1 PRÁTICA 8 – Processos Eletroquímicos
Departamento de Química Inorgânica, IQ-UFF Responsável: Prof. Dr. Fabio da Silva Miranda
Revisado: Profa. Dr. Maria Domingues Vargas, Prof. Dr. José Márcio Siqueira, Bsc. Eloisa Borges e Borges.
Última modificação: 30/10/2017
1. Introdução
Processos eletroquímicos são importantes em diversas áreas da ciência e da economia.1-3 O roteiro experimental elaborado tem a finalidade de explorar algumas reações eletroquímicas, cujos principais agentes químicos envolvidos são compostos inorgânicos. O roteiro proposto requer mais de quatro horas de execução. Portanto, o professor pode optar pelos experimentos que achar mais apropriados para a turma.
2. Objetivos didáticos
Teóricos: Discutir reação de Fenton, corrosão, eletrodeposição, íons ferrato e percarbonato.
Gerais: Motivar discussões sobre processos eletroquímicos, curiosidades, plantas industriais, usos e aplicações.
3. Parte experimental
3.1. Recobrimento de superfícies metálicas química e eletroquimicamente
O objetivo desse procedimento é realizar o recobrimento de superfícies metálicas com uma fina camada de outro metal. Para isso, serão utilizados pregos como substrato metálico para recobrimento com cobre e cromo, já o níquel será depositado sob um fio de cobre. Em inglês, esse tipo de processo recebe o nome de plating.
Reagentes e equipamentos: Pregos (Fe)
Sulfato de cobre(II) 0,2 mol L-1 (CuSO
4.5H2O)
Ácido sulfúrico concentrado Fio de cobre (Cu)
Sulfato de níquel 0,5 mol L-1 (NiSO
4.7H2O)
Ácido bórico (H3BO3)
Cloreto de amônio (NH4Cl)
2 Eletrodo de aço inoxidável
Eletrodo de carbono Lixa
Água destilada Fonte de tensão DC Conector do tipo jacaré Suporte universal Garra e mufa Termômetro Fita para medir pH
Recobrimento do ferro metálico com cobre:4 Lixe 2 pregos até obter uma superfície totalmente livre de pontos de oxidação. Limpe as superfícies com papel e lave com água destilada. Coloque os dois pregos na solução de cobre(II) e deixe em repouso por 10 minutos. Observe qualquer mudança de cor na superfície do prego ou da solução.
Apresente as semi-reações e reações globais para o processo observado. Observe o aspecto do recobrimento formado e discuta (cor, brilho, textura).
Observação: a solução de Cu2+ é reutilizável e deve ser retornada para o frasco de origem. A concentração não será mais a mesma, porém é possível reutilizar a solução em mais alguns ciclos de eletrodeposição.
Recobrimento de cobre metálico com níquel:5,6 Lixe 1 fio de cobre até obter uma superfície totalmente livre de pontos de oxidação. Limpe a superfície com papel e lave com água destilada. Num béquer, coloque 30 mL da solução de NiSO4.7H2O 0,5 mol L-1, acrescente 0,45 g de
NH4Cl e 0,45 g de H3BO3, agite até obter uma solução homogênea. Coloque a solução num tubo
em U, conecte o eletrodo de carbono ao terminal positivo (vermelho) e conecte o fio de cobre (ou um dos pregos recoberto com cobre) ao terminal negativo (preto), aplique uma tensão abaixo de 1,8 V, com densidade de corrente de 0,1-0,3 A, por 10-20 minutos. Temperatura ideal: 20 à 30 ºC e pH 5,8–6,2. Observe qualquer mudança de cor na superfície do eletrodo ou da solução.
Apresente as semi-reações e reações globais para o processo observado. Observe o aspecto do recobrimento formado e discuta (cor, brilho, textura). Identifique o ânodo e o cátodo.
Discuta as diferenças observadas na eletrodeposição usando o eletrodo de carbono e o eletrodo de níquel.
Notas para preparação da solução de cobre(II)
Solução de Cu2+: para preparar 100 mL de solução de Cu2+, dissolva 5 g de CuSO4.5H2O em
3 3.2. Reação de Fenton7
O objetivo desse procedimento é demonstrar a capacidade oxidante da reação de Fenton. Reagentes e equipamentos:
Peróxido de hidrogênio 3 % v/v (H2O2)
Sulfato de ferro(II) (FeSO4.7H2O)
Sulfato de ferro(III) 0,1 mol L-1 (Fe
2(SO4)3.xH2O)
Ácido sulfúrico1 mol L-1 (H 2SO4)
Tiocianato de potássio 0,1 mol L-1 (KSCN)
Alaranjado de metila 1x10-3 mol L-1
Azul de bromofenol 1x10-3 mol L-1
Fluoresceína 1x10-3 mol L-1
Água destilada Béquer 100 mL
Iniciar as reações simultaneamente ou cronometre as reações individualmente.
