CQ301 - Eletroquímica - Bancada 2

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<p>UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARANÁ</p><p>SETOR DE CIÊNCIAS EXATAS</p><p>DEPARTAMENTO DE QUÍMICA</p><p>CURSO DE LICENCIATURA EM QUÍMICA</p><p>Estudantes: Felipe Shibukawa, Hannah Sauer e João Vitor Brugnerotto</p><p>Disciplina: Prática de Ensino em Físico-Química (CQ301)</p><p>Professor: Marcio Vidotti</p><p>Experimento 3:</p><p>Galvanoplastia de cobre em superfícies de alumínio</p><p>Introdução</p><p>Justificativa</p><p>A eletrodeposição é uma técnica que serve para depositar uma camada de</p><p>metal sobre um substrato por meio de uma corrente elétrica controlada. Existem</p><p>várias aplicações industriais relacionadas ao revestimento de metais mais</p><p>disponíveis comercialmente, como o ferro e o alumínio, por metais mais nobres,</p><p>como cobre, prata e ouro.</p><p>Relação com o conteúdo de Química no Ensino Médio</p><p>Por ser uma reação não-espontânea, ela demanda o uso de eletricidade para</p><p>que o potencial elétrico seja convertido em potencial químico, o que se caracteriza</p><p>como parte do conteúdo de Eletroquímica. Além disso, é possível explorar a</p><p>reatividade de metais, seus potenciais-padrão de redução, reações de oxirredução e</p><p>os princípios de uma eletrólise.</p><p>Materiais</p><p>Reagentes</p><p>- 2.5 g de sulfato de cobre pentahidratado</p><p>- Pedaços de latas de alumínio, com áreas de 10 cm², 20 cm² e 30 cm²</p><p>- Pedaços de fio de cobre</p><p>- 300 mL de água</p><p>Vidrarias</p><p>- Multímetro</p><p>- Fonte de alimentação</p><p>- 1 cabo elétrico para montagem do circuito</p><p>- 2 cabos elétricos com jacarés</p><p>- 1 béquer de 500 mL</p><p>Resultados e Discussões</p><p>O experimento consistiu na montagem de um sistema em que o ânodo era um</p><p>fio de cobre e o cátodo era uma superfície de alumínio; ambos os eletrodos foram</p><p>submersos em uma solução contendo 0.01 mol de sulfato de cobre pentahidratado.</p><p>Uma fonte de alimentação foi utilizada para a passagem de corrente - controlada por</p><p>meio de uma diferença de potencial aplicada no sistema, medida com o auxílio de</p><p>um multímetro - durante um período de tempo cronometrado.</p><p>Figura 1: sistema montado em um dos testes iniciais</p><p>(Fonte: autoria própria, 2023)</p><p>No primeiro teste, um pedaço de papel alumínio de área 10 cm² foi submetido</p><p>a uma diferença de potencial de 9.0 V por um período de 6 minutos. Notou-se um</p><p>escurecimento significativo na superfície do alumínio, que era facilmente removido;</p><p>presume-se que seja óxido de cobre(II), dada a voltagem. Não houveram diferenças</p><p>significativas entre as massas iniciais e finais, o que corrobora a hipótese de que</p><p>não houve deposição de cobre.</p><p>Figura 2: óxido de cobre(II) formado na superfície do papel alumínio</p><p>(Fonte: Reprodução/YouTube, 2018)</p><p>Já no segundo teste, em que se utilizou uma das placas de alumínio</p><p>disponíveis no laboratório (cuja área era aproximadamente 10 cm²), adicionou-se 10</p><p>gotas de ácido sulfúrico 1 mol/L, bem como se reduziu o potencial aplicado para 1.6</p><p>V, houve um resultado satisfatório tanto do ponto de vista qualitativo, com o alumínio</p><p>adquirindo uma aparência mais próxima do esperado, quanto quantitativa, a partir de</p><p>uma variação entre as massas iniciais e finais.</p><p>Figura 3: cobre depositado na placa de alumínio utilizada</p><p>(Fonte: autoria própria, 2023)</p><p>A partir destas informações, planejou-se um terceiro teste, de forma mais</p><p>sistemática, a partir de alumínio retirado de latas de refrigerante e cortado nos</p><p>tamanhos de 10 cm², 20 cm² e 30 cm², para verificação do efeito da área superficial.</p><p>Ademais, aumentou-se levemente o potencial aplicado, para 2.0 V, e reduziu-se o</p><p>tempo para 5 minutos, haja vista que a reação já não prosseguia após este período.