEIRA
RODRIGO DA SILVA LISBOA
EXPERIMENTO 11: ELETROQUÍMICA – TITULAÇÃO POTENCIOMÉTRICA E ELETRODEPOSIÇÃO DE COBRE
MACEIÓ - AL
Fevereiro/2020
1 – INTRODUÇÃO
Eletroquímica é um ramo da química que estuda todos os processos químicos que envolvem reações de óxido-redução entre substâncias, logo, a transformação de energia química em energia elétrica. Quando um processo químico ocorre espontaneamente produzindo corrente elétrica ou produzindo diferença de potencial entre dois pólos, é chamado de pilha ou bateria. Analogamente, quando o processo químico ocorre de forma não espontânea, este é induzido por uma corrente elétrica de uma fonte externa, tal processo é denominado eletrólise [1].
A principal condição em uma reação de óxido-redução é a transferência de elétrons do agente redutor para o oxidante. Assim, estabeleceram-se potenciais relativos de oxidação e redução para os elementos, tomando como padrão o eletrodo padrão de hidrogênio [2].
Um eletrodo padrão, é aquele no qual as concentrações das substâncias em solução é igual a 1 mol/L e a temperatura é de 25°C. No caso se um gás participar do eletrodo, sua pressão deve ser igual a 1 atm. Desta forma, foi atribuído, arbitrariamente, o potencial de zero volt (V) para o eletrodo padrão de hidrogênio.
H+(aq) + e- → ½ H2(g) (E° = 0,0 volt)
Os eletrodos que perdem elétrons mais facilmente que o hidrogênio foi atribuído potenciais positivos e àqueles que ganham elétrons facilmente, potenciais negativos [3].
Potenciometria ou método potenciométrico de análise química são métodos que se baseiam na medida da diferença de potencial de uma célula eletroquímica na ausência de corrente. É um método utilizado para detectar o ponto final de titulações específicas (chamada, pelo uso do método, de titulação potenciométrica), ou para a determinação direta de um determinado constituinte em uma amostra, através da medida do potencial de um eletrodo íon-seletivo, aquele que é sensível exatamente ao íon em análise [4].
Eletrodeposição é um processo comumente utilizado, pois se consegue revestimento muito fino e relativamente livre de poros. É economicamente importante porque se consegue proteção adequada com uma camada bem fina, evitando-se excesso do metal eletrodepositado, que pode ser caro. Utiliza-se geralmente a eletrodeposição para revestimento com ouro, prata, cobre, estanho, níquel, cádmio, cromo e zinco. Nesse processo, o material a ser protegido é colocado como catodo de uma cuba eletrolítica, onde o eletrólito contém sal do metal a ser usado no revestimento podendo o anodo ser também do metal a ser depositado [5].
2 – OBJETIVO 
	Determinar a percentagem de ácido acético no vinagre através da titulação potenciométrica e mostrar uma das possíveis aplicações da eletrólise, identificando as reações envolvidas.
3 – MATERIAIS E REAGENTES
- Agitador magnético;
- Água destilada;
- Amostra de vinagre;
- Balança analítica;
- Barra magnética;
- Béquer;
- Bureta;
- Cronômetro;
- Fio de cobre;
- Fonte de alimentação;
- Hidróxido de sódio 0,2 mol/L;
- Moeda;
- Paquímetro;
- pHmetro;
- Pipeta volumétrica;
- Proveta;
- Solução eletrolítica 4:1 de CuSO4.5H2O com H2SO4 concentrado.
4 – METODOLOGIA
a) Parte 1 – Titulação Potenciométrica
Para um béquer, foram transferidos 5,0mL de vinagre e adicionado 40mL de água destilada. O béquer foi colocado sobre um agitador magnético. O eletrodo de pH foi devidamente calibrado e fixado dentro da solução com agitação, em seguida o pH desta solução foi aferido e anotado. Uma bureta foi preenchida com 25,0mL de NaOH à 0,2 mol/L e adicionado 1mL à solução analito, o pH foi deixado estabilizar e anotado. O procedimento proceguiu adicionando alíquotas de 1mL de NaOH e anotando o pH até que ocorresse uma mudança brusca do pH, ou até a quantidade de NaOH de toda bureta ter acabado.
b) Parte 2 – Eletrodeposição de Cobre
Foram vertidos 50mL da solução de eletrólito para um béquer. As dimensões da moeda utilizada no experimento foram medidas com o auxílio de um paquímetro, determinando sua área. A moeda foi pesada e enrolada firmemente à uma extremidade de fio de cobre, deixando 5-6 cm de fio livre. Os eletrodos (moeda e fio de cobre) foram mergulhados à solução e a fonte de alimentação foi ligada. A intensidade da corrente foi regulada para 1A e a célula eletrolítica foi deixada atuar por 10min cronometrados. A moeda por fim, foi retirada do banho, secada, com muito cuidado para não perder nenhum cobre depositado, e a massa da mesma foi aferida.
