UNIVERSIDADE FEDERAL DO VALE DO SÃO FRANCISCO

CURSO DE ENG. ELÉTRICA

DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL PRÁTICA

PROFESSORA: ANDRÉA FERRAZ

RELATÓRIO DE EXPERIMENTO 9

GALVANOPLASTIA

Alunos: Carlos Tafarel Davi Ricarto

Turma: CB

Data: 24/10/2012

Juazeiro-Bahia

1. Introdução Teórica

O objeto de estudo da eletroquímica é as reações que envolvem a transferência

de elétrons entre duas espécies químicas, além dos fenômenos envolvidos na produção

de corrente elétrica a partir de reações de óxido-redução e a utilização de corrente

elétrica na produção dessas reações [1].

Reações de oxirredução consistem em reações químicas muito importantes,

neste tipo de reação sempre existirá perda e ganho de elétrons. Quando uma substância

perde algum elétron ocorre à oxidação desta substância e contrariamente a isso, a

redução refere-se ao recebimento (ganho) de elétrons. A eletroquímica é o estudo das

relações entre a eletricidade e as reações químicas [2]. As substâncias que estão

envolvidas em uma reação eletroquímica são caracterizadas pelo seu número

de elétrons. Cada elemento químico possui um número de oxidação característico, logo

para se determinar se uma reação é de oxirredução é necessário saber sobre os números

de oxidação de todos os elementos que estão envolvidos na reação, através deste

procedimento é possível prever quais elementos variam o estado de oxidação. No

processo de oxidação o número de oxidação da espécie que se oxida, cresce. Por outro

lado, durante a redução, o número de oxidação da espécie que se reduz, diminui[3]. Em

reações de redox a oxidação e a redução devem ocorrer, quando uma substância é

oxidada, a outra consequentemente deverá é reduzida.

É possível usar a energia elétrica (corrente elétrica) para fazer com que as

reações oxirredução não espontâneas ocorram, esse processo é conhecido como reações

de eletrólise[2]. A eletrólise ajuda na ionização ou dissociação do composto em íons

com a passagem de uma corrente contínua. As duas formas comuns de eletrólise são:

eletrólise ígnia e a eletrólise em meio aquoso, na primeira ocorre na ausência de água,

geralmente são compostos iônicos fundidos Já a segunda a eletrólise aquosa ocorre com

a passagem da corrente elétrica através de um líquido que conduz a eletricidade[3].

A galvanoplastia consiste em um processo que por eletrólise faz-se um íon se

reduzir e depositar-se em uma fina camada de metal em outro para melhorar o aspecto

visual e a resistência à corrosão. A prática da galvanoplastia está baseada nos eletrodos

ativos – eletrodos que participam do processo de hidrólise[2].

2. Objetivos

Aplicar conceitos da eletroquímica para analisar o processo de galvanização.

3. Procedimento Experimental

Eletroposição de cobre, antes da niquelação foi necessário primeiro dar um

banho de cobre na chave, uma vez que o níquel só apresenta boa aderência ao cobre ou

latão. Pegou-se a chave e lixou-a para retirar todo o seu recobrimento. Lavo-a com

bastante água destilada e, em seguida com álcool etílico. Após seca-la pesou-se a chave

em balança analítica, entretanto evitou-se tocá-la com as mãos para não sujá-la com a

gordura que supostamente tínhamos contida nas mãos. O banho de cobre foi preparado

pesando-se 10,0 g de sulfato de cobre e dissolvendo-se esta massa em 50 mL de uma

solução aquosa contento cerca de 1,0 g de ácido sulfúrico. Mergulhou-se na solução um

fio de cobre previamente lixado que funcionou como ânodo. Usou-se também um

pedaço de fio de cobre para amarrar a chave e mergulha-la na solução. A chave foi o

cátodo da cela eletrolítica. Conectaram-se estes eletrodos à fonte externa a 6,0 volts e

aguardou a eletroposição do cobre na chave. Quando se observou que a chave

apresentava uma coloração marrom-metálico característico do cobre, parou-se o

processo e lavou-se a chave com água destilada e em seguida com álcool etílico.

Secando-se e pesando-se novamente. A chave estava pronta para a niquelação.

Eletroposição de níquel, para preparar o banho de níquel pesou-se 6,0 g de sulfato de

níquel, 0,75 g de cloreto de amônio e 0,75 g de ácido bórico. Dissolveu-se todos estes

compostos em 50 mL de água destilada. Fazendo o uso de um papel indicador verificou-

se o pH da solução. Este tinha que está entre 3,8 e 4,6. Caso o pH estivesse fora deste

intervalo deveria-se usar a solução de ácido sulfúrico para baixar o pH (aumentar a

acidez), ou solução de carbonato de níquel para aumentar o pH. Mergulhou-se na

solução o ânodo e o cátodo (a chave) os quais estavam conectados à fonte externa de 6,0

volts. Deixou-se a eletroposição ocorrer até que se observou-se uma cor parecida com

prata metálica. Desconectou-se a cela eletrolítica, retirou-se a chave, lavando-a com

bastante água destilada, secou-se e a pesou-a novamente.

4. Resultados e Discussões

A primeira parte do experimento consistiu na eletrodeposição do cobre, depois

de lixado a chave para retirar todo o seu recobrimento, lavamos com água destilada e

álcool etílico e determinamos em balança analítica a massa da mesma que foi de 5,3703

g.

