ELETRODEPOSIÇÃO DE COBRE

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS
INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA
ENGENHARIA QUÍMICA
ANA LUIZA DE FREITAS GUIMARÃES
ELETRODEPOSIÇÃO DE COBRE
MACEIÓ
2019
ANA LUIZA DE FREITAS GUIMARÃES
ELETRODEPOSIÇÃO DE COBRE
Apresentação de relatório, baseado em
experimentos práticos, solicitado pela professora
Carmem Zanta, com o objetivo de avaliação parcial
da disciplina de Laboratório de Química 2, do
curso de Engenharia Química da Universidade
Federal de Alagoas.
MACEIÓ
2019
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SUMÁRIO
1. INTRODUÇÃO 3
2. OBJETIVOS 5
3. MATERIAIS E REAGENTES 5
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 5
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO 6
6. CONCLUSÃO 9
7. REFERÊNCIAS 10
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1. INTRODUÇÃO
O processo em que ocorre a conversão de energia elétrica em energia química, por
meio do fornecimento de corrente elétrica ao sistema, é chamado eletrólise. É uma
reação não espontânea que envolve uma reação de oxirredução.[1] A eletrólise é
usada extensivamente em processos metalúrgicos, como na extração (eletrólise) ou
na purificação (eletrorrefinação) de metais a partir de minérios ou compostos e na
deposição de metais a partir da solução (galvanoplastia).[2]
A eletrodeposição é um processo utilizado para realizar o recobrimento de peças
através de um metal condutor ou outra substância, sendo que a obtenção do
resultado, se dá, com a emigração de partículas carregadas eletricamente através
de uma solução aquosa iônica, uma vez que haja o auxílio de uma corrente elétrica
com o intuito de impedir a deteriorização das peças devido à oxidação, corrosão,
ataque de bactérias e outras agressões.[3]
Também conhecida como galvanoplastia, o processo de eletrodeposiçao tem por
objetivo adquirir resistência a corrosão, proteger contra a oxidação, apresentar uma
maior durabilidade, aumentar a resistência da peça, ampliar a espessura da peça,
aumentar a condutividade elétrica ou térmica, além de fazer com que a peça possa
passar por um processo de soldagem com maior resistência e melhorar a estética da
peça.[4]
As Leis da eletrólise foram definidas por Michael Faraday, físico-químico inglês, em
1834. De acordo com a primeira lei, a massa de qualquer elemento eletrolisado é
diretamente proporcional à fração de carga que atravessa o sistema. Ou seja, se a
carga elétrica que atravessa a solução for duplicada, a massa da substância
também dobra.[1]
A segunda Lei da eletrólise define que, para uma mesma quantidade de carga
elétrica, as massas das substâncias químicas eletrolisadas em qualquer eletrodo,
são diretamente proporcionais aos seus equivalentes químicos.[1]
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Tais leis relacionam as massas das substâncias produzidas nos eletrodos e as
quantidades de energia gastas na eletrólise. Relacionando-as, a equação de
Faraday pode ser representada pela seguinte expressão[5]:
(Eq.1)𝑚 = 𝑀.𝑖..𝑡𝑛.𝐹
Em que:
m: massa de metal depositada (em gramas);
M: massa molar (g.mol-1);
i: corrente aplicada (em A);
t: tempo (em segundos);
n: número de elétrons;
F: constante de Faraday (96485 C/mol).
A eletrodeposição não pode ser usada apenas para galvanização de metais simples,
mas também ligas (misturas de metais) e semicondutores.[2]
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2. OBJETIVOS
Mostrar uma das possíveis aplicações da eletrólise, identificando as reações
envolvidas.
3. MATERIAIS E REAGENTES
● Solução eletrolítica ou eletrólito: solução de 40 g de CuSO4 • 5H2O + 10 mL de
solução concentrada de H2SO4 em água destilada para perfazer uma solução de
250 ml;
● Cátodo: moeda;
● Ânodo: fio de cobre;
● Fonte de alimentação;
● Béquer de 50 mL;
● Proveta de 50 mL;
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
● Verteu-se 50 mL da solução de eletrólito para um béquer.
● Mediu-se as dimensões da moeda com um paquímetro e determinou-se a sua
área.
● Pensou-se a moeda.
● Enrolou-se firmemente a uma extremidade do fio do cobre à volta da moeda,
deixando 5-6 cm de fio livre.
● Mergulhou-se os eletrodos na solução e ligou-se os eletrodos aos da fonte de
alimentação.
● Regulou-se a intensidade da corrente para 1 Ampére.
● Deixou-se a célula eletrolítica atuar por 8 min cronometrados.
● Retirou-se a moeda de banho, secou-se e mediu-se a massa registrando-a.
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5. RESULTADOS E DISCUSSÃO
Foi utilizado como eletrólito o sulfato de cobre (CuSO4), diluído em uma solução de
ácido sulfúrico (H2SO4) e água, que se dissocia, mantendo um equilíbrio dinâmico
entre seus íons:
CuSO4 ↔ Cu2+ + SO42- (Eq.2)
Ao introduzirmos os eletrodos de cobre no eletrólito, conectados à uma fonte de
alimentação, os íons Cu2+ da solução dirigem-se para o catodo. Onde cada íon
adquire dois elétrons, depositando-se no catodo como átomo de Cu neutro. A reação
no catodo é equacionada como:
Cu2+ + 2e- → Cu0 (Eq.3)
O anodo por sua vez é dissolvido durante o processo de eletrólise. Os íons SO42- da
solução reagem com os íons Cu2+ do anodo, formando CuSO4 que volta a se
dissociar na solução. Assim a reação no anodo é:
Cu0 → Cu2+ + 2e- (Eq.4)
Cu2+ + SO42- ↔ CuSO4 (Eq. 5)
A figura abaixo representa o processo de eletrodeposição do cobre.