Prepare 9 tubos de ensaio com 1 mL de água destilada cada um. Nos tubos 1–3, adicione 10 gotas de alaranjado de metila, nos tubos 4–6, 10 gotas de azul de bromofenol e nos tubos 7–9 10 gotas de fluoresceína.
Reação de Fenton iniciando com Fe2+: (Um grupo prepara a solução para todos os demais grupos) Num béquer de 100 mL coloque 25 mL de água destilada e 1 mL de H2SO4 1 mol L-1
e agite bem, acrescente 0,12 g de FeSO4.7H2O e misture bem, por último adicione 20 mL de
H2O2 3% v/v. Adicione 1 mL dessa solução recém preparada nos tubos 1, 4 e 7. Se ocorrer
decomposição completa dos corantes adicione 3 gotas de NaSCN para verificar a presença do íon Fe3+.
Reação de Fenton iniciando com Fe3+: (Um grupo prepara a solução para todos os demais grupos) Num béquer de 100 mL coloque 25 mL de água destilada e 1 mL de H2SO4 1 mol L-1
e agite bem, acrescente 5 mL de Fe2(SO4)3.xH2O 0,1 mol L-1 e misture bem, por último adicione
20 mL de H2O2 3% v/v. Adicione 1 mL dessa solução nos tubos 2, 5 e 8.
Nos tubos 3, 6 e 9 adicione 0,5 mL de peróxido de hidrogênio 3% v/v e 1 mL de H2SO4 1 mol L -1, esses tubos serão os padrões de comparação.
Compare os resultados obtidos para o reagente de Fenton preparado com Fe2+ e Fe3+ e
com o peróxido de hidrogênio sozinho. Qual reação ocorreu mais rápido? Explique através de equação o teste feito com tiocianato.
Escreva todas as equações referentes às principais reações envolvidas em cada etapa. Notas para preparação de soluções de ferro(II) e ferro(III)
4 Solução de Fe2+: como o íon Fe2+ é facilmente oxidado pelo ar. O recomendado é preparar as soluções no momento do uso e manter sob atmosfera inerte.
Solução de Fe3+: a principal dica é manter o pH em torno de 2 para evitar a hidrólise do Fe3+. Por exemplo: para preparar 1 L de uma solução 0,1 mol L-1 de cloreto de ferro(III), dissolva 16,22 g de FeCl3.6H2O em 1 L de água e adicione 2 mL de ácido clorídrico concentrado. Para
preparar 1 L de uma solução 0,1 mol L-1 de sulfato de ferro(III), dissolva 39,99 g de Fe2(SO4)3.xH2O em 1 L de água e adicione 1,5 mL de ácido sulfúrico concentrado.
3.3. Reações do íon ferrato (Para ser realizado por um grupo)8
O objetivo desse procedimento é preparar o íon ferrato e testar a sua capacidade oxidante. Reagentes e equipamentos:
Pregos de ferro
Hidróxido de sódio 6 mol L-1 (NaOH)
Cloreto de ferro(III) 0,1 mol L-1 (FeCl
3.6H2O)
Sulfato de cromo(III) 0,1 mol L-1 (Cr
2(SO4)3)
Hipoclorito de sódio 5-6 % (NaClO) Hidróxido de sódio (NaOH)
Ácido sulfúrico 2 mol L-1 (H 2SO4) Etanol Algodão Tubo em U Béquer 100 mL Fonte de tensão
Preparação eletroquímica do íon ferrato: Pegue um pedaço de algodão e embebede na solução de NaOH 6 mol L-1, utilize algodão suficiente para criar uma bolinha que será inserida no meio do Tubo em U. Complete ambos os lados do tubo em U com a solução de NaOH 6 mol L-1, utilize dois pregos recém lixados como eletrodos. Coloque um prego em cada saída do tubo em U, conecte os cabos aos eletrodos e a fonte de tensão, aplique um potencial entre 8-10 V por 10 minutos, ou até a solução apresentar uma coloração púrpura intensa, que ocorrerá no ânodo. Quanto maior o tempo de reação maior será a concentração de ferrato. Transfira a solução púrpura para um béquer. Obtenha um espectro UV-visível diluindo 0,1-0,3 mL da solução produzida em 3 mL de água destilada, compare o espectro obtido com a referência, o pico com máximo de absorção em 505 nm ( = 1070 L mol-1 cm-1) pode servir para confirmar a presença e a concentração do íon ferrato.
Separe 3 alíquotas de 1 mL da solução de ferrato e teste a reatividade da solução. No tubo 1, adicione 1 mL de etanol e observe se ocorre formação de bolhas, associadas à oxidação de espécies orgânicas. No tubo 2, adicione 10 gotas de Cr3+, observe se ocorre mudança de cor associada à oxidação do íon Cr3+. Meça o pH da solução resultante. No tubo 3, adicione 3-5 gotas de H2SO4 2 mol L-1 e observe se a solução muda de cor e ocorre produção de bolhas,
associadas à oxidação da água. Meça espectros UV-visível da solução resultante em todos os casos.
