RESUMO: COULOMETRIA E ELETROGRAVIMETRIA

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Gabriela Rodrigues 
 
TIPOS DE MÉTODOS ELETROANALÍTICOS 
 
 Os métodos interfaciais, onde acontece algo 
na interface eletrodo/solução divide-se em: 
métodos estáticos e métodos dinâmicos. 
 Os métodos estáticos, como a potenciometria 
e as titulações potenciométricas, por exemplo, são 
métodos em que não há a passagem de corrente, 
somente uma pequena corrente, não apreciável, 
passa para estabelecer a conexão entre os dois 
reservatórios entre as pilhas. 
 Já os métodos dinâmicos se baseiam na 
passagem de corrente e essa passagem de corrente 
se deve, devido à ocorrência de uma eletrólise. 
 A eletrólise nada mais é que uma reação 
química de oxirredução provocada pela passagem 
da corrente elétrica, chamada de reação Faradaica. 
Faradaica: transferência eletrônica, com passagem de 
corrente aplicada por uma fonte de energia, e essa 
passagem se deve a reação de transferência eletrônica 
que acontece na superfície do eletrodo. 
 
 Correntes em células eletroquímicas 
 Com exceção dos métodos potenciométricos, 
todos os outros métodos envolvem a passagem de 
 
corrente elétrica ao se aplicar um potencial 
elétrico usando uma fonte externa. 
 Desse modo, faz-se necessário considerar o 
comportamento das células quando correntes 
significativas estão presentes e o que ocorre ao se 
realizar uma eletrólise nesse sistema. 
FONTES PARA APLICAÇÃO DE POTENCIAL E 
SUAS CONVENÇÕES 
 Uma fonte elétrica pode ser uma pilha 
contendo um terminal positivo e um negativo. No 
terminal positivo há a entrada de elétrons e o no 
terminal negativo é onde ocorre a saída de 
elétrons. 
 
 Quem controla os polos é a fonte externa, ou 
seja, a fonte que está fornecendo energia para o 
sistema. 
 Se tivermos, por exemplo, uma pilha de 1,5 V, 
significa que o pólo positivo está 1,5 V maior que o 
pólo negativo. 
 Nesses sistemas utiliza-se fontes onde é 
possível controlar a diferença de potencial 
aplicado. A partir dos pólos positivo e negativo 
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pode-se regular o potencial que se quer colocar no 
sistema. 
 Assim, liga-se os terminais negativos e 
positivos em eletrodos metálicos, como os de 
platina (Pt) por exemplo, e aplica a diferenças de 
potencial. 
DEFINIÇÃO: ELETROGRAVIMETRIA E 
COULOMETRIA 
 Ambos os métodos se baseiam na oxidação 
ou redução eletrolítica de um analito por um 
período suficiente que assegure sua conversão 
química total a um novo estado de oxidação. Por 
exemplo, transformar todo Cu2+ em cobre metálico. 
 
Cu2+ + 2e-  Cu 
 
 Na Eletrogravimetria, o produto de 
eletrolise é pesado como um depósito formado 
sobre um dos eletrodos. 
Então é um método que visa garantir que 
todo o anaito seja depositado e faz-se a pesagem 
do produto formado p saber a quantidade em 
massa com precisão e exatidão. É importante 
tomar cuidado com outras espécies presentes na 
solução. 
Assim, é possível converter a massa 
depositada em termos da concentração do analito. 
Tomando como exemplo, o cobre: 
m  C Cu2+ 
Já na Coulometria, a quantidade de 
eletricidade necessária para completar a eletrolise 
é medida a partir da quantidade do analito 
presente. 
 Também é preciso assegurar que todo o 
material foi eletrodepositado, mas agora se faz a 
contagem da eletricidade, ou seja, a quantidade de 
elétrons que passarão pelo sistema. 
 De modo que é possível fazer a conversão da 
carga em número de mols de elétrons e em seguida 
converter em termos da concentração do analito. 
 
Q → n mol e- → C Cu2+ 
Nesses dois métodos não se faz necessário o 
uso de curvas de calibração. São métodos 
primários, permitem que se parta de propriedades 
físico-químicas direta do material (carga ou 
pesagem) converter para quantidade em mols de 
substância que se quer analisar. 
DIAGRAMA DE LADDER 
 O que acontece se aplicarmos uma 
diferença de potencial? 
 
