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• Julio Campos Cardenas

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UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CENTRO DEL PERÚ FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA ESCUELA ACADÉMICA PROFESIONAL DE INGENIERÍA QUÍMICA

CATEDRA

: ELECTROQUIMICA INDUSTRIAL Y CORROSION

DOCENTE

: Dr. LUIS FERNANDO RICCIO YAURI

PRESENTADO POR: 

CAMPOS CARDENAS JULIO CESAR



CUYUBAMBA TAPIA MARIA



MONTOYA CORTIJO ESTEFHANY XIOMARA



NAVARRO APUMAYTA FRANKLIN R.

SEMESTRE

: IX

HUANCAYO – 2019

RESUMEN El presente laboratorio titulado "ELECTRODEPOSICION DEL COBRE" llevado a cabo en el laboratorio de Química Inorgánica de la Facultad de Ingeniería Química de la UNCP tiene como principal objetivo la obtención de cátodos de cobre de alta pureza, los cuales se producen sumergiendo varios electrodos de cobre en una solución electrolítica de cobre (CuSO4*5H2O +H2SO4) de varias molaridades. Esto se lleva a cabo en una celda electrolítica con una fuente externa de alimentación eléctrica, donde el ánodo es el (plomo). Por otra parte, al suministrar corriente eléctrica, es en el cátodo donde se deposita el cobre, proceso llamado electrodeposición. Para este trabajo experimental se usaron 6 cátodos de cobre y 7 ánodos de plomo, la cual estuvo sometido a una corriente eléctrica proveniente de un rectificador de corriente alterna. Verificamos que se ha producido la electrodeposición debido al incremento en peso de los cátodos de cobre. Para comparar nuestros resultados prácticos, es decir los pesos luego de la electrodeposición, se usó la ecuación de Faraday, de donde se halla los pesos teóricos, y de acuerdo a ello, calcular cual es la eficiencia, el proceso se realizó durante tres horas, una vez retiradas las placas y después del secado de las placas en el horno mufla se obtuvieron los siguientes resultados: MASA DE COBRE (g) = PRÁCTICA

PLACA

MASA INICIAL (g)

MASA FINAL(g)

1

42.3

42.8

0.5

2

50.2

66.3

16.1

3

39.8

55.3

15.5

4

52.3

67.8

15.5

5

39.6

47.9

8.3

6

40.6

49.4

8.8

I.

INTRODUCCIÓN

En este informe se da a conocer la electrodeposición, el cual es un proceso electroquímico donde se realiza un recubrimiento a una pieza con un sistema de ánodo y cátodo, sumergiendo dicha pieza en un baño químico y aplicando cargas eléctricas debidamente calculadas para cubrir o depositar una capa protectora o decorativa a la pieza. La deposición electrolítica y la electrodeposición, es un proceso electroquímico de chapado donde los cationes (-) metálicos contenidos en una solución acuosa se depositan en una capa sobre un objeto conductor. El proceso utiliza una corriente eléctrica para reducir sobre la superficie del cátodo los cationes contenidos en una solución acuosa. Al ser reducidos los cationes precipitan sobre la superficie creando un recubrimiento. En tanto la electrodeposición de cobre, se refiere a la obtención de cátodos de cobre de alta pureza, los cuales se producen sumergiendo dos electrodos en una solución electrolítica de sulfato de cobre. Y la electrodeposición de cinc se realiza para proteger el acero de la corrosión, el tiempo de vida útil es limitado. Este trabajo en clase es importante para tener claro los conocimientos adquiridos en materias anteriores sobre el tema y nos permite incrementar nivel de cultura cuando investigamos el uso industrial de esta técnica, sobre todo en la industria de recubrimientos metálicos.

OBJETIVOS

OBJETIVO GENERAL

Desarrollar la práctica de electrodeposición de Cu e interpretar los fenómenos que ocurren en el proceso. OBJETIVOS ESPECIFICOS 

Calcular la masa teórica empleando la Ley de Faraday.



