Determinação do cobre de latão por eletrogravimetria

1. Resultados e Discussão

EL. 3.1 – Determinação do cobre em latão por eletrogravimetria

Na eletrogravimetria o cobre é depositado em um cátodo de platina previamente pesado e o aumento de massa é determinado.

No cátodo de platina ocorre a redução do Cu2+ para Cu0 e no ânodo ocorre a oxidação da água com liberação de O¬¬2. As semi-reações e a equação global que ocorre são:

Cu2+(aq) + 2 e-¬¬¬ Cu0¬(s) E¬0 = +0,337 V (Cátodo) [E1]

O2(g) + 4H+(aq) + 4 e- 2 H2O(l)¬¬¬ E0 = +1,229 V (Ânodo) [E2]

2 Cu2+(aq) + 2H2O(l) 2Cu0 + O2(g) + 4H+(aq) Ecélula = +0,337 – (+1,229) = - 0,892 V [E3]

Através do potencial da célula calculado acima, conclui-se que a reação não é espontânea, sendo assim, a reação no sentido de redução do cobre não ocorre em condições normais, somente ocorrerá com a aplicação de um potencial externo, como foi empregado nesse experimento.

Com a realização desse procedimento temos que:

mCu(25mL) = mcáodo com Cu – mcátodo sem Cu

¬Como se analisou apenas 25mL da amostra, para uma amostra de 100mL (volume do balão volumétrico) utiliza-se a seguinte relação:

25mL ---- mCu(25mL)

100mL ---- mCu(100mL)

Como a massa de latão pesada para o preparo da amostra foi de 0,1006g para calcular-se a porcentagem de cobre no latão utiliza-se a seguinte relação:

1,0006g ---- 100%

mCu(100mL) ---- x

onde x é a porcentagem de cobre no latão.

Substituíram-se os valores obtidos no experimento nas fórmulas acima, os resultados obtidos estão dispostos na tabela a seguir:

Tabela 1: Valores obtidos na realização do experimento e na substituição das fórmulas anteriores:

Alíquota Massa do cátodo sem cobre (g) Massa do cátodo com cobre (g) Massa de cobre na amostra de 25mL (g) Massa de cobre na amostra de 100mL (g) % de cobre na amostra de latão (%)

1 13,0157 13,1721 0,1564 0,6256 62,52

2 13,0157 13,1701 0,1544 0,6176 61,72

Calculando-se a média e o desvio padrão temos que na amostra analisada havia a seguinte porcentagem de cobre:

%Cu = (61,12 +/- 0,57) %

No frasco de da amostra de latão indicava 63,04% de Cobre, calculando-se o erro relativo:

Erel = Vteórico - Vobtido

¬ Vteórico

Substituindo-se a média calculada anteriormente e o valor teórico indicado no frasco, obtém-se:

Erel = 0,03%

Ou seja, apresenta um erro relativo muito pequeno, o que mostra que o valor obtido é extremamente próximo do esperado. Através dessa análise é possível determinar que a eletrogravimetria é um procedimento preciso e simples de ser realizado. Apesar disso ocorreram perdas, que podem ser explicadas pela retiradas instantes antes da decomposição completa do cobre no eletrodo de platina, mesmo com o teste de adicionar uma certa quantidade de água, aguardar e observar se onde se adicionou água o eletrodo alterou-se sua coloração para acobreado, uma pequena parte pode não ter sido observada, dando assim uma quantidade de cobre menor no eletrodo.

O ácido sulfômico (NH4SO3H) é colocado na solução da amostra para evitar a redução do hidrogênio, e assim a água é oxidada e o cobre reduzido como o proposto para o experimento. O nitrato (proveniente do ácido nítrico) tem a mesma intenção do ácido sulfômico, pois como o potencial de redução do íon nitrato é maior que o do hidrogênio, não ocorre a liberação de hidrogênio (redução), evitando que outros íons sejam reduzidos além do cobre.

NO3-(aq) + 3H+(aq) + 2e- HNO2(aq) + H2O(l) E0 = +0,94V [E4]

2H+(aq) + 2e- H2(g) E0 = 0.00V [E5]

O latão é formado por cobre e zinco, porém o cobre possui maior tendência a reduzir, como pode ser observado nas equações [E1] e [E6] pois no caso do zinco seria necessário uma diferença de potencial maior para que houvesse sua redução.

Como o experimento foi conduzido à aproximadamente 2,5V e 0,8 A ocorre somente a deposição do cobre.

EL 3.2 – Derterminação de ácido ascórbico em medicamentos usando a coulometria aperostática

Na coulometria amperostática ou titulação coulométrica, emprega-se um titulante gerado eletroliticamente a corrente constante, ou seja, a corrente é cuidadosamente mantida em um nível conhecido através de um amperostato. O produto dessa corrente em amperes e o tempo em segundos necessários gera um número de coulombs proporcional à quantidade do analito envolvido na eletrólise (lei de Faraday). Essa relação é utilizada para determinar a concentração do titulado (ácido ascórbico).

Ao primeiro momento da titulação, o iodo é gerado a partir da oxidação do iodo e da redução da água, em seguida, o iodo gerado reage com o ácido ascórbico, e então o iodo e reduzido a iodeto eo ácido ascórbico é oxidado a dehidroascórbico (DHA).

I2 + 2 e- 2 I- [1]

C6H6O6 (aq) + 2H+ (aq) + 2e- C6H8O6 (aq) [2]

C6H8O6 (aq) + I2 (aq) C6H6O6 (aq) + 2H+ (aq) + 2 I- (aq) [3]

IO3- + 5I- + 6H+ → 3I2 + 3H2O [4]

Quando o ácido ascórbico é oxidado, ocorre a formação de I-, uma espécie incolor, como mostrado na equação [3]. Porém quando o ácido for consumido, o iodo formado permanece em solução conferindo uma coloração acastanhada, quando em presença de amido forma com I2 uma solução de coloração azul.

I-(aq) + I2 (aq) I3- (aq) + amido [5]

Sabendo que a quantidade de eletricidade ou de carga pode ser estabelecida em unidades de coulomb (C) , ou seja, coulomb é a quantidade de carga transportada em um segundo por uma corrente