• Author / Uploaded
• Lourdes Amaya

Citation preview

Universidad de San Carlos de Guatemala Facultad de Ingeniería Escuela de ingeniería química Área de química Laboratorio de análisis cualitativo Sección E Inga. Mercedes Esther Roquel Chávez

Reporte#3”Equilibrios redox, electrogravimetria del cobre”

Sección Resumen Objetivos Marco Teórico Marco Metodológico Resultados Interpretación de resultados 7. Conclusiones 8. Bibliografía 9. Apéndice 9.1 Datos originales 9.2 Muestra de cálculo 9.3 Datos calculados Total 1. 2. 3. 4. 5. 6.

Puntuación 10 5 5 5 15 30

Calificación

15 5 10 1 5 4 100 puntos.

Lourdes María Amaya Andrade 201700418 Cristian Alejandro Arriola de León 201520533 Hantz Maximiliano Gómez Medina 201700690 Mónica Dayanira Cajas Hernández 201612162

1. RESUMEN

En la práctica número 3 del laboratorio de Análisis cuantitativo se llevó a cabo un proceso de recuperación de cobre por medio de un equilibrio redox o reacciones de desplazamiento, utilizando sulfato de cobre pentahidratado (𝐶𝑢𝑆𝑂4 ∗ 5𝐻2 𝑂), Zinc (Zn) y ácido clorhídrico (HCl) como reactivos principales. Se inició con una solución de 𝐶𝑢𝑆𝑂4 ∗ 5𝐻2 𝑂, agregándole a este Zn actuando directamente con este reactivo, posteriormente se agitó, hasta lograr ver cambios en el color de la solución. Para catalizar la solución se empleó HCl y se siguió agitando la solución la cual fue teniendo un cambio de color, de celeste a gris. y en el fondo del beaker se formó un burbujeo el cual se debió a la liberación de H + de la solución. Luego se dejó reposar la muestra hasta que se dio el electro depósito. Se obtuvo el cobre en estado acuoso.

Se obtuvo un porcentaje de recuperación de Cu del 349.36%, mediante el tipo de mecanismo de combinación se logró el cabio de tonalidades desde azul claro hasta el color característico del sulfato de tetraamincobre. También se calculó la constante de equilibrio obteniendo un valor de 1.245*108. Se trabajó con condiciones de temperatura y presión de 25°C a 0.84 atm.

2. OBJETIVOS

2.1

Objetivo General

Aplicar el método de electrogravimetría para una solución acuosa determinando las reacciones de sustitución que se dan en el mismo.

2.2

Objetivos Específicos

1. Determinar las reacciones de sustitución que se dan en el método de electrogravimetría. 2. Calcular el porcentaje de recuperación del cobre. 3. Determinar el potencial de la reacción. 4. Determinar la constante de equilibrio de la reacción. 5. Escribir las ecuaciones de las reacciones que ocurren durante la práctica.

3. MARCO TEÓRICO

3.1

Equilibrio Redox

En las reacciones redox pueden intervenir, bien como reactivos o como productos de reacción, átomos, iones o moléculas que pueden encontrarse en estado sólido, en disolución y en forma gaseosa. Se considera como reacciones redox, o de oxidación reducción a aquellas en las que cambia el estado o grado de oxidación de las especies reaccionantes porque se produce un intercambio de electrones entre los reactivos, aunque no intervengan en ellas ni el oxígeno ni el hidrógeno. Para que se produzca una reacción redox es necesario la presencia de una especie que ceda electrones (reductor) y otra especie que acepte electrones (oxidante). Tras la reacción redox, el reductor se transforma en su forma oxidada y el oxidante en su forma reducida. [1]

3.2

Oxidación

La oxidación es un proceso en donde una especia pierde uno o más electrones de forma que, cuando un elemento se oxida su estado de oxidación toma valores más positivos. Considerado un sistema, la oxidación implica que uno de los elementos se desprenda de electrones y que otro los asimile, de este modo, lo que se produce es una transferencia de electrones. [1]

3.3

Reducción

En la reducción hay ganancia de electrones, el elemento que se reduce toma valores más negativos de su estado de oxidación. La reducción es una reacción química que consiste en la obtención de electrones por uno de los átomos involucrados en la reacción. El término se refiere al elemento que acepta electrones, ya que el estado de oxidación del elemento que gana electrones disminuye. [1]