</p><p>Os resultados quantitativos foram compilados no Quadro 1, a seguir.</p><p>Figura 4: placa de alumínio de 30 cm² após o procedimento</p><p>(Fonte: autoria própria, 2023)</p><p>Quadro 1: variações de massa e corrente produzida pela fonte</p><p>Área</p><p>Massa de cobre Massa de alumínio</p><p>Corrente</p><p>Inicial Final Inicial Final</p><p>10 cm² 7.610 g 7.605 g 1.980 g 1.985 g 20 mA</p><p>20 cm² 5.770 g 5.760 g 3.970 g 3.980 g 40 mA</p><p>30 cm² 7.570 g 7.555 g 5.840 g 5.855 g 60 mA</p><p>Apesar de ter ocorrido deposição do cobre no alumínio, a diferença de massa</p><p>foi relativamente pequena. Contudo, como mostrado pelo quadro, manteve-se uma</p><p>proporcionalidade: ao dobrar e triplicar a área, também dobrou-se e triplicou-se as</p><p>variações de massa e a corrente que passou pelo sistema, respectivamente.</p><p>Para fins quantitativos, determinou-se a massa esperada para a deposição do</p><p>cobre, conforme as condições experimentais. Com a corrente constante, é possível</p><p>determinar a quantidade de carga que passou pelo sistema. Neste caso, para a área</p><p>de 10 cm²:</p><p>ΔQ = I * Δt</p><p>ΔQ = 0.02 A * 300 s</p><p>ΔQ = 6.0 C</p><p>A quantidade de cobre metálico pode ser determinada a partir da constante</p><p>de Faraday. Como a quantidade de elétrons é o dobro da de cobre (dado que Cu2+ +</p><p>2 e- → Cu), basta multiplicá-la por 2:</p><p>n = 6.0 C / (96485 C mol-1 * 2)</p><p>n = 3.1 * 10-5 mol</p><p>Consequentemente, para determinar a massa, multiplicou-se pela massa</p><p>molar do cobre:</p><p>m = n * MM</p><p>m = 3.1 * 10-5 mol * 63.546 g mol-1</p><p>m = 2.0 mg</p><p>Considerando que este valor é 40% da variação de massa determinada pela</p><p>balança (5 mg), supõe-se que os 60% restantes sejam de moléculas de água</p><p>adsorvidas na superfície da placa de alumínio que não puderam ser removidas</p><p>eficientemente antes do processo de pesagem. Como a proporção se manteve a</p><p>mesma para as outras áreas superficiais, a mesma lógica também se aplica para</p><p>elas.</p><p>Por fim, em relação ao Teste 1, decidiu-se investigar rapidamente qual seria o</p><p>limiar do potencial aplicado para que haja um predomínio de óxido de cobre ao invés</p><p>de óxido metálico. Sucessivas voltagens foram aplicadas e mantidas por alguns</p><p>segundos até se determinar que o fenômeno acontece na faixa entre 3.0 V e 4.0 V. A</p><p>partir disso, testou-se 3.5 V, o que não deu indicações visuais de que o óxido se</p><p>formaria no período de tempo; o teste seguinte, com 3.6 V, já apresentou sinais de</p><p>oxidação do cobre.</p><p>Referências</p><p>ALUMINIUM and Copper(II) Sulfate. Produção de Wayne Breslyn. College Park:</p><p>University of Maryland, 2018. Disponível em: https://www.youtube.com/</p><p>watch?v=lgX-7h-mEYw. Acesso em: 17 de novembro de 2023.</p><p>LISBOA, Julio Cezar Foschini et al. Ser Protagonista: Química, volume 2. São</p><p>Paulo: Editoras SM, 2016, p. 235-238.</p><p>RIBEIRO JÚNIOR, Marconi dos Santos. Aplicação de aula prática de eletrólise no</p><p>Ensino Médio e sua avaliação com o método de evocação livre de palavras.</p><p>2019. Trabalho de Conclusão de Curso (Licenciatura em Química) - Instituto Federal</p><p>da Paraíba, João Pessoa, 2019. Disponível em: https://repositorio.ifpb.edu.br/jspui/</p><p>bitstream/177683/2940/1/TCC%20.pdf. Acesso em: 5 de outubro de 2023.</p><p>SHIBUKAWA, Felipe; CASTELLO, Gabriel. Determinação coulométrica de ácido</p><p>ascórbico. Curitiba: Universidade Federal do Paraná, 2022.</p><p>https://www.youtube.com/watch?v=lgX-7h-mEYw</p><p>https://www.youtube.com/watch?v=lgX-7h-mEYw</p><p>https://repositorio.ifpb.edu.br/jspui/bitstream/177683/2940/1/TCC%20.pdf</p><p>https://repositorio.ifpb.edu.br/jspui/bitstream/177683/2940/1/TCC%20.pdf</p>