Calcular la masa práctica de los cátodos de cobre.



Calcular la eficiencia del proceso de electrodeposición.



Calcular de la potencia eléctrica.



Calcular el consumo de energía y costo.



Calcular el precio de venta del cobre.

INDICE RESUMEN .............................................................................................................. 2 OBJETIVOS ............................................................................................................ 4 OBJETIVO GENERAL ........................................................................................ 4 OBJETIVO ESPECIFICO .................................................................................... 4 II. MARCO TEORICO ........................................................................................... 6 2.1.

PRINCIPIOS DE ELECTROQUÍMICA ....................................................... 6

2.2.

ELECTRODEPOSICIÓN............................................................................ 6

2.3.

EFECTOS: ................................................................................................. 7

2.3.1.

PROCESO TECNOLOGICO ............................................................... 8

2.3.2.

PROCESO FISICO-QUIMICO ............................................................. 9

2.4.

LEYES DE FARADAY DE LA ELECTROLISIS ...................................... 10

2.4.1.

1 a ley de Faraday de la electrólisis ............................................... 11

2.4.2.

2 a ley de Faraday de la electrólisis ............................................... 11

2.5.

DEPÓSITOS ELECTROLÍTICOS MÁS COMUNES ................................ 12

2.6.

NOMENCLATURA PARA ELECTRODEPÓSITOS................................. 13

III.

PARTE EXPERIMENTAL ........................................................................... 14

3.1.

MATERIALES .......................................................................................... 14

3.2.

EQUIPOS ................................................................................................. 14

3.3.

REACTIVOS ............................................................................................ 14

3.4.

PROCEDIMIENTO ................................................................................... 15

IV.

TRATAMIENTO DE DATOS Y CÁLCULOS ............................................... 15

4.1.

CÁLCULO DE MASA TEORICA ............................................................. 15

4.2.

CÁLCULO DE LA EFICIENCIA POR PLACA ......................................... 16

4.3.

CÁLCULO DE POTENCIA ELÉCTRICA ................................................. 17

4.4.

CÁLCULO DE CONSUMO DE ENERGÍA Y COSTO .............................. 17

4.5.

CÁLCULO DE PRECIO DE VENTA DE Cu ............................................ 17

V. DISCUSIÓN DE RESULTADOS .................................................................... 18 VI.

CONCLUSIONES........................................................................................ 19

VII.

BIBLIOGRAFIA........................................................................................... 20

VIII. ANEXOS ..................................................................................................... 21

II.

MARCO TEORICO

2.1. PRINCIPIOS DE ELECTROQUÍMICA

(Chang, 2002) La Electroquímica es la ciencia que estudia la transformación entre la energía química y eléctrica. Los procesos electroquímicos son reacciones redox (oxidación-reducción) en donde la energía liberada por una reacción espontánea se convierte en electricidad o la energía eléctrica se aprovecha para inducir una reacción química. La oxidación es la pérdida de electrones, mientras la reducción es la ganancia de los mismos. Las reacciones de óxido-reducción (redox), son aquellas en donde hay una transferencia de uno o más electrones. Electrólisis es el nombre que recibe el proceso mediante el cual la energía eléctrica se emplea para producir cambios químicos; mediante una reacción redox no espontánea, donde se hace pasar una corriente eléctrica. Se lleva a cabo en un contenedor llamado cuba electrolítica. Industrialmente es uno de los procesos más empleados en diferentes áreas, como por ejemplo en la obtención de elementos a partir de compuestos (cloro, hidrógeno, oxígeno), la purificación de metales (el mineral metálico se disuelve en ácido, obteniéndose por electrólisis el metal puro) o la realización de recubrimientos metálicos protectores y/o con fines decorativos, como es el caso del niquelado. A continuación, se menciona la definición de algunos términos empleados en el proceso de electrodeposición: • El electro depósito es el depósito catódico obtenido por el paso de una corriente eléctrica en una célula electrolítica. Un electrodo es el componente de un circuito eléctrico que conecta el cableado del circuito a un medio conductor como un electrolito. El electrodo positivo es llamado ánodo y el electrodo negativo es llamado cátodo. El electrolito es la sustancia iónica que en solución se descompone al pasar la corriente eléctrica. 2.2. ELECTRODEPOSICIÓN (Spencer, 2000) Es un tratamiento electroquímico donde se apegan los cationes metálicos