1. Qual o potencial da "pilha" desconsiderando 
qualquer potencial de junção? 
Considerando o seguinte sistema: 
 
 
 
 
 
 
Nesse sistema, tem-se espécies como o ferro 
e o cianeto de potássio com atividade igual a 1, o 
H+ também com atividade igual a 1 também, um 
eletrodo de platina (inerte) pra medir o par redox, 
tem-se o eletrodo padrão de H+, e um multímetro 
para verificação da diferença de potencial. Se 
tivesse potencial de junção, estaria dentro do 
sistema e tem-se que levar em consideração. 
 
2. O que acontece quando aplicamos um potencial 
externo ao sistema? 
 
 
Pt 
ɑFe(CN)6
3- = 1 
ɑFe(CN)6
4- = 1 
ɑH+ = 1 
 
 
Pt 
H2 = 1 atm 
V 
3 
 
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Quando não há semi-reações envolvidas, 
por exemplo, na decomposição do carbonato: 
 
CaCO3 (s) ⇋ CaO (s) + CO2 (g) 
 
Se a energia fornecida for em termos de 
calor, observa-se em termos da temperatura. É 
possível calcular o G, sendo esse positivo tem-se 
o deslocada do equilíbrio no sentido dos reagentes, 
conforme se aumenta a temperatura, a formação 
dos produtos é favorecida, a medida que G torna-
se negativo. 
Existe um limite de temperatura onde há o 
deslocamento da reação de equilíbrio tanto para o 
lado dos produtos, quanto dos reagentes. 
Quando não se tem elétrons é mais fácil 
medir esse deslocamento. Levando em 
consideração os elétrons, entra o diagrama de 
Ladder, que faz representações gráficas que 
permite avaliar essa situação do equilíbrio 
químico. 
Usando o diagrama de “Ladder” é possível 
determinar qual reação está ocorrente quando 
cominamos diferentes reagentes, estimar quando o 
sistema está em equilíbrio e avaliar como 
mudanças nas condições da solução ou potencial 
do eletrodo podem afetar o método analítico. 
EXEMPLO: ÁCIDO-BASE 
 
 Em termos do diagrama de Ladder, o 
resultado que se tem é o seguinte: 
 
 
 
E quando isso for associado a diferença de 
potencial aplicado no sistema? 
Considerando novamente o sistema exposto 
na discussão anterior onde as espécies envolvidas 
eram o cianeto e o ferro. 
 
1. Qual o potencial para reduzir Fe(CN)63- a 
Fe(CN)64- ? 
 
2. Qual o potencial para oxidar Fe(CN)64- a 
Fe(CN)63- ? 
Assumindo que as concentração das duas 
espécies e o potencial do sistema é representado 
pela equação de Nernst: 
 
 As condições experimentais são: 
 
 
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 Assim para reduzir o Fe(CN)63- em Fe(CN)64- 
necessita-se de um potencial menor que 0,356 V e 
para oxidar o Fe(CN)64- em Fe(CN)63- necessita-se 
de potencial maior que 0,356 V. 
CORRENTES EM CÉLULAS ELETROQUÍMICAS 
 Quando a eletricidade é transportada através 
de uma célula eletroquímica, o potencial da célula 
medido normalmente se afasta do valor obtido a 
partir dos cálculos termodinâmicos (tabela de 
potenciais padrão). 
 Ou seja, o potencial medido não corresponde 
mais simplesmente à diferença de potencial entre 
os dois potenciais dos eletrodos. 
Esse afastamento pode ser associado a 
inúmeros fenômenos, dentre eles: 
→ Polarização por queda-ôhmica 
 Resistência da solução ao fluxo de corrente 
(migração dos íons). Perda de energia devido ao 
transporte de carga. 
→ Polarização de concentração 
Existência de um gradiente de concentração 
próximo da superfície do eletrodo. 
→ Polarização por ativação 
 Efeitos cinéticos de transferência eletrônica 
para cada semi-reação e eletrodo. 
O grau de polarização de um eletrodo é 
medido pela sobrevoltagem ou sobrepotencial, ŋ, 
que é a diferença entre o potencial real e o 
termodinâmico ou equilíbrio (calculado através da 
tabela de potencial padrão). 
 
