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CLASE DE EXPERIMENTACIÓN.
TRABAJO DE LABORATORIO: No. 1
GUIA DEL DOCENTE.
FECHA DE PRESENTACIÓN QMC – 246 – 4D1: 5 -07 -20 hrs. 12:00 del medio dia
TÍTULO: ELECTRODEPOSICIÓN DEL COBRE
OBETIVO:
· Visualizar el proceso de electrolisis del cobre, las semi reacciones electrolíticas que se producen en los electrodos, y relacionar la cantidad de cobre depositado, con las leyes de Faraday 
· Identificar las reacciones que intervienen en el proceso
FUNDAMENTACIÓN.
Este proceso electrolítico, como es la electrodeposición del Cobre, nos permite, obtener la cantidad de metal electro depositado en el cátodo, a partir de la cantidad de corriente que circula por este proceso, a través del electrolito, en nuestro caso la disolución de sulfato de cobre, el tiempo que dura este proceso, debe ser controlado hasta que se obtenga una buena cantidad de Cobre depositado.
MATERIALES Y REACTIVOS.
MATERIALES.
· Dos vasos de precipitado pirex de 250 ml y de 400ml
· Una probeta de 50 ml
· Cables conductores con sus respectivos ganchos o cocodrilos
· 1 vidrio reloj
· Electrodos inertes de latón 
· Espátula y pincel
· Una varilla de vidrio con más su gomita
· Un electrodo (ánodo), pudiendo ser este, una chatarra de Cobre
· Un electrodo (cátodo), este tiene que ser del mismo metal, que se está produciendo el proceso electrolítico, entonces debe ser de Cobre
· Fuente de corriente continua (Batería de 12 voltios)
· Medidor de Ph
· Balanza electrónica
· Pipeta de 10 ml
· Pizeta
· Termómetro y cronómetro
REACTIVOS:
· Ácido sulfúrico concentrado
· Sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4 x 5H2O
· Indicador metil naranja
· Agua de grifo y agua destilada
PROCEDIMIENTO.
Pesar el cátodo y anotar su peso, posteriormente preparar una solución electrolítica, conteniendo 12 gr./300ml de Cu2+, es decir pesar 12 gramos de sulfato de cobre pentahidratado, y disolverlo en 300 ml de agua y agregar a esta disolución, 5 ml de ácido sulfúrico concentrado, todo está disolución preparada en un vaso pirex de 400 ml, introducir los electrodos en el electrolito, el ánodo y el cátodo, deben estar en forma paralela, manteniendo una distancia entre ellos aproximadamente de 3cm. Los ganchos de sujeción deben permanecer fuera del electrolito para evitar su disolución.
Conectar el ánodo al polo (+) de la fuente de energía, y el cátodo al polo 
(-), y seleccionar una cantidad de corriente de 3,6 Amperios. Tratar de mantener la intensidad y el voltaje constante durante la prueba.
Medir el pH del electrolito antes y después de la electrolisis. 
En el cátodo tendrá lugar la reduction del ion (+) al aceptar éste los electrones remitidos desde el ánodo. Los iones positivos (cationes) se dirigirán al polo negativo, llamado cátodo. En el ánodo se generan electrones debido a la oxidación de un metal u otra sustancia. Los electrones son enviados al otro electrodo por la batería. El ánodo pierde por tanto, su carga negativa y por esa razón es el polo positivo. La batería (una pila) al arrancar electrones del cobre anódico, ocasiona la oxidación de este metal:
 Oxidación: Cu (s) → Cu2+(aq) + 2e-
 Los electrones llegarán al cátodo impulsados por la batería. Una vez allí, reducirán a los iones cúpricos presentes en el electrolito:
 Reducción: 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 del cátodo, además existe una relación simple entre la cantidad de electricidad que pasa a través de una celda electrolítica y la cantidad de sustancia depositada en él cátodo. Ambas cantidades son directamente proporcionales (ley de Faraday).
En general, durante la electrodeposición del cobre se observa lo siguiente:
 
El oxígeno gaseoso se desprende en las cercanías del ánodo como:
Una reacción anódica: 
 H2 O = ½ O2 + 2 H++ 2e-
 