3.4

Agente oxidante

Es una especie capaz de oxidar a otra, por lo tanto puede adquirir los electrones perdidos, por otra parte la especia química es decir se oxida reduciéndose. Si un reactivo en una reacción contribuye con oxígeno, extrae hidrógeno, o extrae electrones, se dice que es un agente oxidante. Por supuesto, este agente queda reducido en el proceso. Dado que la oxidación y la reducción son procesos simétricos, siempre se producen juntos, siempre hay un agente oxidante y un agente reductor en la reacción. [1]

3.5

Agente Reductor

Es una especie que cede electrones a un agente oxidante, puede ceder los electrones perdidos por medio de otra especie química, obteniendo que se reduce oxidándose. Como se puede deducir de lo anterior, para que un oxidante se oxide se requiere la presencia de un reductor que se reduzca o viceversa, esto es para que en una reacción redox ocurra por lo menos un oxidante y un reductor. [1]

3.6

Potenciales de semirreacción

Si los potenciales de todas las semirreaciones se pudieran medir, entonces se podría determinar que agentes oxidantes y reductores reaccionarán. Pero es una pena que no haya manera de medir potenciales de electrodos individuales, se puede medir la diferencia entre dos potenciales de electrodos. El potencial de electrodo de la semirreacción. La forma oxidada de una especie en una semirreacción puede oxidar a la forma reducida de una especie en una semirreacción cuyo potencial de reducción es más negativo que la suya y viceversa, la forma reducida es capaz de reducir a la forma oxidada en una semirreacción con un potencial más positivo. Se puede sacar algunas conclusiones generales de los potenciales de electrodo: 1. Cuando más positivo sea el potencial de electrodo, mayor será la tendencia de la forma oxidada a reducirse. 2. Cuando más negativo sea el potencial del electrodo, mayor será la tendencia de la forma reducida a oxidarse. [2]

3.7

Ecuación de Nernst

Estableció las relaciones cuantitativas entre el potencial y las concentraciones, se utiliza para calcular el potencial de reducción de un electrodo fuera de las condiciones estándar. La concentración de sustancias puras como el precipitado y líquidos (H2O) se toma como igual a la unidad. El término logarítmico de la semirreacción de reducción es la relación de las concentraciones del lado derecho sobre las del lado izquierdo. [3]

𝐸 = 𝐸° − (0.0591𝑛)(𝑙𝑜𝑔

[𝑂𝑥𝑖. ] ) [𝑅𝑒𝑑]

3.8

Electrogravimetría

Es necesario que haya una corriente eléctrica considerable a lo largo del proceso analítico. Cuando pasa corriente en una celda electroquímica, el potencial de la celda ya no es simplemente la diferencia entre los potenciales de los electrodos: el cátodo y el ánodo. Debido a este proceso es necesario aplicar potenciales mayores a los potenciales termodinámicos. Este es un método de análisis cuantitativo, se basa en el fenómeno de la electrolisis y consiste en electrolizar una solución de la muestra que se va a analizar, la cual se deposita cuantitativamente en los electrodos de la celda electrolítica. Esta electrolisis se realiza usando electrodos de gran superficie en soluciones bien agitadas hasta una deposición completa. En la práctica, el electrodo sobre el que se deposita la especie electroactiva, se pesa antes y después de la electrolisis, la diferencia de masa producida por el material depositado conduce al resultado final. [4]

3.9

Principio de medición

El fundamento de la electrogravimetría es cuantificar un metal depositado selectivamente en un electrodo previamente pesado midiendo su incremento en peso. El analito se deposita sobre una malla catódica de platino utilizando para su gran superficie. La ecuación W w se empleó en la determinación de la fracción de masa del cobre. 𝑊𝑤 = [

𝑚1 − 𝑚2 + 𝑚3 − 𝑚4 ] 𝑚

Donde W w es la fracción de masa de cobre, m1 es la masa del electrodo de platino, m2 es la masa del electrodo, m3 es la masa de cobre en el residual y m4 es la masa de impurezas en el depósito. [4]

