Electrodeposicion Final.docx

ELECTRODEPOSICION OBJETIVOS   

Provocar la electrodeposición para recubrir un objeto metálico de una capa de otro metal y cuantificar la cantidad de metal depositada. Calcular la carga y la intensidad de corriente necesaria para provocar la precipitación de una cantidad del metal concreta Diseñar un experimento que permita investigar la velocidad de electrodepositacion de cobre en función del flujo de corriente eléctrica como variable independiente, manteniendo constantes todas las demás variables.

INTRODUCCIÓN TEORICO La electrodeposición es un proceso electroquímico en el que se usa una corriente eléctrica para reducir cationes en una solución acuosa que los contiene para propiciar la precipitación de estos, que suelen ser metales, sobre un objeto conductivo que será el cátodo de la celda, creando un fino recubrimiento alrededor de este con el material reducido. Su funcionamiento sería totalmente el contrario al de la celda galvánica, que utiliza una reacción redox para obtener una corriente eléctrica. Cualquier media reacción nos indica la cantidad de electrones que se necesitan para llevar a cabo un proceso electrolítico. Por ejm: 𝑁𝑎+ + 1𝑒 − → 𝑁𝑎

,

𝐶𝑢+2 + 2𝑒 − → 𝐶𝑢

,

𝐴𝑙 +3 + 3𝑒 − → 𝐴𝑙

Las que indican que para depositar 1 mol de Na metálico se requiere de 1 mol de electrones, de la segunda semireacción se observa que para depositar 1 mol de Cu metálico se requieren de 2 moles de electrones y de la tercera semireacción se observa que para depositar 1 mol de Al se requiere de 3 moles de electrones. En conclusión para cualquier media reacción, la cantidad de sustancia que se reduce u oxida en una celda electrolítica es directamente proporcional al número de electrones que entran a la celda.

mide por lo general en coulombs. Esta cantidad de carga eléctrica se conoce como un Faraday (F). 1𝐹 = 96500 𝐶 ⁄𝑚𝑜𝑙 𝑒 − = 96500 𝐽⁄𝑉 . 𝑚𝑜𝑙 𝑒 − La cantidad de coulombs que pasan atreves de una celda se puede obtener multiplicando el amperaje por el tiempo transcurrido en segundos: Colulombs = amperes x segundos

El estudio cuantitativo de los procesos de la electrolisis ha dado origen a las siguientes leyes: 1. la cantidad de sustancia depositada en los electrodos durante la electrolisis, es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que pasa por el electrolito. 2. El paso de cantidades iguales de electricidad través de diferentes electrolitos, da como resultado que se depositan sobre los electrodos cantidades de sustancias proporcionales a sus equivalentes químicos (Ley de Faraday). El siguiente diagrama muestra la forma de calcular la cantidad de sustancia depositada teniendo como dato el tiempo (segundos) transcurrido para que pase una intensidad de corriente (amperios). 𝐶𝑜𝑟𝑟𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒 (𝐴𝑚𝑝. ) × 𝑡𝑖𝑒𝑚𝑝𝑜(𝑠𝑒𝑔. ) = 𝐶𝑎𝑟𝑔𝑎 (𝑐𝑜𝑢𝑙𝑜𝑚𝑏𝑠)

MATERIALES Y REACTIVOS -

Fuente de voltaje de Amperímetro Voltímetro Reóstato Interruptor Electrodos de cobre Vasos de precipitados Papel de esmeril HNO3 al 15% Solución ácida de cobre II (CuSO4 1 M y H2SO4)

DATOS EXPERIMENTALES Y TRATAMIENTO DE DATOS EXPERIMENTALES  Lijamos la superficie de cobre con papel de esmeril hasta dejarlo libre de oxido.  Sumergimos durante 3 – 4 minutos el cobre en una solución de HNO3 al 15%, proceso conocido como decapado.  Lavamos la pieza de cobre con chorros de agua.  Armamos el equipo de acuerdo a la grafica.

A la solución de CuSO4 se pipetea y agrega H2SO4:

Conectamos la fuente de corriente el reóstato y la Resistencia total y cerramos el circuito. En este caso usaremos un ánodo de cobre (ánodo de sacrificio) y un electrodo de cualquier otro metal para el depositario en este caso usaremos una moneda. El cobre tiene un peso de 4.1gr y la moneda 7.2gr.

Después de estar sumergido durante 2 minutos a una intensidad de corriente de 0.5A obtendremos los siguientes resultados:

Transcurrido el tiempo pesamos nuevamente el cobre 4g mientras que la moneda 7.3gr.

DATOS EXPERIMENTALES Y TRATAMIENTO DE DATOS EXPERIMENTALES

 Reacciones en el ánodo y cátodo +2 𝐶𝑢(𝑎𝑐) + 2𝑒 − → 𝐶𝑢(𝑠)

Cátodo:

+2 𝐶𝑢(𝑠) → 𝐶𝑢(𝑎𝑐) + 2𝑒 −

Ánodo: Reacción global:

           

+2 +2 𝐶𝑢(𝑎𝑐) + 𝐶𝑢(𝑠) → 𝐶𝑢(𝑠) + 𝐶𝑢(𝑎𝑐)