5 – RESULTADOS E DISCUSSÃO
a) Parte 1 – Titulação Potenciométrica
Fazendo a titulação do ácido acético (um ácido monoprótico) com titulante o NaOH (hidróxido de sódio) 0,2 mol/L, somos capazes de anotar os seguintes pontos de volume e pH:
	pH
	Volume de NaOH (0,2mol/L)
	pH
	Volume de NaOH (0,2mol/L)
	2,80
	0 mL
	5,42
	13 mL
	3,48
	1 mL
	5,66
	14 mL
	3,80
	2 mL
	6,17
	15 mL
	4,02
	3 mL
	9,26
	16 mL
	4,18
	4 mL
	11,66
	17 mL
	4,31
	5 mL
	11,91
	18 mL
	4,44
	6 mL
	12,06
	19 mL
	4,56
	7 mL
	12,15
	20 mL
	4,67
	8 mL
	12,70
	21 mL
	4,81
	9 mL
	12,23
	22 mL
	4,92
	10 mL
	12,29
	23 mL
	5,06
	11 mL
	12,35
	24 mL
	5,21
	12 mL
	12,39
	25 mL
Tabela 1 – Valores de pH e seus respectivos volumes referentes à titulação do ácido acético com hidróxido de sódio.
A plotagem dos pontos num gráfico do tipo “pH X Volume” gera uma curva característica e familiar, com apenas um ponto de equivalência, pertencente ao hidrogênio liberado pelo ácido monoprótico:
Gráfico 1 – Curva de titulação do ácido acético com hidróxido de sódio.
Observando o gráfico plotado, nota-se que o ponto de equivalência ocorre em pH = 8,5 e o volume de NaOH gastos foi de V = 16mL. É necessário conferir o volume no “ponto de equivalência” para determinar a concentração exata do ácido ácido acético.
Afim de minimizar a diversidade de erros que podem ter sido ocorridos durante a titulação, utilizaremos as derivadas das curvas.
A derivada é uma taxa, uma diferença que relaciona a variação entre dois pontos. Para obter os valores dos “deltas” basta subtrair o ponto posterior pelo anterior.
Gráfico 2 – Primeira derivada do gráfico de titulação.
Na derivada primeira, o ponto final fica bem destacado e coincidem com o ponto máximo da relação pH versus média dos volumes, isto é: onde ocorrem as maiores variações é onde o gráfico atinge um pico mais alto.
Analisando a derivada primeira, concluímos que o volume para o ponto final (onde o gráfico tem o pico mais alto) é em 16mL.
Da mesma forma que a derivada primeira, a derivada segunda permite encontrar os volumes nos pontos finais de forma estatisticamente mais precisa: pega-se os valores referentes a primeira e deriva-se de novo.
Gráfico 3 – Segunda derivada do gráfico de titulação.
Observando o gráfico acima pode-se ver que traçamos uma reta imaginária ligando o máximo e mínimo do gráfico e que marcamos em vermelho o ponto onde esta reta imaginária cruza o eixo X. Obviamente, como nossa intenção é obter a maior precisão possível, não se espera que marquemos estes pontos visualmente e com uma régua, por isso, procuramos uma forma de obter uma equação da reta na forma y = ax + b que sirva aos nossos propósitos.
Segundo a definição, o Método dos Mínimos Quadrados é “uma técnica de otimização matemática que procura encontrar o melhor ajuste para um conjunto de dados tentando minimizar a soma dos quadrados das diferenças entre o valor estimado e os dados observados”.
Podem ser obtidos pelos pontos máximos e mínimos e pelas seguintes equações:
Onde xm e ym são os valores médios entre o X e o Y dos pontos pertencentes ao máximo e mínimo.
O que temos a fazer é calcular as somas do que se pede, achar os valores de a e b e encontrar a equação da reta. Como os somatórios podem ser um pouco trabalhosos, divida-o em partes menores, conforme a tabela abaixo e substitua nas equações:
	x
	yxm
	ym
	x-xm
	y-ym
	(x-xm)2
	15
	4,72
	15,5
	0,075
	-0,5
	4,645
	0,25
	16
	-4,57
	
	
	0,5
	-4,645
	0,25
· a = a = -9,29
· b = 0,075 + 9,29 * 16 b = 148,7
Para achar o volume no ponto de equivalência precisamos encontrar o ponto em que a reta que acabamos de descrever cruze o eixo X, isto é: quando y = 0:
y = ax + b y = -9,29x + 148,7 = 0 x = 16
Logo, conclui-se que o volume no ponto de equivalência é de 16mL.