contenidos

en

una solución acuosa

para

ser

sedimentados sobre un objeto conductor creando una capa. El tratamiento

utiliza una corriente eléctrica para reducir sobre la extensión del cátodo los cationes contenidos en una solución acuosa. Al ser reducidos los cationes precipitan sobre la extensión creando una película fina. El espesor dependerá de varios factores. La electrodeposición se emplea principalmente para adjudicar una capa con una propiedad ansiada (por ejemplo, resistencia a la abrasión y al desgaste, protección frente a la corrosión, la necesidad de lubricación, cualidades estéticas, etc.) a una superficie que de otro modo escasea de esa propiedad. Otra aplicación de la electropositación es recrecer el espesor de las piezas desgastadas p.e. mediante el cromo duro.

Figura1.principio de proceso de electrodeposición Su funcionamiento es el antagónico al de una celda galvánica, que utiliza una reacción redox para obtener una corriente eléctrica. La pieza que se desea recubrir se sitúa en el cátodo del circuito, mientras que el ánodo es del metal con el que se desea recubrir la pieza. El metal del ánodo se va consumiendo,

reponiendo

el

depositado.

En

otros procesos

de

electrodeposición donde se emplea un ánodo no consumible, como los de plomo o grafito, los iones del metal que se deposita deben ser periódicamente repuestos en el baño a medida que se extraen de la solución. 2.3. EFECTOS: La galvanoplastia cambia las propiedades químicas, físicas o mecánicas de la superficie de las piezas, pero no las del interior. Un ejemplo de un cambio químico es cuando niquelado mejora la resistencia a la corrosión. Un ejemplo

de un cambio físico es un cambio en la apariencia externa. Un ejemplo de un cambio mecánico es un cambio en la resistencia a la tracción o la dureza de la superficie que es un atributo necesario en la industria de herramientas. Estos cambios son utilizados en multitud de aplicaciones. Por ejemplo: la electrodeposición

de

cromo

como vástagos de cilindros hidráulicos.

duro

en

La

mejorar

piezas la

industriales resistencia

a

la abrasión de un objeto, proporcionarle propiedades anticorrosivas, mejorar su necesidad de lubricación, es decir disminuir su coeficiente de rozamiento, o simplemente por cuestiones estéticas, entre otras. 2.3.1. PROCESO TECNOLOGICO El ánodo y el cátodo de la celda, conectados a un suministro externo de corriente continua - una batería o, más comúnmente, un rectificador. Ambos

estarán

sumergidos

en

un

baño

por

una

solución

de sales del elemento químico que utilizamos para recubrir el objeto. El cátodo, artículo a recubrir, estará conectado al terminal negativo. Mientras que el ánodo, conectado al terminal positivo, estará compuesto de dicho material

para

ir

aportando iones a

la

solución

a

medida

que

se oxida sustituyendo a los que se están consumiendo en la reacción electroquímica. Realizando un balance general se puede considerar que cuando se enciende la fuente de alimentación externa, el metal del ánodo se oxida a partir de un estado de valencia cero para formar cationes con carga positiva. Estos cationes asociar con los aniones de la solución. Los cationes se reducen en el cátodo depositándose en el estado metálico, valencia cero. Por ejemplo, en una solución ácida, el cobre se oxida en el ánodo a Cu2+ perdiendo dos electrones. El Cu2+ asociado con el anión SO42- en la solución forma el sulfato de cobre. En el cátodo, el Cu2+ se reduce a cobre metálico al obtener dos electrones. El resultado es la transferencia efectiva de cobre de la fuente de ánodo a una película que recubre el cátodo.

