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INSTITUTO TECNOLÓGICO DE TUXTLA GUTIÉRREZ. LABORATORIO INTEGRAL II

PRACTICA. 8

Electrodeposición de Cobre Elaboró: Castellanos Morales Stephanie Gpe. Hernández Zenteno Stephany Gpe. Gutiérrez Ruiz Gabriela Lisseth. Nucamendi López Alan.* Téllez Salas Carlos Andrés. Luna Solís Juan Antonio

RESUMEN. El propósito de la práctica es demostrar la utilidad de la electrodeposición, independientemente del metal que se desea electrodepositar, tomando en cuenta algunos principios de electroquímica.

OBJETIVO: Visualizar las reacciones electrolíticas y relacionar los productos obtenidos con las leyes de la electroquímica.

TEORÍA: DEFINICIÓN DE ELECTRODEPOSICIÓN La electrodeposición es el método de cubrir objetos con una película fina de otro metal. El principio que rige este fenómeno es la electrólisis, cuyo nombre procede de dos radicales, electro que hace referencia a electricidad y lisis que significa ruptura. La electrodeposición implica la reducción (disminución del estado de oxidación; ganancia de electrones) de un compuesto metálico disuelto en agua y una deposición del metal resultante sobre una superficie conductora. Probablemente esta técnica es uno de los procesos más complejos conocidos, debido a que hay un gran número de fenómenos y variables que intervienen en el proceso total, mismos que son llevados a cabo en la superficie de los materiales involucrados. En la electrodeposición de metales, el éxito de la operación está en función del control de los fenómenos involucrados, por lo que es necesario mencionar los principios a los que se sujetan éstos, ya que cualquier variación en el proceso se verá reflejada de manera significativa en el resultado obtenido.

PRINCIPIOS DE ELECTROQUÍMICA La Electroquímica es la ciencia que estudia el intercambio de energía química y eléctrica que se produce por medio de una reacción de óxido-reducción. 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 ó 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. La electrolisis es uno de los principales métodos químicos de separación. La principal ventaja del método electrolítico consiste en que no es necesario aumentar la temperatura para que la reacción tenga lugar, evitándose pérdidas energéticas y reacciones secundarias. 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 electrodepósito 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.

PROCESO ELECTROLÍTICO El proceso electrolítico consiste en hacer pasar una corriente eléctrica a través de un electrolito, entre dos electrodos conductores denominados ánodo y cátodo. Donde los cambios ocurren en los electrodos. Cuando conectamos los electrodos con una fuente de energía (generador de corriente directa), el electrodo que se une al polo positivo del generador es el ánodo y el electrodo que se une al polo negativo del generador es el cátodo. Una reacción de electrólisis puede ser considerada como el conjunto de dos medias reacciones, una oxidación anódica y una reducción catódica (Figura 1.4).

Este esquema general es válido para la electrodeposición del cobre. El metal sobre el que se va a producir el depósito de cobre se coloca como cátodo (en nuestro caso, la cucharilla de acero inoxidable). El electrolito es una disolución de sulfato de cobre (CuSO4) que aporta Cu+2. Por último, el ánodo es un alambre de cobre a cuyos átomos la batería arranca electrones, cargando positivamente este electrodo y generando nuevos iones de cobre. La batería (o pila), al arrancar electrones del cobre anódico, ocasiona la oxidación de este metal: Cu (s) Cu2+(aq) + 2eLos electrones llegarán al cátodo impulsados por la batería. Una vez allí, reducirán a los iones cúpricos presentes en el electrolito: Cu2+(aq) + 2e-Cu(s) De esta manera, en el cátodo se va formando un precipitado de cobre que se deposita como una fina capa de color rojizo en la superficie de la cucharilla. Existe además una relación simple entre la cantidad de electricidad que pasa a través de una celda electrolítica y la cantidad de sustancia depositada en el cátodo. Ambas cantidades son directamente proporcionales (ley de electrólisis de Faraday). LEY DE FARADAY La ley de Faraday constituye el principio fundamental de la electrólisis. Con la ecuación de esta ley se puede calcular la cantidad de metal que se ha corroído o depositado uniformemente sobre otro, mediante un proceso electroquímico durante cierto tiempo, y se expresa en los siguientes enunciados: “La cantidad de cualquier elemento (radical o grupo de elementos) liberada ya sea en el cátodo o en el ánodo durante la electrólisis, es proporcional a la cantidad de electricidad que atraviesa la solución”. Es decir, existe una relación simple entre la

cantidad de electricidad que pasa a través de la celda electrolítica y la cantidad de sustancia depositada en él cátodo; ambas cantidades son directamente proporcionales. Durante el proceso de electrodeposición, como conocemos la intensidad de corriente que ha circulado (I, expresada en amperios) y el tiempo que ha durado la misma (t, medido en segundos) podemos calcular la cantidad de carga eléctrica (Q, en coulombios): Q=I∗t −¿

e =

Q F

n¿ ne 2

−¿

nCu ( II )=¿ “Las cantidades de elementos o radicales diferentes liberados por la misma cantidad de electricidad, son proporcionales a sus pesos equivalentes”.

