PRÁCTICA: ELECTRODEPOSICIÓN DE COBRE PROCEDIMIENTO

PRÁCTICA: ELECTRODEPOSICIÓN DE COBRE
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
1) Se dobla una lámina de cobre por un extremo para que pueda sujetarse al borde del
recipiente que contiene la disolución de sulfato de cobre, pero sin introducirlo todavía
dentro de dicha disolución.
2) Se desdobla una vez un clip metálico para que
aumente la superficie de contacto con la disolución de
sulfato de cobre, dejando una parte doblada para que
pueda sujetarse al borde del recipiente, pero sin
introducirlo todavía dentro de dicha disolución.
3) Se pesan el clip y el cobre en balanza de al menos 3 cifras decimales, anotando las
correspondientes masas en el cuadro de “resultados”. Para esta operación se manipulan
ambas piezas con unas pinzas. Las balanzas no se deben mover de su posición al pesar.
4) Se colocan la lámina de cobre y el clip dentro del
recipiente con disolución de CuSO4 1M, evitando que
se toquen entre ellos y de forma que la parte doblada
más pequeña quede fuera del bote y la parte más
grande quede introducida dentro del sulfato de cobre.
5) Se conecta el cable unido al polo negativo de la pila (el que termina en una pinza) al
objeto que vamos a recubrir (clip), evitando que la pinza entre en contacto con la
disolución de sulfato de cobre.
6) Se conecta al amperímetro (toma mA) el cable unido al polo positivo de la pila. El
selector de medidas del amperímetro debe situarse en la posición 200 mA (de corriente
continua)
7) Se pone a cero el cronómetro o reloj.
8) Se conecta un tercer cable, por su
extremo acabado en pinza, a la lámina de
cobre. Cuando este cable se conecte al
amperímetro quedará cerrado el circuito por
tanto hay que estar muy atentos para poner
en marcha el cronómetro.
9) Se
conecta
amperímetro
este
tercer
(toma
cable
COM)
al
e
inmediatamente se pone en marcha el
cronómetro,
anotando
el
valor
de
la
intensidad de corriente que circula en ese
momento en el cuadro de “resultados” (I0)
10) Se
deja
electrodeposición
que
se
durante
produzca
10
la
minutos,
anotando el valor de la intensidad de
corriente que circula a los 5 minutos (I5) y al final del proceso (I10).
11) Una vez transcurridos 10 minutos (anotad el tiempo exactamente transcurrido
expresándolo en segundos) se abre el circuito desconectando cualquiera de los cables,
para que deje de circular la corriente (el cronómetro apagado no significa que la corriente
deja de pasar).
12) Se sacan la lámina de cobre y el clip, lavándolos con un poco de agua bajo el grifo
para eliminar el sulfato de cobre. Observad el aspecto de ambos. Se secan con un trozo
de papel con cuidado de no rascar el cobre depositado en el clip.
13) Se pesan en la misma balanza que al principio y se anotan las masas en el cuadro de
“resultados”.
Nota: si la corriente no se encuentra entre 60 y 140 mA, algo en el circuito está mal
conectado. Revíselo o pregunte a su profesor.
RESULTADOS Y DISCUSIÓN
Masa inicial
Masa final
Variación
t = 0 minutos
t = 5 minutos
t = 10 minutos
Clip
Lámina de cobre
Intensidad (mA)
I0 =
I5 =
I10 =
Intensidad promedio
I=
(amperios)
Tiempo
t=
(segundos)
A partir de estos datos experimentales obtenidos y conociendo el tiempo que ha
durado la electrodeposición así como la intensidad de la corriente que ha circulado puede
comprobarse la validez de la primera ley de Faraday . Esta ley enunciada, por Michael
Faraday en 1833, indica que: "La masa de sustancia liberada en una electrólisis es
directamente proporcional a la cantidad de electricidad que ha pasado a través del
electrólito". Es decir, existe una relación simple entre la cantidad de electricidad que pasa
a través de la celda electrolítica y la cantidad de sustancia depositada en el cátodo;
ambas
cantidades
son
directamente
proporcionales.
Durante
el
proceso
de
electrodeposición, como conocemos la intensidad de corriente que ha circulado (I,
expresada en amperios) y el tiempo que ha durado la misma (t, medido en segundos)
podemos calcular la cantidad de carga eléctrica (Q, en coulombios):
Q = I×t =
Por otra parte, sabemos que la carga de un mol de electrones, la denominada constante
-1
de Faraday (F) equivale a 96485 C mol . De este modo podemos averiguar fácilmente los
moles de electrones que han circulado:
ne- = Q/F =
Finalmente, podemos calcular la masa de cobre depositada en el cátodo a partir de la
estequiometría del proceso: Cu2++ 2e¯
→ Cu.
nCu(II) = ne-/2 =
m Cu(II) = nCu(II) × Ar(Cu) = nCu(II) 63.55 =
Comparad el valor calculado con las variaciones observadas en el peso de la lámina de
cobre y el clip metálico.
BIBLIOGRAFIA
R. H. PETRUCCI, W. S. HARWOOD y F. G.HERRING,
A
QUÍMICA GENERAL. 8. EDICIÓN.
PRENTICE HALL. MADRID, 2002
R. CHANG,
QUÍMICA (7ª EDICIÓN)
mCgraw hill, MADRID, 2003