	Para calcular a concentração de ácido acético basta seguir a seguinte fórmula:
[H3CCOOH] = [H3CCOOH] = 0,0508mol/L
	Porém, a solução de ácido acético inicial foi diluída antes do experimento, portanto, utiliza-se a fórmula de diluição para encontrar sua concentração inicial:
C1 * V1 = C2 * V2 C1 * 0,005L = 0,0508mol/L * 0,045L C1 = 0,457mol/L
Fazendo regra de três, pudemos utilizar o valor da concentração calculada para encontrar a massa do ácido acético e daí encontrar sua porcentagem (m/v) dividindo a massa encontrada por 1000mL, equivalente a 1 L e multiplicando por 100%.
1 mol ---------- 60g
 0,457 mol ---------- x
x = 27,42g
 = 2,74% de ácido acético no vinagre.
b) Parte 2 – Eletrodeposição de Cobre
Como a eletrodeposição é um processo comumente utilizado para revestimento, foi utilizada a técnica para revestir uma moeda de aço inoxidável de 10 centavos com uma camada de cobre.
Nesse processo, o material a ser protegido é colocado como catodo de uma cuba eletrolítica, onde o eletrólito contém sal do metal a ser usado no revestimento podendo o anodo ser também do metal a ser depositado, tem-se a seguinte semi-reação para o cobre que será reduzido:
Cu2+(aq) + 2e- Cu(s)
	Segundo a lei de Faraday “A massa de uma substância formada ou transformada por eletrólise é diretamente proporcional à quantidade de carga elétrica que atravessa o sistema de um eletrodo a outro.”
Tem-se que a carga é o produto da intensidade de corrente elétrica aplicada com o tempo, logo segue-se a fórmula:
Qcoulombs = Iampère x tsegundos
Para o nosso experimento, calculou-se a carga:
Qcoulombs = 1A x 420s Q = 420A/s = 420C
É possível achar a massa do material depositado na moeda utilizando os estudos de Faraday que relaciona uma constante que recebeu o nome do próprio com a quantidade molar de elétrons transportadas durante a eletrodeposição, onde F = 9,65x104C.
1 mol de e- = 1F = 9,65x104C
Fazendo uma regra de três simples, calculamos quantos Faraday passaram no nosso sistema:
1F ---------- 9,65x104C
 x ---------- 420C
 x = 0,0043F
Analisando a semi-reação do cobre tem-se que 2 moles de e- produzem 1 mol de cobre que possui 63,546g. Fazendo outra regra de três, conseguimos calcular a massa de cobre depositada na moeda:
 
2F ---------- 63,546g
 0,0043F ---------- x
 x = 0,1382g de Cu
A moeda utilizada no experimento foi pesada antes e depois da eletrodeposição, obtendo-se os seguintes valores, respectivamente, 3,4161g e 3,5799g.
Fazendo-se uma simples subtração, tem-se que a diferença, que também corresponde ao material depositado é de 0,1638g.
A partir disto, é possível calcular o rendimento percentual do nosso experimento:
% Rendimento = % Rendimento = = 118,52%
6 – CONCLUSÃO
A potenciometria é uma aplicação analítica direta da equação de Nernst, medindo-se os potenciais de eletrodos não polarizados em condições nula de corrente elétrica. Essa equação fornece uma reação simples entre o potencial relativo de um eletrodo e a concentração das espécies iônicas correspondentes em solução. Através deste método analítico foi possível encontrar o volume de equivalência entre duas soluções analizando-se os gráficos das curvas de titulação, o de primeira e de segunda derivada e a concentração desconhecida de umas das soluções envolvidas. E com a técnica de eletrodeposição foi possível confirmar as leis de Faraday, onde com o experimento, obtivemos um resultado satisfatório, como mostrado no valor do rendimento percentual que foi próximo de 100%.
7 – REFERÊNCIAS BIBLOGRÁFICAS
[1] Atkins, P.; Jones, L. Princípios de Química: Questionado a vida moderna e o meio ambiente. 3ª Ed., Bookman, Porto Alegre, 2006
[2] Química Nova, vol.29 nº.4, São Paulo Julho/Agosto, 2006.
[3] Baccan, N.; de Andrade, J. C.; Godinho, O. E. S.; Barone, J. S. Química Analítica Quantitativa Elementar, Edgard Blücher LTDA, São Paulo, 1979.
[4] Harris, C. D. Análise Química Quantitativa, LTC Editora, Rio de Janeiro, Tradução: Bonapace, J. A. P. e Barcia, O. E. 2005.
[5] Corrosão, Vicente Gentil. Fundamentos da Eletrodeposição. Universidade Federal do Paraná – Engenharia Química, 1996.