ŋ= E – Eeq 
POLARIZAÇÃO POR QUEDA-ÔHMICA 
 Também tido como QUEDA IR. 
 Considerando a seguinte pilha: 
Cd | Cd2+ (0,01 mol L-1)|| Cu2+ (0,01 mol L-1) | Cu 
Cátodo: Eº Cu2+/Cu = 0,278 V 
Anôdo: Eº Cd2+/Cd = - 0,462 V 
O potencial termodinâmico é dado por: 
Eeq = Ecat – Ean = 0,278 – (-0,462) = 0,740 V 
 O efeito da queda ôhmica é aumentar o 
potencial necessário para operar uma célula e 
diminuiro potencial medido em uma célula 
galvânica. Portanto, a queda ôhmica é sempre 
subtraída do potencial teórico da célula, de modo 
que: 
Célula eletrolítica: Eaplicado = Eeq + IR 
Célula galvânica: Eaplicado = Eeq – IR 
EXEMPLO: 
 Considerando que a célula anterior de Cd e 
Cu, tem resistência de 4,00 Ω. Calcule seu potencial 
quando é produzida uma corrente 0,100. 
Ecélula = (0,278 + 0,462) – (0,1 A * 4 Ω) = 0,340 V 
 
 
 E se agora a pilha fosse carregada? Qual seria 
o potencial necessário para gerar uma corrente de 
0,100 A na direção não espontânea, isto é, inversa 
da célula anterior. 
Eaplicado = 0,740 V + (0,100 A* 4 Ω) = 1,140 V 
A célula ao qual o exemplo se 
refere é uma pilha. 
Energia a mais para vencer a 
queda ôhmica. 
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 Sobrepotenciais 
 
 É a diferença de potencial necessária para 
superar a energia de ativação de uma reação em 
um eletrodo. 
 
 Quanto mais rápida se quer que a reação 
ocorra, maior será a sobretensão que deve ser 
aplicada. 
 
 
 Polarização 
 A equação anterior (IR) prevê que, em 
potenciais do eletrodo constantes, deve existir uma 
relação linear entre a voltagem da célula e a 
corrente. 
 Pensando num sistema com dois eletrodos 
idênticos: 
 
 Antes de aplicar uma corrente no sistema o 
potencial medido é igual a zero. 
 
 Aplicando-se uma diferença de potencial a 
esse sistema, fazendo a medição da corrente, o 
equilíbrio será deslocado em algum sentido, 
dependendo do potencial aplicado. 
 Dessa forma, com o equilíbrio da reação se 
deslocando, começa a fluir corrente no sentido 
positivo e negativo, a depender da ocorrência de 
oxidações e/ou reduções. 
 O comportamento esperado seria um 
comportamento linear com a IR, o que não 
acontece. 
 
  Eletrodo idealmente polarizado 
 Com a aplicação de uma diferença de 
potencial, acumula-se cargas, não havendo assim 
transferência de elétrons para o eletrodo, havendo 
apenas a formação de polos a medida que se aplica 
um potencial 
 
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  Eletrodo não polarizado 
 Eletrodos onde há transferência de elétrons 
quando um potencial é aplicado ao sistema. 
 Ou seja, há reações de transferência 
eletrônicas (reações Faradaicas) por meio da 
interface solução-eletrodo. 
 
 
POLARIZAÇÃO DE CONCENTRAÇÃO 
 A polarização de concentração ocorre devido 
a velocidade finita de transferência de massa da 
solução para a superfície do eletrodo. 
 
 
 
É preciso entender a interface solução-
eletrodo. 
Nessa interface existe uma espécie no seio da 
solução com uma dada concentração. Ocorre então 
uma transferência de massa até a superfície do 
eletrodo. 
Essa transferência está diretamente 
relacionada com o fenômeno de difusão, migração 
e convecção. 
 
 
 
 Difusão 
 
Quando há uma diferença na concentração 
entre duas regiões de uma solução, os íons ou 
moléculas se movem a partir da região mais 
concentrada para a região mais diluída. 
 
Esse processo leva ao desaparecimento do 
gradiente de concentração. E a velocidade de 
difusão é proporcional à diferença de 
concentração. 
 
Assim, à medida que há um consumo de uma 
determinada espécie oxidada, de modo que a 
mesma está indo a sua forma reduzida, o que 
acontece é que a concentração dessa espécie passa 
ser diferente da concentração a mesma se 
encontrava no seio na solução. 
 