3.10 Electrodepósito del cobre

La determinación de cobre por electrogravimetría se realiza mediante dos procesos, el primero consiste en el electrodepósito y el segundo en el proceso de pesado del depósito obtenido. Considerando las diferencias básicas operatorias de electrodepósito, para este se considera llevar a cabo el electrodepósito de cobre a corriente contante y a potencial constante sobre el electrodo de malla, seleccionando condiciones experimentales de corrientes y potenciales. A continuación se presentan: -

Electrodepósito de cobre a corriente constante

-

Electrodepósito de cobre a potencia constante [5]

Figura#1”Electrodepósito del cobre”

Fuente: SILIEZAR, D. 2010. Electrodepósito del cobre. Wikipedia. [En línea]. Actualizada: 10 marzo 2017. [Fecha de consulta: 26 de agosto 2018]. Disponible en: https://es.wikipedia.org/wiki/Electrodeposito%C3%de_cobre%C3%Balch

4. MARCO METODOLÓGICO

4.1

Reactivos, cristalería y equipo

4.1.1 Reactivos

-

Ácido clorhídrico (HCl) Zinc (Zn) Sulfato de cobre (II) pentahidratado (CuSO4 * 5 H2O) Agua destilada

4.1.2 Cristalería y equipo

-

2 Beacker de 50mL 1 Probeta de 20mL Agitador Papel filtro Pipeta de 5mL Espátula Embudo 2 Beacker 100mL

4.2

Algoritmo de procedimiento

1. Se realizó una solución 0.1 molar de sulfato de cobre 100mL de agua. 2. Fueron agregados 25% más de masa de Zinc con respecto a la masa del sulfato de cobre agitando vigorosamente. 3. Se agregaron 30% más de masa de HCl con respecto a la masa del sulfato de cobre y se agitó vigorosamente. 4. Se dejó reposar por 20 minutos para que se formara bien el precipitado. 5. Se filtró la mezcla del paso 4 y se realizaron tres lavados a la muestra para limpiar el sólido. 6. El compuesto sólido obtenido en la filtración se colocó en el horno a 120° para que se secara la muestra. 7. Se tomó el peso de la muestra después de unas horas. 8. Fue pesada la muestra del sólido.

4.3

Diagrama de flujo

Inicio

Preparar solución a 0.1M de CuSO4 * 5 H2O.

Agregar 25% en masa de Zn.

Agitar vigorosamente.

Agregar 30% en masa de HCl.

Agitar vigorosamente.

Dejar reposar 20 min para formar bien el precipitado. No ¿Se formó el electrodepósito en soln?

Si

A

A

Filtrar el recipiente de Cu.

Lavar la muestra.

Pesar el cobre obtenido.

Tomar nota.

Fin

5. RESULTADOS

Tabla 1. “Primera ecuación redox y potencial estándar de celda entre zinc y cobre para la obtención de la electrogravimetría del cobre” Potencial estándar de

Tipo de ecuación redox

Ecuación redox

Reducción

𝐶𝑢+2 + 2𝑒 − → 𝐶𝑢

0.340

Oxidación

𝑍𝑛° → 𝑍𝑛+2 + 2𝑒 −

-0.763

Ecuación global con iones Ecuación global total

𝐶𝑢+2 + 𝑍𝑛° → 𝐶𝑢° + 𝑍𝑛+2

celda (V)

1.103

𝐶𝑢𝑆𝑂4 ∗ 5𝐻2 𝑂 + 𝑍𝑛 → 𝐶𝑢° + 𝑍𝑛𝑆𝑂4

Fuente: Elaboración propia, datos calculados.

Tabla 2 “Segunda ecuación redox y potencial estándar de celda con ácido clorhídrico para la obtención de la electrogravimetría del cobre” Potencial estándar

Tipo de ecuación redox

Ecuación redox

Reducción

𝑍𝑛° → 𝑍𝑛+2 + 2𝑒 −

-0.763

Oxidación

° 2𝐻 + + 𝑍𝑛° → 𝑍𝑛+2 + 𝐻2(𝑔)

0

Ecuación global con iones Ecuación global total

° 2𝐻 + + 𝑍𝑛° → 𝑍𝑛+2 + 𝐻2(𝑔) ° 2𝐻𝐶𝑙 + 𝑍𝑛° → 𝑍𝑛𝐶𝑙2 + 𝐻2(𝑔)

Fuente: Elaboración propia, datos calculados.

de celda (V)

0.763

Tabla 3 “Espontaneidad de la primera ecuación redox por medio de la energía de Gibbs”

∆𝐆 (J/mol) -212879 Fuente: Datos calculados, muestra de cálculo.

