PRÁCTICA # 9

ELECTRODEPOSICIÓN DE METALES1. RESUMEN

En el laboratorio vemos la descomposición del agua mediante la electrolisis y la electro deposición del cobre de cómo se llega a cobrear cualquier objeto.Para este experimento de la electrolisis del agua se utiliza el voltámetro de Hoffman donde se le agrega agua acidula con acido sulfúrico y después se conecta el circuito obteniendo como resultado la intensidad de corriente el tiempo de la electrolisis el volumen de hidrogeno y de oxigeno para después obtener la constante de faraday para la electro deposición del cobre obtenemos el peso del cátodo inicial y final, el peso del ánodo inicial y final, el tiempo de electrolisis y la intensidad de corriente para hallar cantidad de cobre depositado en el cátodo. En conclusión se demostrara la ley de Faraday.

2.OBJETIVOS2.1 OBJETIVO GENERAL

La aplicación de las leyes de Faraday

2.2 OBJETIVOS ESPECIFICOS

Aprender a utilizar los nuevos instrumentos de laboratorio, aplicando energía eléctrica para la realización de una reacción química.

Aplicar las leyes de Faraday de la electrólisis. Observar los cambios que ocurren al introducir energía

eléctrica a la disolución de ácido sulfúrico, y al sulfato de cobre con dos metales.

Descubrir los usos y aplicaciones de la electrodeposición de metales.

Anotar los cambios finales que hubo en los distintos procesos en el laboratorio.

3. FUNDAMENTO TEÓRICO

3.1 Electroquímica

La Electroquímica, es la parte de la química que trata de la relación entre las corrientes eléctricas y las reacciones químicas, y de la conversión de la energía química en eléctrica y viceversa. En un sentido más amplio, la electroquímica es el estudio de las reacciones químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes o voltajes.

3.1.1 Corriente Eléctrica Y Movimiento De Iones

La mayoría de los compuestos inorgánicos y algunos de los orgánicos se ionizan al fundirse o cuando se disuelven en agua u otros líquidos; es decir, sus moléculas se disocian en especies químicas cargadas positiva y negativamente que tienen la propiedad de conducir la corriente eléctrica. Si se coloca un par de electrodos en una disolución de un electrólito (compuesto ionizable) y se conecta una fuente de corriente continua entre ellos, los iones positivos de la disolución se mueven hacia el electrodo negativo y los iones negativos hacia el positivo. Al llegar a los electrodos, los iones pueden ganar o perder electrones y transformarse en átomos neutros o moléculas; la naturaleza de las reacciones del electrodo depende de la diferencia de potencial o voltaje aplicado.

La acción de una corriente sobre un electrólito puede entenderse con un ejemplo sencillo. Si el sulfato de cobre se disuelve en agua, se disocia en iones cobre positivos e iones sulfato negativos. Al aplicar una diferencia de potencial a los electrodos, los iones cobre se mueven hacia el electrodo negativo, se descargan, y se depositan en el electrodo como átomos de cobre. Los iones sulfato, al descargarse en el electrodo positivo, son inestables y se combinan con el agua de la disolución formando ácido sulfúrico y oxígeno. Esta reacción de descomposición producida por una corriente eléctrica se llama electrólisis.

En todos los casos, la cantidad de material que se deposita en cada electrodo al pasar la corriente por un electrólito sigue la ley enunciada por el químico físico británico Michael Faraday. Esta ley afirma que la cantidad de material depositada en cada electrodo es proporcional a la intensidad de la corriente que atraviesa el electrólito, y que las masas de distintos elementos depositados por la misma cantidad de electricidad son directamente proporcionales a las masas equivalentes de los elementos, es decir, a sus masas atómicas divididas por sus valencias.

Todos los cambios químicos implican una reagrupación o reajuste de los electrones en las sustancias que reaccionan; por eso puede decirse que dichos cambios son de carácter eléctrico. Para producir una corriente eléctrica a partir de una reacción química, es necesario tener un oxidante, es decir, una sustancia que gane electrones fácilmente, y un reductor, es decir, una sustancia que pierda electrones con facilidad. Las reacciones de este tipo se pueden entender bien con un ejemplo, el funcionamiento de un tipo sencillo de pila electroquímica. Al colocar una varilla de cinc en una disolución diluida de ácido sulfúrico, el cinc, que es un reductor, se oxida fácilmente, pierde electrones y los iones cinc positivos se liberan en la disolución, mientras que los electrones libres se quedan en la varilla de cinc. Si se conecta la varilla por medio de un conductor a un electrodo de metal inerte colocado en la disolución de ácido sulfúrico, los electrones que están en este circuito fluirán hacia la disolución, donde serán atrapados por los iones de hidrógeno positivos del ácido diluido. La combinación de iones y electrones produce gas hidrógeno, que aparece como burbujas en la superficie del electrodo. La reacción de la varilla de cinc y el

ácido sulfúrico produce así una corriente en el circuito externo. Una pila electroquímica de este tipo se conoce como pila primaria o pila voltaica.