El recubrimiento más común es un metal puro, no una aleación. Sin embargo, algunas aleaciones pueden ser electro depositado, en particular el latón y soldadura. Muchos baños galvánicos incluyen cianuros de otros metales (por ejemplo, cianuro de potasio), además de cianuros del metal a depositar. Estos cianuros libres facilitar la corrosión del ánodo, ayudan a mantener un nivel constante de iones metálicos y contribuir a la conductividad. Además, productos químicos no metálicos tales como carbonatos y fosfatos se pueden añadir para aumentar la conductividad. En la operación hay que tener en cuenta que una geometría compleja dará un espesor de recubrimiento irregular, aumentando este en esquinas del objeto, por ejemplo. Estos contratiempos se pueden solucionar utilizando múltiples ánodos o un ánodo que imite la forma del objeto a procesar. Cuando no se desea el recubrimiento en ciertas áreas del sustrato, se aplican barreras para evitar que el baño entrar en contacto con el sustrato. Barreras típicas son cinta, papel de aluminio, lacas y ceras. Un factor muy importante es la corriente que utiliza el sistema para llevar a cabo la operación, será determinante para las propiedades del recubrimiento, ya que establece la adherencia de la capa tanto como su calidad y velocidad de deposición, esta última es directamente proporcional al voltaje.

Lo

más

común

es

usar corriente

continua en pulsos, ciclos de 8-15 segundos activado el sistema para dejar 1-3 segundos de inactividad. 2.3.2. PROCESO FISICO-QUIMICO Brito, D. (2004) Ambos componentes se sumergen en una solución

llamada electrolito que contiene uno o más sales de metal disuelto, así como otros iones que permiten el flujo de electricidad. Una fuente de alimentación de corriente continua genera un potencial eléctrico en el ánodo y en el cátodo. En el cátodo, los iones metálicos disueltos en la

solución electrolítica se reducen en la interface entre la solución y el cátodo y desaparecen de la disolución. Esto crea un desequilibrio de cationes en la disolución. Este exceso de cationes se combina los átomos del metal del cátodo formando la sal que se disuelve dejando el metal restante al descubierto, y por otro lado reponiendo los iones precipitados. El cátodo es un sumidero de cationes metálicos y un generador de aniones mientras que en el ánodo sucede lo contrario es un sumidero de aniones y generador de cationes. La cantidad de ambos está regulada por la constante de disociación y las leyes de equilibrio lo cual conlleva a que la velocidad a la que se disuelve el ánodo es igual a la velocidad a la que el cátodo se recubre. Aunque circula una corriente eléctrica esta no la constituyen electrones que viajan entre los electrodos en los aniones, sino que un electrón, o varios, del cátodo reducirá un catión metálico que se depositará. Esto producirá un desequilibrio en la disolución por lo que hará que alguna molécula del electrólito se disocie. Si está lejos del ánodo se volverá a recombinar, pero si está cerca este reaccionará entregando un electrón, o varios, a este y generando una sal soluble que se desprenderá. Tiene cierta similitud con la radiación de Hawking de los agujeros negros. Por último indicar que dicha técnica no debe confundirse con la electroforesis, esta se basa en el movimiento hacia un ánodo o cátodo de moléculas o partículas en suspensión en una disolución, no de iones como la electrodeposición.

2.4. LEYES DE FARADAY DE LA ELECTROLISIS Varias versiones del enunciado de las leyes se pueden encontrar en los libros de texto y la literatura científica. La más utilizada es la siguiente: (Rosenberg, 2009)

2.4.1. 1 a ley de Faraday de la electrólisis - La masa de una sustancia depositada en un electrodo durante la electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de electricidad transferida a este electrodo. La cantidad de electricidad se refiere a la cantidad de carga eléctrica, que en general se mide en coulombs.