MATERIALES Materiales Vasos PP de 100 y 250 ml Mechero bunsen Tripie Mechero universal con pinzas Tela de asbesto Balanza analítica Matraz volumétrico Pizeta Pila comercial de 9V Cronometro Amperímetro Espátula Cucharita de acero Alambre de cobre Un par de caimanes pequeños

Reactivos Sulfato de Cobre Agua Destilada

PROCEDIMIENTO. 1. Se dobla el alambre de cobre por un extremo para que pueda sujetarse al borde del recipiente que contiene la disolución de sulfato de cobre, pero sin introducirlo todavía dentro de dicha disolución. 2. Se coloca de una vez la cucharita de acero para que aumente la superficie de contacto con la disolución de sulfato de cobre, dejando una parte

doblada para que pueda sujetarse al borde del recipiente, pero sin introducirlo todavía dentro de dicha disolución. 3. Se pesan la cucharita y el alambre de cobre en la balanza, anotando las correspondientes masas en el cuadro de “resultados”. Las balanzas no se deben mover de su posición al pesar. 4. Se colocan el alambre de cobre y la cucharita dentro del recipiente con disolución de CuSO4 1M, evitando que se toquen entre ellos y de forma que la parte doblada más pequeña quede fuera del bote y la parte más grande quede introducida dentro del sulfato de cobre. 5. Se conecta el cable unido al polo negativo de la pila (el que termina en una pinza) al objeto que vamos a recubrir (cucharita), evitando que la pinza entre en contacto con la disolución de sulfato de cobre. 6. Se conecta al amperímetro (toma A) el cable unido al polo positivo de la pila. El selector de medidas del amperímetro debe situarse en la posición 200 mA (de corriente continua) 7. Se pone a cero el cronómetro o reloj. 8. Se conecta un tercer cable, por su extremo acabado en pinza, al alambre de cobre. Cuando este cable se conecte al amperímetro quedará cerrado el circuito por tanto hay que estar muy atentos para poner en marcha el cronómetro. 9. Se conecta este tercer cable al amperímetro (toma COM) e inmediatamente se pone en marcha el cronómetro, anotando el valor de la intensidad de corriente que circula en ese momento en el cuadro de “resultados” (I0). 10. Se deja que se produzca la electrodeposición durante 10 minutos, anotando el valor de la intensidad de corriente que circula a los 5 minutos (I5) y al final del proceso (I10). 11. Una vez transcurridos 10 minutos (anotar el tiempo exactamente transcurrido expresándolo en segundos) se abre el circuito desconectando cualquiera de los cables, para que deje de circular la corriente (el cronómetro apagado no significa que la corriente deja de pasar). 12. Se sacan el alambre de cobre y la cucharita, lavándolos con un poco de agua bajo el grifo para eliminar el sulfato de cobre. Observad el aspecto de ambos. Se secan con un trozo de papel con cuidado de no rascar el cobre depositado en el clip. 13. Se pesan en la misma balanza que al principio y se anotan las masas en el cuadro de “resultados”.

DISCUSIÓN DE RESULTADOS. Cucharita Alambre de cobre Intensidad (A)

Masa inicial 11.2 gr 2.2 gr

Masa final 11.3 gr 2.1 gr

Variación 0.1 gr -0.1 gr

t= 0 minutos 0.15

t= 5 minutos 0.06

t= 10 minutos 0.06

Intensidad promedio Tiempo

I= 0.09 t= 600

(amperios) (segundos)

Método del manual Q=I∗t=0.09 A∗600 s=54 C Q e = = F −¿

54 C 96500

C mol

−¿ =5.595854922 x 10−4 mol de e ¿ n¿

−¿

e 2 mol de =2.797927461 x 10−4 mol de Cu mol de Cu e−¿ −4 5.595854922 x 10 mol de ¿ ne =¿ 2 nCu ( II )=¿ −¿

mCu(II) =nCu(II )∗PmCu (II )=2.797927461 x 10−4 mol de Cu∗63.55

gr de Cu =0 . 01778082902 gr de Cu mol de Cu

Método de la teoría

gr de Cu I∗t∗Pm Cu ( II ) 0.09 A∗600 s∗63.55 mol de Cu mCu ( II )= = n∗F C 2∗96500 mol ¿ 0.01778082902 gr de Cu

RESULTADOS.

Masa de cobre depositado 0.01778082902 gr 



CONCLUSIÓN. En base a los resultados obtenidos, podemos concluir que la separación o electrodeposición del cobre y el aluminio se realizó bajo condiciones realmente óptimas formando un precipitado de cobre que se deposita como una fina capa de color rojizo en la superficie de la plancha de aluminio. A partir de estos datos experimentales obtenidos y conociendo el tiempo que ha durado la electrodeposición así como la intensidad de la corriente que ha circulado puede comprobarse la validez de la primera ley de Faraday. Se logró observar que en el cátodo se va formando un precipitado de cobre que se deposita como una fina capa de color rojizo en la superficie de la plancha de aluminio. Existe además una relación simple entre la cantidad de electricidad que

pasa a través de la celda electrolítica y la cantidad de sustancia depositada en el cátodo. Ambas cantidades son directamente proporcionales (ley de electrólisis de Faraday). 

La electrodeposición del cobre (así como la de otros metales), es de uso algo común. En esta experimentación logramos visualizar el proceso del recubrimiento de materiales con una película fina de otros. La relación existente entre las cargas eléctricas y la capacidad de reducción de los metales, nos permitió ver este fenómeno llamado electrodeposición.

Bibliografía 

R. H. PETRUCCI, W. S. HARWOOD y F. G.HERRING, QUÍMICA GENERAL. 8.A EDICIÓN. PRENTICE HALL. MADRID, 2002

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R. CHANG, QUÍMICA (7ª EDICIÓN). MC Graw Hill, MADRID, 2003

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M. en I. Felipe Díaz del Castillo Rodríguez, PRINCIPIOS DE ELECTRODEPOSICIÓN, UNAM CUAUTITLÁN, IZCALLI 2008