Tabla 4 “Espontaneidad de la Segunda ecuación redox por medio de la energía de Gibbs”

∆𝐆 (J/mol) -147259 Fuente: Datos calculados, muestra de cálculo.

Tabla 5 “Porcentaje de recuperación del cobre” Masa teórica (g)

Masa Experimental (g)

% recuperación (%)

0.63543

2.22

349.36

Fuente: Datos calculados, ecuaciones 3 y 4.

Tabla 6 “Potencial total de reacción y constante de equilibrio” Potencial total de reacción

Constate de equilibrio

1.10 𝑉

1.245𝑥108

Fuente: Muestra de cálculo, ecuaciones 5 y 6.

6. INTERPRETACIÓN DE RESULTADOS

En la práctica de laboratorio No. 3 se obtuvo cobre metálico a partir de una solución 𝐶𝑢𝑆𝑂4 ∗ 5𝐻2 𝑂 y Zn catalizado con HCl. La finalidad del ácido fue apresurar el proceso ya que sin HCL era muy tardado, cuando se agregó vimos una notable aceleración en el proceso de electro posición, el cual 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. Su funcionamiento es el antagónico al de una celda galvánica, que utiliza una reacción redox para obtener una corriente eléctrica.

Se puede observar en las tablas 1 y 2 las ecuaciones redox de oxidación, reducción y la global junto con su potencial estándar demostrando en la tabla 1 la primera ecuación redox y potencial estándar de celda entre zinc y cobre para la obtención de la electrogravimetría del cobre y en la tabla 2 la segunda ecuación redox y potencial estándar de celda con ácido clorhídrico para la obtención de la electrogravimetría del cobre, obteniendo como resultado la obtención del cobre a partir de ambas reacciones.

Los resultados teóricos de la recuperación de Cu contenidos en la tabla 5 muestran un valor en masa de 0.63543g, mientras los llevados a cabo en el laboratorio arrojan una masa experimental de 2.22g, obteniendo un 349.36% de recuperación lo cual no es del todo real ya que la muestra posiblemente aun contenía H2O o Zn metálico, también fue calculado el potencial total de reacción y constante de equilibrio en la tabla 6 siendo estos de 1.10V y 1.245*10 8.

7. CONCLUSIONES

1. El porcentaje de recuperación del Cu fue elevadamente alto, esto pudo haber sido influenciado por el agua, Zn o por el HCl ya que tal vez no estuvo el suficiente tiempo en el horno y no termino de secar, posiblemente quedo Zn metálico en el precipitado de Cu ya que no fue suficiente el HCl para realizar una catálisis adecuada.

2. Se observó la efectividad del método de electrogravimetría para una solución acuosa.

3. Se da una reacción redox la cual convierte el Zn metálico en un ion +2 y al Cu +2 lo convierte en metálico. 4. Se obtuvo una constante de equilibrio de 1.245*108 y un potencial de 1.10V siendo efectivo, debido a que el rango del potencial de la reacción se encuentra entre ese rango.

8. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS

[1] SOLORZANO, F. 2011. Equilibrio Redox. Corinto. [En línea]. Actualizada: 10 noviembre 2017. [Fecha de consulta: 24 agosto de 2018]. Disponible en: http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/368-equilibrio-redoxoxidacion-reduccion.html [2] SALGUERO, S. 2014. Potenciales de semirreación. Wikipedia. [En línea]. Actualizada: 4 abril de 2018. [Fecha de consulta: 24 agosto 2018]. Disponible en: https://es.wikipedia.org/wiki/potenciales%C3%B3n_de_semirreacion. [3] DE LEÓN, F. 2012. Ecuación de Nernst. Blogspot. [En línea]. Actualizada: 3 junio de

2017.

[Fecha

de

consulta:

24

agosto

2018].