2.4.2. 2 a ley de Faraday de la electrólisis - Para una determinada cantidad de electricidad (carga eléctrica), la masa depositada de una especie química en un electrodo , es directamente proporcional al peso equivalente del elemento. El peso equivalente de una sustancia es su masa molar dividido por un entero que depende de la reacción que tiene lugar en el material. 2.4.3. FORMA MATEMATICA Las leyes de Faraday se pueden resumir en la forma moderna:

Donde: 

m: es la masa de la sustancia producida en el electrodo (en gramos).  Q: es la carga eléctrica total que pasó por la solución (en culombios).  F: es la constante de Faraday.  M: es la masa molar de la sustancia (en gramos por mol).  z: es el número de valencia de la sustancia como ion en la solución (electrones por ion). En el caso que la electrólisis tenga lugar en corriente continua:

Donde: 

I: es la intensidad de corriente eléctrica (en amperios). t: es el tiempo transcurrido (en segundos).



Sustituyendo esta expresión para la carga Q en la ecuación anterior, obtenemos:

y por lo tanto, como n=m/M

Donde: 

n es la cantidad de sustancia liberada (en moles).

2.5. DEPÓSITOS ELECTROLÍTICOS MÁS COMUNES (Cruz, 2006) A los revestimientos obtenidos a través de un proceso de electrodeposición, se les conoce como depósitos electrolíticos. Estos electros depósitos pueden estar compuestos de uno o más elementos, cada uno de ellos sobre un metal base, según la aplicación que se desee. En seguida se muestra una tabla que incluye los revestimientos más usados en la industria con su respectivo metal base (Tabla 1.1).

2.6.

NOMENCLATURA PARA ELECTRODEPÓSITOS Mart, J. J. ( 2017) En Galvanotecnia existe una nomenclatura que resulta muy útil cuando se requiere de la realización de varias pruebas, pues reduce el tiempo invertido en el registro de los datos, además de facilitar la lectura de los mismos (Figura 1.6). Simbolización de revestimientos en Galvanotecnia.

Donde: 1.

Símbolo químico del metal o elemento preferencial del revestimiento.

2.

Espesor del revestimiento metálico para procesos electrolíticos; se

expresa en micrómetros (um).

3.

Proceso de revestimiento, escrito entre paréntesis con número

romano, que va de I a X. En este caso I, lo que indica un proceso electrolítico. Los revestimientos más comunes son: 

Depósito electrolítico



Depósito químico



Revestimiento por inmersión en metal fundido



Revestimiento por metalización a pistola



Revestimiento por chapado



Depósitos al vacío

4.

Símbolo químico del metal ó aleación base, precedido de una línea

diagonal

III.

PARTE EXPERIMENTAL

3.1. MATERIALES 

6 Placas de cátodo



7 Placas de ánodo

3.2. EQUIPOS  Equipo de electrodeposición  Balanza Electrónica  Rectificador de Corriente alterna 3.3. REACTIVOS 

Sulfato de Cobre Pentahidratado



Sulfato de Cobre Pentahidratado+ ácido sulfúrico

3.4. PROCEDIMIENTO 1. Pesar cada una de las placas de cátodo en la balanza electrónica y anotar. 2. Colocar en el equipo de electrodeposición las placas de cátodo y ánodo, cada cierta distancia y empezando por la placa de ánodo y así sucesivamente. 3. Colocar una cantidad adecuada de solución de Sulfato de Cobre en el equipo de electrodeposición, hasta que cubra las placas. 4. Conectar el equipo de electrodeposición al equipo de rectificador de Corriente alterna 5. Revisar constantemente que el proceso de electrodeposición se esté dando. 6. Pesar la cantidad de cobre almacenado en las placas y anotar.

IV.

4.1.

