UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍAFACULTAD DE ING. QUÍMICA Y TEXTIL

LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA II – QU435 “A”

PERIODO ACADÉMICO 2010 – I

“ELECTROLISIS DE METALES”

o Profesores:

Ing. CARDENAS MENDOZA, Teodardo Javier Ing. VIVAS CUELLAR, Magali Camila

o Integrantes:

CHÁVEZ BARBOZA, Jorge Luis MONTES SANOMAMANI, Nelson Beltrán ÑAUPARI BARZOLA, Marvin Andrew

Fecha de Entrega: 09/06/10

LIMA – PERÚ

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INDICE

1. OBJETIVOS Pág. 3

2. FUNDAMENTO TEORICO Pág. 3

3. DATOS Pág. 5

3.1. DATOS EXPERIMENTALES Pág. 5

3.2. DATOS BIBLIOGRÁFICOS Pág. 5

4. TRATAMIENTO DE DATOS Pág. 5

5. DISCUSIÓN DE RESULTADOS Pág. 9

6. CONCLUSIONES Pág. 9

7. RECOMENDACIONES Pág. 9

8. BIBLIOGRAFÍA Pág. 9

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ELECTROLISIS DE METALES

1. OBJETIVOS:

o Estudiar la electrodeposición del cobre a partir de las soluciones complejas.o Cuantificar la masa del cobre electrodepositado.o Estudiar las reacciones electroquímicas que se llevan a cabo en cada electrodo.

2. FUNDAMENTO TEORICO

o Electrolisis

La electrólisis es un proceso donde la energía eléctrica cambiará a energía química. El proceso sucede en un electrólito, una solución acuosa o sales disueltas que den la posibilidad a los iones ser transferidas entre dos electrodos. El electrolito es la conexión entre los dos electrodos que también están conectados con una corriente directa. Esta unidad se llama célula de electrolisis.

Si se aplica una corriente eléctrica, los iones positivos migran al cátodo mientras que los iones negativos migrarán al ánodo. Los iones positivos se llaman cationes y son todos los metales. Debido a su valencia perdieron electrones y pueden tomar electrones. Los aniones son iones negativos. Llevan normalmente los electrones y entonces tienen la oportunidad de cederlos. Si los cationes entran en contacto con el cátodo, captan de nuevo los electrones que perdieron y pasan al estado elemental. Los aniones reaccionan de una manera opuesta. Si entran en contacto con el ánodo, ceden sus electrones y pasan al estado elemental. En el electrodo, los cationes serán reducidos y los aniones serán oxidados.

o Leyes de la Electrólisis

Los siguientes conceptos son referidos a la corriente eléctrica necesarios para comprender el significado de las leyes de Faraday:

La cantidad de electrones (electricidad) que circulan por un conductor se mide en Coulomb.

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La intensidad de la corriente (caudal de electrones) expresa la cantidad de electricidad que circula por un conductor por unidad de tiempo. La intensidad de la corriente se mide en Amperes.

I = Q / t Q = I x t [I] = A.

Cuando una fuente fuerza a los electrones a circular por un conductor, se presenta una resistencia al flujo de corriente y se produce una caída de potencial. La resistencia eléctrica se mide en Ohms, y la diferencia de potencial en Voltios.

E = I x R [E] = V y [R] = ohm

o Primera Ley de Faraday

La masa de un elemento depositada en un electrodo es proporcional a la cantidad de electricidad que pasa a través de la solución del electrolito o del electrolito fundido.

m = K x Q

Donde K es una constante que depende del catión y se denomina equivalente electroquímico (g/Coulumb)

o Segunda Ley de Faraday

Las masas de elementos que se depositan en los electrodos son proporcionales a los equivalentes químicos.Recordemos que el equivalente químico de un elemento es el cociente entre el peso atómico gramo de ese elemento y su valencia:

Eq = Pa/V

o Número de Faraday

Para depositar el equivalente químico de cualquier elemento se necesita la misma cantidad de electricidad. La constante o número de Faraday (F) es de 96500 coulomb (96494).

Por ejemplo, para depositar: 1,008 gr de H+, 107,8 gr de Ag+, 31.75 gr de Cu++ o 63.5 gr de Cu+ son necesarios 96500 coulomb.

Vale aclarar que: 96500 coulomb = carga de 6,02.1023 electrones, de lo que se deduce que la carga de un electrón es 1,6 .10-19 coulomb.

o Equivalente electroquímico

Se llama equivalente electroquímico # a la masa de un elemento depositada, durante la electrólisis, por la carga de un coulomb.

K = Eq/F

En todos los casos, la cantidad de material que se deposita en cada electrodo al pasar la corriente por un electrolito sigue las leyes de Faraday.

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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 fácilmente.