Por exemplo, quando íons cádmio são 
depositados em um eletrodo de cádmio, a 
concentração de Cd 2+ na superfície do eletrodo 
torna-se menor do que a concentração do mesmo 
no seio da solução, criando assim, um gradiente de 
concentração que provoca a difusão dos íons 
cádmio do seio da solução para a camada mais 
próxima ao eletrodo. 
 
Desse modo, o eletrodo sente o que está 
próximo a ele. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
+ 
+ 
+ 
+ 
+ 
+ 
+ 
+ 
+ 
 
 
 
Eletrodo Camada de 
difusão 
Seio da solução 
+ 
 
Íons Cd 
átomos Cd depositados recentemente 
elétrons 
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 Migração 
 
 É o processo eletrostático por meio do qual 
os íons se movem sob a influência de um campo 
elétrico. 
 
 Esse é o principal meio de transferência de 
massa no seio da solução de uma célula. 
 
 A velocidade de migração dos íons para a 
superfície do eletrodo ou para longe, aumenta com 
o aumento do potencial. 
 
 Essa migração, muita da vezes é indesejada, 
podendo ser minimizada pelo uso de altas 
concentrações de um eletrólito inerte ou um 
eletrólito de suporte, presente na célula. De modo 
que, a corrente ocorre na célula em razão das 
cargas transportadas pelos íons, servindo também 
para diminuir a resistência, diminuindo assim a 
queda IR. 
 
 Convecção 
 Reagentes podem ser transferidos para/ou 
de um eletrodo por um processo mecânico. Existe 
dois tipos de convecções, sendo elas: 
  Convecção forçada 
 Tende a reduzir a espessura da camada de 
difusão na superfície de um eletrodo e, portanto, 
diminui a polarização de concentração. 
  Convecção natural 
 
 É resultante da diferença de temperatura ou 
densidade e também contribui para o transporte 
de moléculas e íons da solução para o eletrodo e 
vice-versa. 
 
 A polarização de concentração ocorre então 
quando os efeitos de difusão, migração e convecção 
são insuficientes para transportar um reagente 
para a superfície de um eletrodo, ou removê-lo 
dali, a uma velocidade que produza uma corrente 
de grandeza. 
 
 
 
Esse tipo requer assim, que sejam aplicados 
potenciais maiores do que aqueles calculados para 
manter uma determinada corrente em uma célula 
eletrolítica. 
 
POLARIZAÇÃO POR ATIVAÇÃO 
 
 Nesse tipo de polarização, a grandeza da 
corrente é limitada pela velocidade de uma ou das 
duas reações de eletrodo, isto é, a velocidade de 
transferência de elétrons entre os reagentes e o 
eletrodo. 
 
 Para contrabalancear essa polarização, usa-
se um potencial adicional, ou sobrepotencial, 
sendo esse requerido para superar a energia de 
ativação da semi-reação. 
 
 É mais comum presenciar esse fenômeno em 
processos de eletrodos que geram produtos 
gasosos, tendo em vista a cinética complexa e lenta. 
 
 Os efeitos cinéticos diminuem com o 
aumento da temperatura e com a diminuição da 
densidade da correntes. 
 
 
 
MÉTODOS BASEADOS NA CONVERSÃO 
QUANTITATIVA 
 
Métodos onde o interesse é garantir que 
100% da espécie será convertida na superfície do 
eletrodo. 
 
 Eletrogravimetria 
 Coulometria de potencial constante 
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 Coulometria de corrente contínua 
 
 
 
Em todos os três métodos será necessário a 
aplicação de uma diferença de potencial em células 
eletroquímicas de 2 eletrodos ou de 3 eletrodos. 
 
O potencial aplicado será dado pela seguinte 
relação: 
 
Eapl = (Ecátodo – Eânodo) + (ŋc_conc +ŋc_at) + 
(ŋa_conc + ŋa_at)+ IR 
 
 Onde (Ecátodo – Eânodo) = Eequilibrio; (ŋc_conc +ŋc_at) 
= sobrepotencial de concentração e ativaçãopara o 
cátodo; (ŋa_conc + ŋa_at) = sobrepotencial de 
concentração e ativação para o ânodo; e IR = queda 
ôhmica. 
 
 Esses são os únicos métodos absolutos, ou 
seja, não requerem a calibração externa com 
padrões, ou a curva de calibração. 
 