Figura 1: Representação esquemática da eletrodeposição de cobre
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Verificou-se que a moeda sofreu uma mudança de cor, passando a apresentar uma
camada alaranjada, indicando que a eletrodeposição de fato ocorreu.
Como a quantidade de cobre que passa para a solução pelo processo de oxidação é
praticamente a mesma quantidade de cobre que se deposita na moeda, a
concentração da solução se mantém constante.
Abaixo, segue os dados das dimensões da moeda e sua área:
Largura (mm) Espessura (mm) Área (mm²) Peso (g)
23,16 1,62 959,94 4,536
Tabela 1: Dimensões e peso da moeda.
Durante o procedimento que estava ocorrendo na célula eletrolítica, observou-se
formação de bolhas na moeda. Isso acontece devido a eletrólise da própria água
que é o solvente na solução de CuSO4. No cátodo, ou seja na moeda, se dava a
formação de gás hidrogênio, e no ânodo formou-se gás oxigênio na barra do cobre.
Após a amostra ter ido submetida ao método de eletrodeposição, em decorrência do
processamento, constatou-se um aumento na massa da moeda.
Massa inicial (g) Massa final (g) Variação da Massa (g)
4,536 4,6505 0,1145
Tabela 2: Variação da massa da moeda
Portanto, houve um aumento de 0,1145 g da massa de cobre. Isso representa o
processo de galvanoplastia em que o cátion cobre II da solução recebe elétrons e
deposita-se sobre a moeda que constitui o cátodo.
Como a corrente de 1 A passa na célula eletrolítica em 480 s, então o número de
coulombs da carga que passa pela célula eletrolítica equivale a 480 C.
Utilizando a Eq.1, sabendo que MMCu=63,546 e o tempo de eletrólise corresponde a
480 s, foi possível calcular a massa de metal depositada no experimento:
𝑚 = 63,546 𝑔/𝑚𝑜𝑙 × 1 𝐴 × 480 𝑠2 × 96485 𝐶/𝑚𝑜𝑙
𝑚 = 0, 158 𝑔
Apresentando um massa teórica de 0,158 g, a quantidade de mols que deveriam ter
sido depositadas na moeda é de aproximadamente 2,48x10-3 mols. Contudo, a
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massa que foi depositada é de 0,1145 g de cobre. Aplicando uma regra de três
simples, é possível encontrar a quantidade de mols que foram depositados.
63,345 g de cobre --------- 1 mol de cobre
0,1145 g de cobre --------- x mol de cobre .
x = 1,8x10-3 mol de cobre depositados
Deste modo, apenas 1,8x10-3 mol de cobre foram depositados na moeda.
Podemos, então, calcular o rendimento do processo
0,158 g de cobre ----- 100%
0,1145 g de cobre ----- x .
x = 72,46% de rendimento
O cobre apresenta uma recuperação viável economicamente por ser um metal com
maior rendimento no processo de eletrólise, o que se comprova no experimento, em
que o cobre obteve seu rendimento de 72,46%.
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6. CONCLUSÃO
Diante dos fatos supracitados, observou-se a possibilidade de depositar uma
camada de cobre sobre uma superfície através do método de eletrodeposição, na
qual o objeto que é revestido de metal é ligado ao pólo negativo (cátodo), enquanto
o metal que dá revestimento é ligado ao pólo positivo (ânodo). É um processo de
suma importância, servindo de proteção,recuperação e aumento de resistência do
metal.
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7. REFERÊNCIAS
[1]- ARANTES, Beatriz. Eletrólise. [S. l.], 2018. Disponível em:
<https://www.stoodi.com.br/blog/2018/08/08/eletrolise/>. Acesso em: 25 ago. 2019.
[2]- BRITANNICA. Electrolysis. [S. l.], [20--]. Disponível em:
<https://www.britannica.com/science/electrochemistry>. Acesso em: 25 ago. 2019.
[3]- MECÂNICA INDUSTRIAL. Eletrodeposição. [S. l.], [20--]. Disponível em:
<https://www.mecanicaindustrial.com.br/422-como-funciona-a-eletrodeposicao/>.
Acesso em: 25 ago. 2019.
[4]- DIAS, Diogo. Galvanoplastia. [S. l.], [20--]. Disponível em:
<https://m.manualdaquimica.com/fisico-quimica/galvanoplastia.htm>. Acesso em: 25
ago. 2019.
[5]- PETRIN, Natália. Leis de Faraday. [S. l.], 2014. Disponível em:
<https://www.estudopratico.com.br/leis-de-faraday-primeira-segunda-e-seus-estudos/
>. Acesso em: 25 ago. 2019.
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https://www.stoodi.com.br/blog/2018/08/08/eletrolise/
https://www.britannica.com/science/electrochemistry
https://www.mecanicaindustrial.com.br/422-como-funciona-a-eletrodeposicao/
https://m.manualdaquimica.com/fisico-quimica/galvanoplastia.htm
https://www.estudopratico.com.br/leis-de-faraday-primeira-segunda-e-seus-estudos/