En la batería de acumuladores, o acumulador (conocida comúnmente como pila secundaria), se proporciona energía eléctrica desde una fuente exterior, que se almacena en forma de energía química. La reacción química de una pila secundaria es reversible, es decir, se produce en un sentido cuando se carga la pila, y en sentido opuesto cuando se descarga. Por ello, una pila secundaria puede descargarse una y otra vez.

3.1.2 Aplicaciones Industriales

La descomposición electrolítica es la base de un gran número de procesos de extracción y fabricación muy importantes en la industria moderna. El hidróxido de sodio o sosa cáustica (un producto químico importante para la fabricación de papel, rayón y película fotográfica) se produce por la electrólisis de una disolución de sal común en agua. La reacción produce cloro y sodio. El sodio reacciona a su vez con el agua de la pila electrolítica produciendo hidróxido de sodio. El cloro obtenido se utiliza en la fabricación de pasta de madera y papel.

Una aplicación industrial importante de la electrólisis es el horno eléctrico, que se utiliza para fabricar aluminio, magnesio y sodio. En este horno, se calienta una carga de sales metálicas hasta que se funde y se ioniza. A continuación, se obtiene el metal electrolíticamente.

Los métodos electrolíticos se utilizan también para refinar el plomo, el estaño, el cobre, el oro y la plata. La ventaja de extraer o refinar metales por procesos electrolíticos es que el metal depositado es de gran pureza. La galvanotecnia, otra aplicación industrial electrolítica, se usa para depositar películas de metales preciosos en metales base. También se utiliza para depositar metales y aleaciones en piezas metálicas que precisen un recubrimiento resistente y duradero. La electroquímica ha avanzado recientemente desarrollando nuevas técnicas para colocar capas de material sobre los electrodos, aumentando así su eficacia y resistencia. Tras el descubrimiento de ciertos polímeros que conducen la electricidad, es posible fabricar electrodos de polímeros.

3.2 Voltámetro

EL Voltámetro, es una cuba electrolítica equipada para facilitar el estudio experimental, tanto desde el punto de vista cualitativo como cuantitativo, de los efectos de la electrólisis.

Un voltámetro simple consiste en un tubo de vidrio en forma de U en el que se introduce, en cada una de las ramas, un electrodo de carbón o de platino. Este voltámetro se suele utilizar para demostraciones cualitativas.

El voltámetro de Hofmann se utiliza para la electrólisis del agua, determinando cuantitativamente los volúmenes de gas formados. Consiste

en dos tubos de vidrio graduados que llevan dos llaves de paso y tapas roscadas para garantizar la perfecta colocación de los electrodos; éstos pueden ser de carbón o de platino. Los dos tubos están unidos por un puente que se conecta, mediante un tubo de silicona, con el recipiente que permite equilibrar la presión de los gases interiores con la presión atmosférica.

3.3 Electrodo

EL Electrodo, es un componente de un circuito eléctrico que conecta el cableado convencional del circuito a un medio conductor como un electrólito o un gas. El electrodo de carga positiva se denomina ánodo y el de carga negativa cátodo. La batería seca común utiliza un ánodo de carbono y un cátodo de cinc en contacto con una disolución electrolítica. Los electrodos de arco voltaico están fabricados con carbono y los electrodos empleados en la soldadura por arco están elaborados con un metal revestido de fundente. Los electrodos de los tubos de vacío están fabricados con carbono y diversos metales y aleaciones, según el uso al que estén destinados.

4.PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

4.1 MATERIALES Y EQUIPOS- Fuente de corriente continua- Amperímetro de corriente continua 0 – 300 mA- Vasos de Precipitados- Electrodos- Voltámetro de Hoffman4.2 METODO EXPERIMENTAL

CIRCUITO CIRCUITO .

AGUA ASIDULADA CON H2SO4 AL 5%

APRX. 10 min

AGUA SOBRE NADANTE

LA REACCION TRANSCURRIDA

TIEMPO, LA INTENSIDAD DE CORRIENTE ELECTRICA

DE TEMPERATURA AMBIENTE

ALTURAS H1, H2

5.REGISTRO DE DATOS

ARMADO

CONTENER

CONECTAR EL CIRCUITO

INICIO

ESPERAR

MEDIDA

MEDIDA

MEDIDAS

FIN

Electrolisis del aguaINTENSIDAD DE CORRIENTE (mA) 40TIEMPO DE ELECTRÓLISIS (seg) 600TEMPERATURA AMBIENTE (ºC) 20VOLUMEN DE HIDRÓGENO (cm3) 20.6PRESIÓN MANOMÉTRICA DEL HIDRÓIGENO (atm)VOLUMEN DE OXÍGENO (cm3) 10.2PRESIÓN MANOMÉTRICA DEL OXIGÉNO (atm)

