Cobrizado

COBRIZADO

Objetivos:

• Diferenciar una celda galvánica de una celda electrolítica.
• Realizar experimentos con cambios químicos producidos por la electrólisis de una solución de sulfato de cobre.
• Construir una celda electrolítica para la electrodeposición de cobre.
• Reconocer el ánodo y el cátodo de la celda construida.
• Realizar diferentes tipos de cálculos teóricos con respecto a la celda, utilizando las leyes de Faraday, y comparar estos cálculos con los resultados experimentales.

Materiales y reactivo

• Fuente de corriente continua
• Cables para conexión 2 * 22
• Vaso de precipitado de 50 mL
• Agua destilada
• Cronómetro
• Electrodo de grafito
• Electrodo de cobre
• Multímetro        
• Solución de [pic 2]

Introducción:

En el siguiente informe se dará una descripción detallada de las observaciones, anotaciones y procedimientos que se realizaron en la práctica de laboratorio sobre celdas electrolíticas, también una breve explicación de los resultados obtenidos. Esta práctica se trató sobre aplicaciones de la electrolisis específicamente el cobrizado.

Parte experimental

Primero pesamos los electrodos de cobre y de grafito y registramos estos datos en la hoja de cálculos, luego comprobamos la polaridad de la fuente con ayuda del multímetro para registrar cual era el terminal positivo y cual el negativo. Introducimos los extremos de los cables en un vaso de solución de NaCl. Con ayuda de un multímetro, verificamos la intensidad de corriente que pasaba por el circuito. Esta medición la hicimos en serie y la del voltaje en paralelo. Conectamos el electrodo de cobre al terminal positivo y el electrodo de grafito al terminal negativo. Sumergimos los dos electrodos en la solución de , asegurándonos de que ellos no se tocaran entre sí. Los dejamos en la solución hasta que notamos un cambio visible sobre el electrodo de grafito. Con ayuda del cronómetro, registramos el tiempo durante el cual se llevó a cabo la reacción, finalmente esperamos que se secaran los electrodos y registramos su nuevo peso.[pic 3]

Cálculos y resultados        

Cátodo (+) semirreacción de reducción.

Ánodo (-) semirreacción de oxidación. Cu2+ + 2e- [pic 4] Cu

 [pic 5]

Masa inicial del electrodo de grafito= 4.5 g

Masa inicial del electrodo de Cu= 3.24 g

Masa final del electrodo de Cu= 3.198 g

Masa depositada= 3.24g – 3.188g =0.052 g

 [pic 6]

Corriente registrada: 0.2 A

 [pic 7]

 [pic 8]

 [pic 9]

[pic 10]

Tabla 1. Datos recogidos.

1. ¿Por qué en electroquímica se usa corriente continua y no corriente alterna?

En la electroquímica, normalmente se la usa para separar elementos metálicos o conductores en formas más puras, o hacer reaccionar ciertos ácidos o bases de formas específicas. Normalmente para separarlos se necesita atraer a cierto polo, lo cual no funcionaría en corriente alterna ya que esta está en constante fluctuación y no tiene un polo constante.

1. El proceso de obtención de zinc a partir de su mineral, sulfuro de zinc (ZnS), comienza por una tostación que lo transforma en óxido. El óxido es transformado en sulfato por un tratamiento con ácido sulfúrico y luego, en la última etapa, el sulfato es reducido electrolíticamente según

a) [pic 11]

b) [pic 12]

¿Cuál es el potencial de este proceso?

E = Ecátodo - Eánodo

E=-0.76-(-0.82)=0.06 v

Conclusiones

En conclusión, en la práctica vemos como el electrodo de grafito(cátodo) cambia de color a un color cobrizo esto se debe a que los electrones del electrodo de Cu (ánodo) son atraídos por el por el cátodo y se adhieren a este electrodo, este proceso se conoce como electrodeposición, al final revertimos el electrodo de grafito a ánodo y el electrodo de cobre a cátodo cambiando la conexión de los electrodos con la fuente, esto lo hacemos para limpiar el electrodo de grafito. En los cálculos vemos que se produce un error de 33,3% es un error muy grande, esto se puede deber a una mala medición a la hora de la toma de datos, error en la calibración del multímetro o error en los cálculos.  

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