El ión hidrógeno enriquece al electrolito en ácido. El Cu° se deposita en las paredes del cátodo como:
Una reacción catódica: Cu2++ 2e- = Cu(s)
Los reactantes en el proceso se empobrecen.
En la celda se da la siguiente reacción: 
 Cu2++ H2 O = ½ O2 + Cu + 2 H+
 Reactantes Productos
 ( Cu2+) = 2 M ( H+ ) = 1,5 M ( O2 ) = 0,2 Atm.
 Los procesos de electrodeposición incluyen cambios de especies iónicas a especies atómicas, de modo que una energía definida y un voltaje de descomposición son requeridos, los requerimientos de voltaje teórico pueden ser calculados a partir del potencial estándar de la reacción total de celda y las actividades de los iones en soluciónes es decir:
 E = EO - 
 (T = temperatura, °K; F = Constante de Faraday, 96500 culombios por peso equivalente gramo; R = constante de los gases, 8.31 Joules/g mol °K) de los cuales:
 EO (Cu2+/Cu ) = + 0,34 volt. EO = (H2O/ H+) = -1.229 volt.
 Ecelda = EO Cu2+ /Cu – Eo H2O/H+- 
 Ecelda = ? Volt.
  Además de este potencial de descomposición teórico, la producción de oxigeno gaseoso en el ánodo requiere un sobre voltaje significativo. De igual modo, se requiere un potencial extra, debido a la caída de voltaje en el electrolito, polarización y conexiones en el ánodo y cátodo. El voltaje total de celda para electrodeposición está en el rango de 2 - 2.5 voltios, según la densidad de corriente y la temperatura del electrolito
Posteriormente a que este proceso de haya producido, es decir se haya producido la electrodeposición del cobre, se retiran los electrodos y sumergen en el agua. Secar y pesar el cátodo cargado con el cobre electro depositado, anotar este peso, y restar a este, el peso del cátodo pesado anteriormente.
APLICACIONES DE LA ELECTROLISIS DEL COBRE:
1. Obtención del cobre puro:
En el electro refinado del cobre el cobre impuro se hace funcionar como ánodo. El cátodo es una placa delgada de cobre puro y el electrolito es una disolución desulfato de cobre (II) acidificada con ácido sulfúrico.
2. Electrodeposición:
Una pieza metálica se recubre de una fina capa de un metal. El objeto a recubrir actúa como cátodo. En el ánodo se ubica una placa del metal con el que se quiere recubrir la pieza. En la electrodeposición del cobre, el ánodo es de cobre y el electrolito es sulfato de cobre.
 
 
 
RESULTADOS Y DISCUSIÓN.
	
	Masa inicial
	Masa final
	Variación
	Ánodo
	
	
	
	Cátodo
	
	
	
	
	T = 0 minutos
	T = 5 minutos
	t = 10 minutos
	Intensidad
Amperios
	
	
	
	Intensidad promedio I = (Amperios)
	Tiempo t = (Minutos)
REACCIONES DEL PROCESO.
Ánodo oxidación : 
 Cu (s) → Cu2+(aq) + 2e-
 H2 O → ½ O2 + 2 H++ 2e- EO = 1,229 Volt.
 
Cátodo reducción : 
 Cu2++ 2e- → Cu(s) EO = O,337 Volt.
 Cu2++ H2 O → ½ O2 + Cu + 2 H+ + SO4=
Reacción total: Cu SO4 + H2O → ½ O2 + Cu + H2 SO4=
CONCLUSIÓN. ?
DATOS DE LA ELECTRODEPOSICIÓN DEL COBRE de ánodo soluble:
Ánodo ( Cu ) : masa inicial = 24,379 g. masa final = 24,250 g.
 
Cátodo (Cu) : masa inicial = 24,370 g. masa final = 24,382 g. 
 T = 0 seg. T = 5 seg. T= 10 seg. 
Intensidad : 3,0 Amp. 3,7 Amp 4,2 Amp 
Tiempo: 15 minutos
Sulfato de Cobre penta hidrátado = 12 g.
Volumen = 300 ml
INSTRUCCIONES PARA LA PRESENTACIÓN DEL INFORME:
Primero: Realizar el esquema o la gráfica de la electrodeposición del Cobre, colocando todos los datos, y elementos de la electrodeposición
Con los datos de la electrodeposición de cobre. Hallar:
a) La masadepositada de cobre en el cátodo
b) Hallar el potencial de celda, a partir de la ecuación de Nerst
c) Llenar los datos en los cuadros.
d) Y la conclusión de la electrodeposición del Cobre
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