Disponible

en:

http://propanona.blogspot.com/2011/08/ecuacion-de-nernst.html [4] Anónimo. 2010. Electrogravimetría. Rincón del Vago. [En línea]. Actualizada: 9 octubre de 2017. [Fecha de consulta: 24 agosto 2018]. Disponible en: https://html.rincondelvago.com/electro-gravimetria.html [5] RAMAZZINI, P. 2015. Electrodepósito del cobre. Desmos. [En línea]. Actualizada: 15 septiembre de 2017. [Fecha de consulta: 24 de agosto 2018]. Disponible en: https://www.desmos.com/electro-deposito-cobre/oymv2wxrre

9. ANEXOS

9.1

Datos Originales

9.2

Muestra de cálculo

Ecuación 1: Cálculo de masa del sulfato de cobre

𝑚=𝑀∗

1𝐿 ∗ 𝑉𝑠𝑙𝑛 ∗ 𝑃. 𝑀. 1000 𝑚𝐿

Donde: m: masa del soluto (g) M: concentración molar de la solución (mol / L) Vsln: volumen de la solución a preparar (mL) P.M.: peso molecular del soluto (g / mol)

𝑚 = 0.1

𝑚𝑜𝑙 1𝐿 𝑔 ∗ ∗ 100 𝑚𝐿 ∗ 159.6 𝐿 1000 𝑚𝐿 𝑚𝑜𝑙 𝑚 = 𝟏. 𝟓𝟗𝟔 𝒈 𝑪𝒖𝑺𝑶𝟒 ∙ 𝟓 𝑯𝟐 𝑶

Ecuación 2: Cálculo volumen de ácido clorhídrico (HCl) 𝑉𝐻𝐶𝑙 = (% ∗ 𝑚𝐶𝑢𝑆𝑂4 ) ∗

1 𝜌𝐻𝐶𝑙

∗

1 𝑚 %𝑚 𝐻𝐶𝑙

Donde: V HCl: volumen a medir de HCl (mL) % * m CuSO4: porcentaje sobre el CuSO4 para el HCl (g) ρ : Densidad del HCl en solución (g / mL) % m/m HCl: porcentaje de masa masa de HCl (%) 𝑉𝐻𝐶𝑙 = (0.3 ∗ 1.596 𝑔) ∗

𝑚𝐿 100 ∗ = 𝟏. 𝟏 𝒎𝑳 𝑯𝑪𝒍 1.19 𝑔 37

Ecuación 3: Cálculo teórico de masa del precipitado de cobre.

𝐶𝑢𝑆𝑂4 + 𝑍𝑛0 → 𝑍𝑛𝑆𝑂4 + 𝐶𝑢0 0

0

1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑢𝑆𝑂4 1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑢 63.543 𝑔 𝐶𝑢 𝟎 1.596 𝑔 𝐶𝑢𝑆𝑂4 ∗ ∗ ∗ = 𝟎. 𝟔𝟑𝟓𝟒𝟑 𝒈 𝑪𝒖 0 159.6 𝑔 𝐶𝑢𝑆𝑂4 1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑢𝑆𝑂4 1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑢

Ecuación 4: Porcentaje de recuperación del cobre.

% 𝑟𝑒𝑐𝑢𝑝𝑒𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 =

𝑚 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙 ∗ 100 𝑚 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑎

Donde: % recuperación: porcentaje de rendimiento de la reacción de precipitación (%) m experimental: masa experimentalmente obtenida en la precipitación (g) m teórica: masa teórica calculada estequiometricamente (g)

% 𝑟𝑒𝑐𝑢𝑝𝑒𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 =

2.22𝑔 ∗ 100 = 𝟑𝟒𝟗. 𝟑𝟔% 0.63543

Ecuación 5: Potencial total de la reacción redox.

𝐸 0 = 𝐸20 − 𝐸10 Donde: 𝐸10 : Potencial de menor valor (V) 𝐸20 : Potencial de mayor valor (V) 𝐸 0 : Potencial total de la reacción redox (V)

𝐸10 𝐸20 𝐸 0 = 0.34 𝑉 − (−0.76 𝑉 ) = 𝟏. 𝟏𝟎 𝑽

Ecuación 6: Calculo de la constante de equilibrio de la reacción redox.

log 𝐾𝑒𝑞

𝑧 ∙ 𝐸0 = 0.0590

Donde: z: coeficiente del cobre 𝐸 0 : Potencial total de una reacción redox (V)

log 𝐾𝑒𝑞 =

1 ∙ 1.10 𝑉 = 18.64 0.0590

𝐾𝑒𝑞 = 𝑒 18.64 = 𝟏. 𝟐𝟓𝟒 ∗ 𝟏𝟎𝟖

Ecuación 7: Energía de Gibbs para ecuación redox

∆𝐺 = −𝑛𝐹𝐸°

Donde: ∆G: Energía de Gibbs n: Número de electrones F: Constante de Faraday E°: Potencial de celda