Electrodeposición del cobre

INTENSIDAD DE CORRIENTE (mA) 40TIEMPO DE ELECTRÓLISIS (seg) 20PESO ÁNODO INICIAL (g) 17.575PESO CÁTODO INICIAL (g) 5.029PESO ÁNODO FINAL (g) 17.52PESO CÁTODO FINAL (g) 5.133CONCENTRACION DEL ELECTROLITO 1 M

Al realizar la electrodeposición del cobre, primeramente se procedió a colocar en un vaso de precipitado un volumen de sulfato de cobre, luego se procedió a colocar dos electrodos de cobre (monedas de 10 centavos) conectados a un circuito donde había una carga negativa y otra positiva.

Luego se procedió al paso de corriente eléctrica a ambos electrodos, donde empezaron a burbujear, y se observaba que el electrodo de carga negativa (cátodo) aumentaba en volumen, mientras que el otro electrodo positivo (ánodo) disminuía en volumen.

Al final se procedió al respectivo peso de las monedas, donde se observó el aumento de masa de una de ellas, y la disminución de la otra.

Después se procedió a realizar la electrólisis del agua mediante un volumen de ácido sulfúrico diluido, colocándolo en el voltámetro, también se le colocó cargas, una positiva ánodo, y otro positiva cátodo.

Luego se le hizo pasar corriente eléctrica, en la parte donde se encontraba el ánodo, se observó salir burbujas, muy pocas, se trataba de oxígeno, y en la otra parte donde estaba el cátodo salían mas burbujas, se trataba de hidrógeno, era asombroso por que salía mas hidrógeno que oxigeno, todo este proceso duró unos 15 minutos hasta que todo el hidrógeno y el oxígeno se separaran.

6. CÁLCULOS Y RESULTADOS

1. Calcular la carga total transferida en cada experiencia mediante la relación:

Q = I * t

Para la electrodeposición del cobre:

Cu+2 + 2e- Cu0

Q = 0.04A * 600(s) = 24 Col.

a) Calcular la masa de hidrógeno que se ha producido aplicando la segunda ley de Faraday que matemáticamente se expresa por:

1 Eq-g Cu+2 96500 Col.

X 2400 col.

X = 0.0249 Eq-g Cu+2

# Eq-g Cu+2 =

0.0249 =

(teóricamente) m1 = 0.790g

b) Calcular la masa experimental de cobre, depositado por diferencia entre el peso inicial y final de los electrodos.

mprática = mcátodo final – mcátodo inicial

mCF = 2.92gmCI = 2.25g mp = 2.92g – 2.25g = 0.67g

c) Calcular la masa experimental de hidrógeno producido empleando la ecuación general de los gases en las condiciones de volumen, temperatura y presión del sistema de la experiencia.

Datos: Patm = 495 mmHg ; H = 8.4 cm H2O ; T = 19

= H + patm = 8.4 + 672.8 = 0.66 atm

PV = m = = = 9.92 * 10 -5 g

d) Determinar el error entre el valor teórico y el valor práctico o experimental.

Para la electrodeposición del cobre:

mpráctica = 0.83g Cu

mteórico = 0.790g Cu

Error porcentual =

6. CONCLUCIONES

Al realizar el experimento de la electrodeposición del cobre se observó que la moneda que estaba conectada al cátodo aumentaba de volumen y de masa, es decir que se estaba oxidando, pasando de Cu0

a Cu+2, y mientras que la moneda que estaba conectada al ánodo reducía su masa y volumen, es decir pasaba de Cu+2 a Cu0, cambiaba de un color cobrizo a un color medio blanquecino.

Después, en la electrólisis del agua con ácido sulfúrico, hemos llegado a la conclusión de que el ácido tenía como función el paso de la corriente, esto para que la electrólisis del agua se lleve acabo con facilidad, donde al pasar corriente eléctrica, en el lugar donde se ubicaba el cátodo, salían burbujas de hidrógeno, en grandes cantidades, mientras que en el lado donde se ubicaba el ánodo salían cantidades muy reducidas de oxígeno, esto se debía a la relación molecular que existe en el agua, es decir dos moléculas de hidrógeno, con una de oxígeno.

Finalmente se llegó a terminar el proceso de electrólisis del agua, donde el resultado salió exitoso, porque al final se observó que el volumen de hidrógeno desprendido, era mayor al volumen desprendido por el oxígeno, dándonos la proporción indicada anteriormente.

7. BIBLIOGRAFÍA

COMPENDIOS DE QUIMICA GENERAL- Leonardo Coronel, Gabriel Mejía, esperanza Díaz “segunda edición”.

FUNDAMENTOS DE QUÍMICA GENERAL- Marcos Chambi Yana “primera edición”

MICROSOFT ENCARTA- 2002

8. ANEXOS