ELETROGRAVIMETRIA 
 
Na análise eletrogravimétrica, o analito é 
quantificado como um depósito sólido na 
superfície do cátodo ou do ânodo. 
 Faz-se necessário eletrodos de áreas bem 
grandes, isso uma vez que se quer quantificar a 
partir da conversão total, permitindo uma maior 
velocidade das análises. Entre esses eletrodos, 
aplica-se uma diferença de potencial, medindo-se a 
corrente. 
 
 
O importante é garantir que apenas uma 
espécie do íons se deposite no eletrodo. 
 
A massa do eletrodo é pesada antes e após a 
deposição, sendo possível assim, definir a 
quantidade do analito na amostra. 
Somente pode ser usada para analitos que 
formam um depósito sólido: 
- Cu: é depositadoem meio ácido sobre 
cátodos de Pt; 
- Ni: é depositado em meio alcalino; 
- Zn: é depositado em meio de citrato; 
 - Ag, Cd e Au: é depositado a partir de seus 
complexos; 
 - Pb e Mn: é depositado na forma de PbO2 e 
MnO2. 
 
EXEMPLO: Determinação de Cu(II) 
 
 
 
 
 
 
 
V = 200 mL 
 
Solução: [Cu (II)] 
= 0,0222 mol/L + 
1 mol/L H+ 
 
R = 0,50  
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Cátodo: Cu2+ + 2e- ⇋ Cu(s) Eº = 0,29 V 
Ânodo: H2O ⇋ ½ O2(g) + 2 H+ + 2e- Eº = 1,23 V 
 - Informações: 
Ânodo: célula operando com uma I= -1,5 A 
Sem polarização por concentração/ ŋa_at = - 0,85 V 
 
Cátodo: Sem polarização por concentração e 
ativação 
 Qual o potencial para depositar o cobre sobre 
o catodo de platina? 
Eapl. = (Ecatodo – Eanodo) +(ŋa_conc + ŋa_at) + IR 
Eapl. = (0,29-1,23)+(0 - 0,85)+(-1,5*0,5)= -2,54 V 
Eapl. = -2,54 V 
 Eapl e Eanodo permanecem constantes, mas o 
Ecatodo à medida que o consumo de cobre aumenta, 
seu potencial cai, para manter a igualdade, os 
outros parâmetros (a queda IR e as polarizações) 
aumentam. 
 E se o Ecatodo começar a diminuir? Isso pode 
ocorrer devido a mudança na concentração do 
cobre, de modo que outras substâncias podem 
começar a depositar também. 
 Dessa forma deve-se adotar medidas para 
evitar que o potencial do cátodo mude, tem-se 
duas estratégias: 
 Adição de um despolarizador catódico (é 
reduzido mais “facilmente” ): 
 
NO3- + 10H+ +8e- → NH4+ + 3H2O Eº = +0,94 V 
 
 Adição de uma substância em alta 
concentração, que se reduza ou oxide sem que as 
espécies possam se depositar nos eletrodos. 
Dessa forma na superfície do eletrodo passa 
a acontecer uma reação. Esse eletrodo passa a 
manter então o potencial da espécie química que 
está em solução, mantendo-se alto, já que a 
concentração da substância adicionada é alta. 
 
 
Assim, é possível realizar a eletrodeposição 
do cobre sem a alteração do potencial daquele 
eletrodo. 
→ Usar uma célula com 3 eletrodos, com um 
potenciostato para controlar o potencial do 
cátodo e prevenir reações secundárias 
indesejáveis. 
 OBS: Eletrólitos são utilizados, como o H+ no 
intuito de se minimizar o efeito da queda ôhmica 
no sistema quando é aplicado diferença de 
potencial no mesmo. Isso porque o hidrogênio 
possui condutividade alta, diminuído assim a 
resistência. 
EXERCÍCIO: 
 Qual o potencial do cátodo que é necessário 
para reduzir 99,99% de Cu2+ 0,10 M para Cu(s)? É 
possível remover o Cu2+ sem reduzir o Sn2+ 0,10 M 
também presente na mesma solução? (OBS: 
Desconsiderar sobretensões) 
Cu2+ + 2e- → Cu(s) Eº = 0,339 V 
Sn2+ +2e- → Sn(s) Eº = - 0,141 V 
 
 No inicio, pode-se usar a equação de Nernst 
para encontrar o valor do potencial do cobre: 
 