Peso moneda sin cobrear: 7.2 gramos Peso moneda cobreado: 7.3gramos Masa de cobre experimental Depositado: 0.1 Intensidad de corriente: 0.5 A Tiempo de electrolisis: 120s. Carga (coulombs): 60C No Faraday: 0.000621 o N moles de electrones transferidos: 0.000621 No moles de Cu teórico depositado: 0.00031 Masa de Cu, teórico: 0,01975 g % error: 406.32

Cálculos Q=IxT

Q=coumlob

I=intensidad T=tiempo

Moles de electrones transferidos 0.5𝐴𝑥120𝑠 = 60𝐶𝑥

1𝐹 1𝑚𝑜𝑙 𝑒 − 𝑥 = 0.000621𝑚𝑜𝑙 𝑒 − 96500𝐶 1𝐹

Moles de Cu depositado 60𝐶𝑥

1𝐹 1𝑚𝑜𝑙 𝑒 − 1𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑢 𝑥 𝑥 = 0.00031𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑢 96500𝐶 1𝐹 2𝑚𝑜𝑙 𝑒 −

Masa de cobre teórico 60𝐶𝑥

1𝐹 1𝑚𝑜𝑙 𝑒 − 1𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑢 63.54𝑔𝐶𝑢 𝑥 𝑥 𝑥 = 0.01975𝑔𝐶𝑢 96500𝐶 1𝐹 2𝑚𝑜𝑙 𝑒 − 1𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑢

% de error

𝑡𝑒𝑜𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙 0.01975 − 0.1 𝑥100% = 𝑥100% = 406.32% 𝑡𝑒𝑜𝑟𝑖𝑐𝑜 0.01975

DISCUSIÓN DE RESULTADOS

 en una celda electrolítica cuyos electrodos son de cobre, si se tiene una solución diluida de sulfato de cobre (CuSO4) y se hace circular corriente eléctrica, entonces se produce la siguiente reacción. +2 En el cátodo se tendrá la reducción del 𝐶𝑢(𝑎𝑐) para formar cobre solido.

Entonces según la reacción se estaría depositando cobre solido en el cátodo lo cual se verifico experimentalmente, pero al efectuar la variación de masa en el electrodo del cátodo se pudo detectar la diferencia mediante la balanza pero no con exactitud ya q hubo un gran margen de error.  También se debe a que la fuente de voltaje no era tan eficiente, si se tendría un equipo más moderno sería posible detectar dicha variación mediante la balanza entonces pudimos establecer un porcentaje de error el cual fue demasiado grande.

COCLUSIONES

 Si comparamos los resultados teóricos con los experimentales hay un gran error, pero nos indica que si mejoramos las condiciones en la que se realiza los experimentos esto sería más eficiente y más cercano a los resultados teóricos.  Notamos que en el cátodo ocurre la reducción es decir donde se deposita el cobre (cobreado). también que la masa depositada en él cátodo es directamente proporcional a la intensidad de corriente.  Para obtener una capa de espesor uniforme que se adhiera con fuerza al metal base (cátodo) hay que tener en cuentas los siguientes factores: la limpieza de la superficie a recubrir, el voltaje, la temperatura, la pureza de la solución electrolítica, la concentración del ion que se va depositar.  La electrodeposición de metales es una técnica muy usada en muchos ambientes, como por ejemplo: carrocería de autos, recubriendo con cromo las partes de la cocina, baño , metales en general, por lo cual es importante conocer estas técnicas instrumentales y el fundamento electroquímico detrás de ellas. A pesar de algunos errores experimentales en los datos finales, se puede decir que los objetivos fueron cumplidos a cabalidad.

CUESTIONARIO

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¿en que consistes la electrodeposición? Consiste en el recubrimiento de metales por medio de un proceso electrolítico, donde siempre el que se recubre es el cátodo.

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¿Cómo varía la cantidad de sustancias que se reduce u oxida en una celda electrolítica? La sustancia varía directamente proporcional al voltaje que se le suministra a la celda electrolítica.

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enuncie la ley de faraday ¿Cuál es su expresión matemática? La masa descompuesta o producida en una celda electrolítica es directamente proporcional a la cantidad de carga eléctrica que pasa a través de los electrodos. 𝑊 =𝑍×𝑄 W: masa de la sustancia producida en el electrodo o de sustancia descompuesta en una celda electrolítica. Q: cantidad de carga eléctrica o cantidad de electricidad que circula por la celda. Z: constante de proporcionalidad. Se denomina equivalente electroquímico.

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¿Cómo se expresa la cantidad de carga? ¿Cuál es su expresión matemática? Se expresa como:

𝐶𝑜𝑟𝑟𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒 (𝐴𝑚𝑝. ) × 𝑡𝑖𝑒𝑚𝑝𝑜(𝑠𝑒𝑔. ) = 𝐶𝑎𝑟𝑔𝑎 (𝑐𝑜𝑢𝑙𝑜𝑚𝑏𝑠) 𝑞 =𝐼×𝑡

REFERENCIAS BIBLIAGRAFICAS

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ELECTRODEPOSICIÓN. En: enciclopedia wikipedia. Perú, 2007. [Fecha de consulta: 29 de mayo] disponible en : http://es.wikipedia.org/wiki/Electrodeposici%C3%B3n

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CHANG RAYMOND. Química general. Editorial. McGraw-Hill,2007

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BUTLER y HARROD. Química Inorgánica. Principios y Aplicaciones Editorial. Adisson Wesley Iberoamericana -1995

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BROWN, LEMAY, BURSTEN. Química La Ciencia Central. Editorial. Pearson Education,2004