∆𝐺 = −(2)(96500)(1.103𝑉) = −𝟐𝟏𝟐𝟖𝟕𝟗𝑱/𝒎𝒐𝒍

9.3

Datos calculados

Tabla 1. “Primera ecuación redox y potencial estándar de celda entre zinc y cobre para la obtención de la electrogravimetría del cobre” Potencial estándar de

Tipo de ecuación redox

Ecuación redox

Reducción

𝐶𝑢+2 + 2𝑒 − → 𝐶𝑢

0.340

Oxidación

𝑍𝑛° → 𝑍𝑛+2 + 2𝑒 −

-0.763

Ecuación global con

𝐶𝑢+2 + 𝑍𝑛° → 𝐶𝑢° + 𝑍𝑛+2

iones Ecuación global total

celda (V)

1.103

𝐶𝑢𝑆𝑂4 ∗ 5𝐻2 𝑂 + 𝑍𝑛 → 𝐶𝑢° + 𝑍𝑛𝑆𝑂4

Fuente: Elaboración propia.

Tabla 2 “Segunda ecuación redox y potencial estándar de celda con ácido clorhídrico para la obtención de la electrogravimetría del cobre” Potencial estándar

Tipo de ecuación redox

Ecuación redox

Reducción

𝑍𝑛° → 𝑍𝑛+2 + 2𝑒 −

-0.763

Oxidación

° 2𝐻 + + 𝑍𝑛° → 𝑍𝑛+2 + 𝐻2(𝑔)

0

Ecuación global con iones Ecuación global total Fuente: Elaboración propia.

° 2𝐻 + + 𝑍𝑛° → 𝑍𝑛+2 + 𝐻2(𝑔) ° 2𝐻𝐶𝑙 + 𝑍𝑛° → 𝑍𝑛𝐶𝑙2 + 𝐻2(𝑔)

de celda (V)

0.763

Tabla 3 “Reactivo limitante y en exceso en la obtención de la electrogravimetría del cobre” Tipo de reactivo

Reactivo

Limitante

Sulfato de cobre pentahidratado

Excedente

Zinc

Fuente: Elaboración propia.

Tabla 4 “Cantidad de gramos esperados teóricamente del electrodepósito a partir de la reacción global” Reactivo

Peso teórico (g)

Cobre

0.64

Fuente: Elaboración propia.

Tabla 5”Pesos para precipitado” Instrumento Masa (g) Papel filtro 0.96 Crisol 22.89 Crisol + Papel filtro + Precipitado 26.07 Precipitado 2.31 Fuente: Datos obtenidos en el laboratorio, hoja de datos.

Tabla 6 “Espontaneidad de la primera ecuación redox por medio de la energía de Gibbs”

∆𝐆 (J/mol) -212879 Fuente: Datos calculados, muestra de cálculo.

Tabla 7 “Espontaneidad de la Segunda ecuación redox por medio de la energía de Gibbs”

∆𝐆 (J/mol) -147259 Fuente: Datos calculados, muestra de cálculo.

Tabla 8 “Porcentaje de recuperación del cobre” Masa teórica (g)

Masa Experimental (g)

% recuperación (%)

0.63543

2.22

349.36

Fuente: Datos calculados, ecuaciones 3 y 4.

Tabla 9 “Potencial total de reacción y constante de equilibrio” Potencial total de reacción

Constate de equilibrio

1.10 𝑉

1.245𝑥108

Fuente: Muestra de cálculo, ecuaciones 5 y 6. Tabla 10 “Incertezas” Instrumento Incertezas Balanza ± 0,001 g Beacker 100 ± 1 mL Probeta 25 ± 0,1 mL Probeta 10 ± 0,1 mL Fuente: Laboratorio 2, decencia T-5 primer nivel, USAC.

9.4

Imágenes

Figura 1 “Precipitado de cobre”

Fuente: Propia, laboratorio.

Figura 2 “Muestra de cobre para colocar en el horno”

Fuente: Propia, laboratorio.