 
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 O potencial encontrado no início do 
experimento é maior que o potencial do Sn, ou seja, 
o estanho ainda não irá depositar. 
 Quando 99,99% de cobre for depositado, sua 
concentração será de 0,01%: 
 
 O valor do potencial quando 99,99% do cobre 
é depositado ainda é menor que o potencial 
associado ao estanho, de modo que não há como o 
estanho se depositar no eletrodo 
 
COLOUMETRIA: MEDIDA DA VELOCIDADE DE 
UMA REAÇÃO ATRAVÉS DA CORRENTE 
 Utilização de sistemas contendo dois 
eletrodos, usando a velocidade de reação e a 
quantidade de carga que fluiu nesses sistema 
através da corrente para entender a quantidade de 
material. 
 Considerando um sistema com eletrodos de 
platina e se quer depositar cobre: 
 
 
 
 A partir do amperímetro é possível saber 
qual a corrente que fluiu no sistema e por quanto 
tempo fluiu. 
Se uma corrente I flui por um determinado 
tempo t, a carga Q, que passa pelo sistema em 
qualquer ponto no circuito é: 
 
Q = I t 
 Onde a carga Q é expressa em Coulombs, a 
corrente I em Ampères e o tempo t em segundos. 
A corrente é importante pra que se possa avaliar a 
velocidade da reação. Quanto mais rápido a reação se 
processa, maior é a corrente. 
LEMBRETE: Constante de Faraday é dada em 
Coloumb/mol  F = 96485 C/mol 
 
EXEMPLO: 
 Se uma corrente de 0,17 A fluir por 16 
minutos através da célula eletrolítica, quantos 
gramas de Cu(s) serão depositados? 
Q = (0,17 A ) × (16min × 60)s = 163,2 C 
 
Em termos de 1 mol de Cu, a semi-reação 
considera 2 mol e-, é preciso fazer a seguinte 
transformação: 
 
2 mol e- -- 2 × 96485 C 
X -- 163,2 C 
X = 8,45×10-4 mol de Cu 
 
1 mol de Cu -- 63,5 g 
8,45×10-4 mol – Y 
Y = 5,37×10-2 g de Cu 
 Coulometria a potencial constante 
 
→ Potencial da célula constante 
 Utilizando o mesmo exemplo usado na 
eletrogravimetria para explicar o conceito. 
 
Constante de 
Faraday 
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Gabriela Rodrigues 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 No início, tem-se só a reação do cobre 
acontecendo, a corrente decresce até acabar a 
quantidade de cobre presente no sistema. 
 
 Assim, a área da curva se feita a integral, 
obtêm-se a carga do sistema, como mostrada na 
equação. 
 Uma vez que aqui faz-se o monitoramento da 
carga, controlando o potencial da célula. 
Diferentemente da eletrogravimetria, é possível 
determinar muito bem metais que possuem 
potencial padrão maiores do que o do hidrogênio. 
 
 
 Quando se tiver metais com potenciais 
menores que o do hidrogênio, como o alumínio, 
por exemplo, não é possível determina-los. 
 Isso porque em determinado momento outro 
processo começa acontecer, como a redução ou 
oxidação do hidrogênio, não sendo possível 
diferenciar a carga dos elementos presentes 
naquele sistema. 
→ Potencial do eletrodo de trabalho constante 
(célula com 3 eletrodos) 
 Utiliza-se aqui células como essa: 
 
 O potencial do eletrodo de trabalho é 
mantido constante e a corrente flui entre o 
eletrodo de trabalho e o eletrodo auxiliar, evitando 
assim a deposição de outros metais. 
EXERCÍCIO: 
 A pureza de uma amostra de ácido pícrico, 
C6H3N3O7, é determinada por coulometria com 
potencial controlado, convertendo o ácido pícrico 
para triaminolfenol, C6H9N3O: 
 
 Uma amostra contendo 0,2917 g de ácido 
pícrico foi preparada em um balão volumétrico de 
1000 mL. 
V = 200 mL 
 
Solução: [Cu (II)] 
= 0,0222 mol/L + 
1 mol/L H+ 
 
R = 0,50  
Trabalho 
Referência 
Auxiliar 
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Gabriela Rodrigues 
 