5 Escreva e comente todas as reações desse procedimento.
Explique as mudanças de cor observadas e os espectros UV-visível obtidos.
Preparação química do íon ferrato (alternativo): Coloque 20 mL de NaClO num béquer de 100 mL e adicione 10 g de NaOH, agite a solução até observar a dissolução completa. Enquanto a solução ainda estiver quente adicione 1,5 mL da solução de Fe3+ 0,1 mol L-1 e agite. Deixe a solução esfriar e filtre o precipitado. O sobrenadante de cor púrpura contém o íon ferrato. Obtenha um espectro UV-visível para confirmar a presença e concentração de ferrato.
3.4. Preparação e uso do percarbonato de sódio (Opcional)9,10
O objetivo desse procedimento é preparar o percarbonato granular e testar a sua reatividade. Reagentes e equipamentos:
Peróxido de hidrogênio 10 % v/v (H2O2)
Carbonato de sódio (Na2CO3)
Iodeto de potássio 0,1 mol L-1 (KI)
Etanol absoluto Fluoresceína 1x10-3 mol L-1 Pistola de secagem Papel filtro Kitassato Funil de Büchner Bomba de vácuo Coador de chá
Dissolva 5 g de NaCO3 em 10 mL de água destilada, agite por 30 minutos e filtre, adicione
15 mL de H2O2 10 % v/v ao sobrenadante e mantenha agitação por 10 minutos, adicione 50 mL
de etanol absoluto, agite e observe a formação de precipitado. Filtre o precipitado. Transfira o precipitado para um coador de chá, com o auxílio de uma pistola de aquecimento seque o precipitado aplicando simultaneamente um spray de Na2CO3 saturado sobre o material.
Qual é a finalidade de dispersar um spray de Na2CO3 simultaneamente com a secagem da
amostra?
Qual é a composição esperada para o material? O processo é apenas físico ou ocorre reação química?
Pegue um granulo formado e dissolva em água. Observe a velocidade de dissolução. Meça o pH. Teste a reatividade do percabonato com fluoresceína e iodeto de potássio.
Explique as reações que ocorreram. 4. Pré-relatório
O professor pode indicar alguns dos itens sugeridos abaixo: Discuta eletrólise, eletrodeposição, pilhas e baterias.
6 Em termos de aspectos econômicos faça um balanço brasileiro e mundial, se possível comente plantas industriais em funcionamento, planejadas e desativadas que empregam processos eletroquímicos.
Discuta toxicidade, descarte e reciclagem dos compostos envolvidos em processos industriais que empregam eletrodeposição.
5. Referências
1. SHRIVER, D. F.; ATKINS, P. W. Química Inorgânica. 4ª Ed., Porto Alegre: Bookman, 2008. 2. MIESSLER, G. L.; TARR, D. A. Química Inorgânica, 4ª Ed., Pearson, 2011.
3. HUHEEY, J. E.; KEITER, E. A.; KEITER, R. L. Inorganic Chemistry: Principles of Structure
and Reactivity, 4ª Ed., New York: Harper & Row, 1993.
4. HERRMANN, M. S. An easy-to-do plating experiment. J. Chem. Educ., 1992, 69, 60-61. DOI: 10.1021/ed069p60
5. MORITA, T.; ASSUMPÇÃO, R. M. V. Manual de soluções, reagentes e solventes, 2ª Ed. São Paulo: Blucher, 2007.
6. PARKER, R. H. An inexpensive electrodeposition device and its use in a quantitative analysis laboratory exercise. J. Chem. Educ., 2011, 88, 1428–1430.DOI: 10.1021/ed101202t
7. LUEHRS, D. C.; ROHER, A. E. Demonstration of the Fenton reaction. J. Chem. Educ., 2007, 84, 1290–1291.DOI: 10.1021/ed084p1290
8. IBANEZ, J. G.; TELLEZ-GIRON, M.; ALVAREZ, D.; GARCIA-PINTOR, E. Laboratory experiments on the electrochemical remediation of the environment. Part 6: Microscale Production of Ferrate.J. Chem. Educ., 2004, 81, 251–254. DOI: 10.1021/ed081p251
9. NAKANO, M.; OGASAWARA, H.; WADA, T.; KOGA, N. Reactivity of household oxygen bleaches: a stepwise laboratory exercise in high school chemistry course. J. Chem. Educ., 2016,
93, 1415–1421. DOI: 10.1021/acs.jchemed.5b00742
10. WADA, T.; KOGA, N. Kinetics and Mechanism of the Thermal Decomposition of Sodium Percarbonate: Role of the Surface Product Layer. J. Phys. Chem. A, 2013, 117, 1880–1889.DOI: 10.1021/jp3123924