3. DATOS

o Datos experimentales

Masa inicial del electrodo (g): 4.65 Amperaje aplicado (A) : 1 A

Tiempo(min)

Masa final del electrodo (g)

5 4.7810 5.0115 5.2920 5.84

Tabla 1. Masas del electrodo en cada cierto tiempo.

o Datos bibliográficos

Potenciales de reducción y oxidación :

Cu+= +0.520 V (potencial de reducción del cobre)CN-= -0.37 (potencial de oxidación del cianuro)

Peso atómico Cu = 63.54 g 1 Faraday = 96500 Coulomb

4. TRATAMIENTO DE DATOS

o Reacciones que ocurre en el ánodo y cátodo:

CÁTODO:

Cu(aq )+¿+1e−¿→Cu (s )

0 ¿ ¿ (Ocurre reducción del cobre)

ÁNODO:2 C N (aq)

−¿+2 e−¿→ C2N 2(g) ¿¿ (Ocurre oxidación del cianuro)

o Determinando los peso teóricos y experimentales para cada tiempo empleado en la electrodeposición:

DE MANERA TEÓRICA:

Se usará las siguientes expresiones:

W Teorica=K x Q

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W: masa electrodepositada en el cátodo (g)K: equivalente electroquímico del elemento electrodepositado (g/Coulomb)

K= Eq−g1 F

Donde:

1F= 96500 Coulomb

Eq−g=P . Aθ

: Equivalente gramo del elemento electrodepositado.

Q: Carga de la corriente empleada (Coulomb)

Q=I x t t=segundos I= Amperios

El elemento electrodepositado para nuestro caso es el cobre:

Entonces:

P.A= 63.54 g θ= 1 (número de estado de oxidación) I= 1 A

Reemplazando los datos se obtiene los siguientes resultados:

t (s) W Teorico (g)300 0.198600 0.395900 0.5931200

0.790

Tabla 2. Masas teóricas electrodepositadas

DE MANERA EXPERIMENTAL

Se usará la siguiente expresión:

W Experim=M Final del electrodo−M inicialdel electrodo

Los datos se muestran en la tabla 1, obteniéndose.

t(s) W experimental (g)300 0.13600 0.36900 0.641200

1.19

Tabla 3. Masas experimentales electrodepositadas

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o Hallando el rendimiento o efectividad.

Se usará la siguiente expresión:

(% ) R=100 %−(% ) E . R

Donde:

(% ) E . R=|W TEOR−W exp|

W TEOR

x 100 %

Se obtiene los siguientes resultados:

T(s) (%)R300 65.7 %600 91.1 %900 92.1%1200 49.4 %

Tabla 4. Rendimiento o efectividad

o Graficando la masa electrodepositada vs. Tiempo.

TEÓRICO:

200 400 600 800 1000 1200 14000

0.1

0.2

0.3

0.4

0.5

0.6

0.7

0.8

0.9

f(x) = 0.000658 x + 0.000500000000000389R² = 0.999998973485121

Masa electrodepositada vs. Tiempo

T(s)

M (g

)

Grafica 1. Masa electrodepositada vs. Tiempo (Teórico)

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EXPERIMENTAL:

200 400 600 800 1000 1200 14000

0.2

0.4

0.6

0.8

1

1.2

1.4

f(x) = 0.00115333333333333 x − 0.285R² = 0.955282476859241

Masa electrodepositada vs. Tiempo

T(s)

M (g

)

Grafica 2. Masa electrodepositada vs. Tiempo (Experimental)

o Hallando el espesor (L) de una cara en cada tiempo.

Se usará la siguiente expresión:

L=VA

=W exp

2 ρA

Donde:

V: Volumen de la masa electrodepositada: A: área de una de las caras. (0.215 dm2) Ρ: densidad del cobre. (8.92 g/cm3 a 20°C) W exp : Masa electrodepositada experimental de dos caras.

Se obtienen los siguientes resultados:

T (S)

L (μm)

300 3.39600 9.39

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900 16.691200 31.03

Tabla 5. Espesor de la placa

5. DISCUSIÓN DE RESULTADOS

o En la celda se trabajaron con dos ánodos y en el centro se coloco el cátodo, esto se hizo para que el electrodepositado de la masa sea homogéneo para la placa, es decir que sea en ambas caras de la placa.

o El porcentaje de rendimiento que se obtuvo, en algunos casos son bajos ya que al comenzar la electrolisis, las placas que son ánodos, en las cuales se deposita el cobre, se van cargando de él, impidiendo que los electrones pasen, con lo cual el amperaje baja y se tiene que ubicar el amperaje de nuevo para que el rendimiento sea adecuado.

6. CONCLUSIONES

o La gráfica obtenida de manera experimental no es lineal, esto se debe a que a pesar de haber un rectificador de corriente siempre habrá unas pequeñas fluctuaciones con los que hará variar la linealidad de la masa electrodepositada frente al tiempo.

o Las reacciones de oxidación y reducción fueron elegidas de manera coherente y correcta a pesar de haber mas especies estas no se oxidarán ni reducirán ya que tienen menores potenciales de oxidación o reducción que las especies del cobre y cianuro.

7. RECOMENDACIONES

o Cuidar de que la corriente marcada en el rectificador sea continua y constante de principio a fin.

o Las soluciones electrolíticas contienen cianuro con el cual hay que tener cuidado ya que a pesar de contener pocas cantidades puede causar daños su respiración y digestión con lo cual tener cuidado al derramar solución electrolítica en el área de trabajo y si es posible el uso de guantes.

o Usar una placa de tamaño considerable para que al momento del cálculo del amperaje este sea considerable para colocarlo en el rectificador.

8. BIBLIOGRAFIA

o http://www.lenntech.es/electrolisis.htm

o CHANG, R. “Química”. Editorial Mc Graw Hill. 7° Edición, Madrid - España, 2002. Pag. 769-777.

o GUERASIMOV, Y. “Curso de química física”. Moscú – Rusia. Editorial Mir. 1° Edición. Tomo 2. 1971. Páginas: 393 – 398.

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