 Uma alíquota de 10 ml foi transferida para 
uma célula coulometrica e certa quantidade de 
água foi adicionada a célula para cobrir totalmente 
o cátodo de platina. 
 A eletrólise exaustiva consumiu uma carga 
de 21,67 C. 
Dados: F = 96485 C.mol-1; MMácido pícrico = 229 g/mol 
 Qual a pureza da amostra de ácido pícrico? 
RESPOSTA: 
 Primeiro de tudo, é preciso converter os 18 
mol e-: 
18 mol e- -- 18 x 96485 C = 1736730 C 
 Sabendo a carga que foi consumida, e 
sabendo que na reação há a formação de 1 mol de 
ácido pícrico, pode-se fazer a seguinte relação: 
1 mol AP – 1736730 C 
X – 21,67 
X = 1,21 x 10-5 mol de AP 
 
 
 E quanto em mol de AP se tem em 1 L 
(quantidade de solução preparada)? 
1,21 x 10-5 mol – 10 mL 
Y – 1000 mL 
Y = 1,21 x 10-3 mol/L 
 Sabendo a MM do AP, é possível encontrar a 
quantidade em massa presente: 
1 mol – 229 g AP 
1,21 x 10-3 mol – Z 
Z = 0,2769 g de AP 
O intuito é saber a pureza do ácido pícrico, sabe-se 
a massa utilizada de AP, basta relacionar: 
 
0,2917 g AP – 100% 
0,2769 g – W 
W = 94.93% de pureza 
 Coulometria a corrente constante 
 Aplica-se uma corrente no sistema e através 
de uma técnica mais visual (indicador visual ou 
uma técnica instrumental) é possível saber a hora 
de parar a reação. 
 Se a corrente for constante ao longo de toda a 
reação, sabendo a hora que o experimento acabou, 
e sabendo que a área da curva fornece a carga. De 
posse da carga, consegue-se calcular a quantidade 
de cobre. 
 
 A ideia aqui é que sabendo a corrente e o 
tempo é possível calcular a carga, e daí calcular a 
quantidade em massa. É um método mais fácil.A coulometria a corrente constante é 
bastante usada em titulação coulométricas. 
  Titulação Coulométrica 
 A coulometria, como já dito, é uma técnica de 
análise química que se fundamenta na medida do 
número de elétrons que são transferidos em uma 
determinada reação. 
 Considerando, por exemplo, o ciclohexeno. 
Ele pode ser titulado com Br2, através da reação de 
oxidação eletrolítica do Br -. 
 
Isso em 10 mL, que foi a alíquota 
transferida para a célula. 
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Gabriela Rodrigues 
 
 
 
 
 Toda vez que se liga o sistema, brometo vira 
bromo, e o bromo reage com ciclohexeno. 
 Enquanto houver bromo sendo formado e 
ciclohexeno, há reação. Quando a quantidade de 
ciclohexeno acabar, significa que sobrará bromo 
em solução. Quando isso acontecer, somente a 
reação de oxidação do bromo estará ocorrendo, a 
titulação acabou. E sabe-se a carga do sistema, 
através de técnicas visuais ou instrumentais, uma 
vez que indicará que a titulação acabou e é possível 
saber o tempo e a corrente se manteve constante. 
VANTAGEM: Solução instável de bromo, e gera-se 
apenas a quantidade de reagentes que se precisa. 
O eletrodo age como a bureta da titulação, assim 
não é necessário a padronização do titulante. 
 
VANTAGENS DA COULOMETRIA 
- Não é necessário o uso de solução padrão, no lugar 
desta, a carga (coloumb) se torna o padrão primário; 
- Pode ser usados reagentes instáveis, pois são gerados 
e imediatamente consumidos, não havendo perdas de 
estocagem; 
- Podem ser geradas quantidade bem pequenas de 
titulante, não sendo necessário estocar, nem padronizar 
e o procedimento se adpta idealmente em escala micro 
ou semimicro; 
- Não há diluição da solução amostra; 
- Possibilidade de automação. 
 
 
REFERÊNCIAS 
 
Anotação de aula e resumo próprio. 
Vídeo aula USP: CLIQUE 
Eletrodo de Pt 
Excesso de Br – 
Ciclohexeno 
2Br -  Br2 + 2e
- (Oxidação) 
 
H+ + e-  H2O (Redução | eletrodo complementar) 
https://www.youtube.com/watch?v=KU18XV8XlJw