TRATAMIENTO DE DATOS Y CÁLCULOS

CÁLCULO DE MASA TEORICA

Aplicando la ley de Faraday 𝑚A ×I×t 𝑚 = EO 96500

Donde: 𝑚A = Masa atómica del cobre EO = estado de oxidación del cobre I = intensidad de corriente (A) t= tiempo (s)

(1)

DATOS: Tabla 1:datos obtenidos en el laboratorio

𝒎𝑨

63.546

𝑬𝑶

+2

𝑰

6A t

3 h 30 min =3600×3 +30x60

Reemplazado en la ecuación (1) 63.546 × 6 × 12600 |+2| 𝑚= 96500 𝑚 = 24.8916 𝑔

Calculo de masa práctica Tabla 2:cálculos de la masa de la placa

4.2.

PLACA

MASA INICIAL (g)

MASA FINAL(g)

MASA DE COBRE (g) = PRÁCTICA

1

42.3

42.8

0.5

2

50.2

66.3

16.1

3

39.8

55.3

15.5

4

52.3

67.8

15.5

5

39.6

47.9

8.3

6

40.6

49.4

8.8

CÁLCULO DE LA EFICIENCIA POR PLACA n=

Donde: 𝑚𝑝 = masa práctica 𝑚𝑡 = masa teórica

𝑚𝑝 × 100 𝑚𝑡

(2)

Reemplazando en la ecuación (2) Tabla 3:calculos para la eficiencia

1

MASA TEÓRICA (g) 24.8916

0.5

2.00870977

2

24.8916

16.1

64.6804545

3

24.8916

15.5

62.2700027

4

24.8916

15.5

62.2700027

5

24.8916

8.3

33.3445821

6

24.8916

8.8

35.3532919

PLACA

TOTAL

4.3.

MASA PRÁCTICA (g)

EFICIENCIA (%)

64.7

CÁLCULO DE POTENCIA ELÉCTRICA El voltaje y resistencia durante el proceso fue de: 𝑉 = 3𝑉 , 𝐼 = 6 𝐴 Aplicando la fórmula 𝑃 =𝑉∗𝐼 𝑃 = 3𝑉 ∗ 6𝐴 𝑃 = 18 𝑊

4.4.

CÁLCULO DE CONSUMO DE ENERGÍA Y COSTO Sabiendo: 𝑃 = 18 𝑊 𝐶𝑜𝑛𝑠𝑢𝑚𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑛𝑒𝑟𝑔í𝑎 = 18𝑊 (

1𝐾𝑊 ) = 0.018𝐾𝑊 1000𝑊

𝐶𝑜𝑠𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑛𝑒𝑟𝑔í𝑎 = 0.018𝑊 ∗ 2ℎ = 0.036𝐾𝑊 − ℎ 𝐶𝑜𝑠𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑛𝑒𝑟𝑔í𝑎 = 0.036𝐾𝑊 − ℎ (

4.5.

𝑆/.0.5165 ) = 𝑆/. 0.01859 1𝐾𝑊 − ℎ

CÁLCULO DE PRECIO DE VENTA DE Cu Después de saber el total de cobre recuperado calculamos el costo que puede tener el valor del cobre en el mercado sabiendo que el kilo de cobre actualmente es 21.12 soles. 𝑃𝑟𝑒𝑐𝑖𝑜 𝑑𝑒 𝑣𝑒𝑛𝑡𝑎 𝑑𝑒 𝐶𝑢 = 64.5 𝑔 (

𝑆/.21.12 ) 1000𝑔

𝑃𝑟𝑒𝑐𝑖𝑜 𝑑𝑒 𝑣𝑒𝑛𝑡𝑎 𝑑𝑒 𝐶𝑢 = 𝑆/. 1.3622

V.