Após isso, preparamos o banho de cobre pesando 9,9754 g de sulfato de cobre e

dissolvendo essa massa em 50 mL de uma solução aquosa de ácido sulfúrico, como

podemos observar pela reação abaixo:

CuSO4(s) + H2SO4(aq) H2Cu(SO4)2(aq)

Mergulhamos nesta solução um fio de cobre previamente lixado que funcionou

como ânodo (oxidação), que é o pólo negativo da fonte eletrolítica como neste caso

de eletrólise, é o eletrodo de onde saem os ânions. Usamos também um pedaço de fio de

cobre para amarar a chave e mergulha-la na solução preparada anteriormente, a chave

funcionou como o cátodo (redução) da cela eletrolítica, o cátodo consiste

ao elétrodo positivo da fonte elétrica de alimentação que utilizamos. É no cátodo que

os íons negativos (ânions) foram atraídos.

O cobre da solução de sulfato de cobre foi utilizado no processo de

eletrodeposição e o ácido sulfúrico funcionou como um eletrólito para aumentar a

condutividade da solução devido à presença de íons sulfato. A passagem constante de

corrente (0,37 AMPS e 6,0 volts – fonte externa) no sistema provocou a seguinte

reação:

Cu+2

(aq)+ 2 e- Cu

0(s)

onde os íons de cobre que se depositaram sobre a chave foram provenientes tanto da

redução da solução de sulfato de cobre quanto da oxidação do ânodo de cobre presente

na célula eletrolítica. Passado alguns minutos, quando a chave ficou completamente

com uma cor de marrom-metálico característico do cobre, desligou-se a fonte externa e

a chave foi lavada novamente com água destilada e álcool etílico. Depois disso foi

levada a estufa e determinada novamente a sua nova massa, que foi de 5,6411 g. Logo

podemos concluir que ouve uma eletrodeposição de cobre metálico sobre a chave,

desconsiderando o valor do fio de cobre utilizado para amarrar chave que foi de 0,1033

g a eletrodeposição do cobre foi de 0,1675 g.

A segunda parte do experimento consistiu na eletrodeposição do níquel, onde

para preparar o banho de níquel foram utilizados 6,0093 g de nitrato de níquel, 0,7563 g

de cloreto de amônia e 0,7497 g de ácido bórico. Após a dissolução destes componentes

em 50 mL de água destilada, verificamos o potencial de hidrogênio desta solução que

era pH=4. O pH é considerado muito importante num banho de níquel, nos banhos

modernos o pH varia de 2,0 a 4,5, sendo considerado ideal valores entre 3,5 a 3,8. As

melhores propriedades do depósito serão obtidas mantendo-se a faixa de pH abaixo de

4. Como observado durante a eletrodeposição do níquel na chave, ouve a liberação de

gás hidrogênio como mostrado na reação abaixo:

2 H+ + 2e ↔ H2

O processo de eletrodeposição ocorreu até que se observou que a chave adquiriu

uma coloração parecida com prata metálica, onde desligamos a cela eletrolítica e

retiramos a chave da solução em que ela estava imersa. Feito isso a lavamos com

bastante água destilada, secando-a e determinando a sua nova massa na balança

analítica. A nova massa encontrada depois do processo de eletrodeposição do níquel foi

5,3492 g. A partir da nova massa obtida podemos inferir que ouve uma deposição de

0,2919 g de níquel sobre a chave.

Aumentando a condutividade elétrica no banho de níquel aumentamos a

velocidade de deposição do níquel sobre a chave, neste experimento usamos uma

voltagem de 6,0 volts com corrente de 0,58 AMPS. A utilização do ácido bórico na

composição da solução se justifica por se tratar de uma substância tampão, desde modo

ele atua como função tamponante, sobretudo na interface catodo/banho no qual ocorre

acentuadamente o aumento de pH.

5. Conclusões

O processo de recobrimento de uma superfície de algum metal por outro metal é

conhecido como galvanoplastia, quando a corrente elétrica é ligada, há uma

eletrodeposição dos íons positivos que migram através das soluções até atingirem o

ânodo, ficando lá depositados sobre chave. Em suma o experimento consistiu em duas

etapas de eletrodeposição de diferentes metais, a presença da corrente elétrica neste

processo transferiu os íons para a outra superfície que neste caso era a chave produto da

eletrodeposição. As reações produzidas neste processo não são espontâneas, pois foi

necessário fornecer energia elétrica para que pudesse deslocar os íons presentes .

6. Referências

[1] - USBERCO, J., Salvador, E.; (2002). Química - volume único. 5 edição. Saraiva,

São Paulo Parte 1: Química Geral, Unidade 9: Equilíbrio, páginas 356-381.

[2] - BROWN, Theodore L.; JUNIOR, H. Eugene LeMay; BURSTEN, Bruce E.;

BURDGE, Julia R. Química: A ciência Central. Volume único. 9ª Edição. Peaerson.

São Paulo, Capítulo 20: Eletroquímica, páginas 721-754, 2005.

[3] – Winkipédia. Reações de Redox. Disponível em:

<http://pt.wikipedia.org/wiki/Rea%C3%A7%C3%A3o_redox > acesso em 20/10/2012

às 21:35.

[3] – Info Escola. Eletrólise. Disponível em:

<http://www.infoescola.com/quimica/eletrolise/ e

http://pt.scribd.com/doc/7145724/Quimica-Aula-19-Eletrolise> acesso em 09/10/2012 às

21:15.

7. Questões

1) Primeiramente faria a eletrodeposição do cobre sobre o soldadinho e depois a

eletrodeposição do níquel, pois a primeira ajuda a segunda a manter uma aderência da

segunda o que protege da corrosão oxidação e ataques de bactérias.

2) O cobre ajuda o níquel a manter uma melhor aderência.