DISCUSIÓN DE RESULTADOS

Como se puede observar, la eficiencia que se obtiene en cada placa, son valores bajas, ya que hay un déficit a la hora de comparar los pesos prácticos con los teóricos. Una de las posibles causas poco probables son las pérdidas de deposiciones de Cu a la hora del traslado de la celda a la balanza. Otro factor causante de la baja eficiencia es que en casi todas las operaciones galvanostáticas, la densidad de corriente tiene un límite determinado, debido a que densidades de corriente muy altas generan depósitos quebradizos, disminuyendo la calidad del recubrimiento. Las bajas densidades de corriente producen depósitos con alto contenido de impurezas. Por lo tanto es posible que la cantidad de corriente aplicada a la celda aya sido el por qué la baja eficiencia de la electrodeposición del cobre Un electrolito de sulfato de cobre que contiene entre 30 y 50 g/L de Cu2+ y 130 a 160 g/L de H2SO4; con una temperatura de 40 °C, obtienen la producción más alta posible compatible con una buena calidad del depósito. En las pruebas experimentales efectuadas se observa que con una concentración de sulfato de cobre de 40 g/L de sulfato de cobre (10 g/L Cu2+), 10g/L de ácido sulfúrico y a 25 ° C se obtuvo un cobre de mala calidad (cobre oxidado y en polvo), mientras que a una concentración de sulfato de cobre de 80 g/L (20 g/L de Cu2+), concentración de ácido sulfúrico de 100 g/L y a una temperatura de 40 °C, obtenemos el más alto depósito de cobre con muy buenas propiedades químicas y físicas. Esto se entiende que a una mayor acidez de la solución la recuperación de Cobre es más alta, por esta razón es posible que las recuperaciones de Cu en las pruebas de esta práctica de laboratorio poseen una eficiencia baja ya que la solución empleada no es muy acida.

VI.

CONCLUSIONES

 Se logró realizar la práctica de electrodeposición de Cu e interpretar el fenómeno que se produce, siendo este la electrodeposición de cobre; con un tiempo de 3horas y 30 min la electrodeposición, así como la intensidad de corriente que ha circulado, se puede comprobar la validez de la primera ley de Faraday.  Se

calculó

la

masa

depositada

sobre

los

cátodos

de

cobre

experimentalmente, siendo estas. MASA DE COBRE (g) = PRÁCTICA 0.5 16.1 15.5 15.5 8.3 8.8

 Se calculó la masa depositada sobre los cátodos de Cu teóricamente empleando la Ley de Faraday 24.8916 g.  Se calculó la eficiencia de cada placa. 

EFICIENCIA 

(%)



2.00870977



64.6804545



62.2700027



62.2700027



33.3445821



35.3532919

 Se logró calcular la potencia eléctrica que fue de 18W.  Se calculó el consumo de energía que fue de 0.036KW-h y el costo que nos tomó realizar la práctica de laboratorio que fue de S/.0.01859

 Se calculó el precio de venta de cobre que fue de S/.1.3622, y así aprovechar y obtener un beneficio económico.

VII.

BIBLIOGRAFIA

Chang, C. (2002). Química. México: Mc-Graw Hill. Cruz, e.-a. (2006). Química General Aplicada. IPN: Instituto Politécnico Nacional. Mart, J. J. ( 2017). Definición de Electrodeposición. R. h. Petrucci, w. s. Harwood y f. g.herring(2003), química general. 8.a edición. prentice hall. madrid, 2002 r. chang, química (7ª edición) mcgraw hill, madrid, Rosenberg, E. (2009). Quimica. México D.F: Mc-Graw Hill. Spencer, e.-a. (2000). Quimica. Estructura y Dinámica. México: Compañía Editorial Continental. Brito, D. (2004). Desarrollo de un procedimiento práctico estándar con calidad industrial para el niquelado de superficies metálicas. Cartagena De Indias. Chavez, B. (2014). PROCESO ELECTROLÍTICO. Ehl, Rosemary Gene; Ihde, Aaron (1954). «Faraday's Electrochemical Laws and the Determination of Equivalent Weights». Journal of Chemical Education 31 (May)

VIII. ANEXOS