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UNIVERSIDAD NACIONAL DE TRUJILLO
I. TITULO:
“ELECTRODEPOSICIÓN
“ELECTRODEPOSICIÓ
N DE COBRE A PARTIR DE UNA SOLUCIÓN DE
SULFATO DE COBRE”
II. OBJETIVOS:
deposición electrolítica.
electrolítica.
2.1. Extraer el cobre de soluciones sulfatadas utilizando la deposición
2.2. Identificar las reacciones que intervienen en el proceso.
2.3. Determinar la densidad de corriente y el consumo práctico de energía eléctrica.
2.4. Visualizar las reacciones electrolíticas y relacionar los productos obtenidos con
las leyes de la electroquímica.
III. FUNDAMENTO
FUNDAMENTO TEORICO:
3.1. ELECTRODEPOSICION
ELECTRODEPOSICION DE Cu:
La electrodeposición de cobre, se refiere a la obtención de cátodos de cobre de alta
pureza, los cuales se producen sumergiendo dos electrodos en una solución electrolítica
de sulfato de cobre. En la electrodeposición el ánodo es insoluble de manera que el
electrolito no llegará a ser contaminado durante la operación y de ese mismo modo el
ánodo no requerirá ser reemplazado frecuentemente. Al pasar la corriente eléctrica
provoca ¡a deposición de cobre en el cátodo, mientras en el ánodo se descompone el
agua dando lugar a burbujas de oxígeno 02 e iones H+ que a su vez originan
o riginan el H2S04.
Se trata de fabricar una celda electrolítica con una fuente externa de alimentación
eléctrica y de observar en ella la electrodeposición de una capa de cobre sobre un objeto
de acero inoxidable, que actúa como cátodo de la celda.
Las reacciones de corrosión son de naturaleza electroquímica, ya que implican
transferencia de electrones entre el metal que sufre el ataque (que actúa como dador
electrónico o ánodo) y una segunda sustancia que recibe tales electrones, y que por
tanto se reduce, actuando como oxidante en la reacción redox.
Muchas partes metálicas se protegen de la corrosión por electrodeposición, para
producir una fina capa protectora de metal. En este proceso, la parte que va a ser
recubierta constituye el cátodo de una celda electrolítica. El electrolito es una sal que
contiene cationes del metal de recubrimiento. Se aplica una corriente continua por
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medio de una fuente de alimentación, tanto a la parte que va a ser recubierta como al
otro electrodo. Un ejemplo de deposición en varias capas es la del cromado de los
automóviles. En el cromado la electrodeposición consta de una capa inferior de cobre,
una intermedia de níquel y una capa superior de cromo.
En una celda electrolítica se produce una reacción redox no espontánea suministrando
energía eléctrica al sistema por medio de una batería o una fuente de alimentación. La
batería actúa como una bomba de electrones, arrancándolos del ánodo y empujándolos
al interior del cátodo. Dentro de la celda, para que se mantenga la electroneutralidad,
debe ocurrir un proceso que consuma electrones en el cátodo y que los genere en el
ánodo. Este proceso es una reacción redox.
En el cátodo tendrá lugar la reducción de un 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 oxidación de
este metal:
Cu (s) → Cu2+(aq) + 2eLos electrones llegarán al cátodo impulsados por la batería. Una vez allí, reducirán a los
iones cúpricos presentes en el electrolito:
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 de la cucharilla. Existe además 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
proporcionales (ley de electrólisis de Faraday).
En general, durante la electrodeposición se observa lo siguiente:

El oxígeno gaseoso se desprende en las cercanías del ánodo como:
RA: H2O = ½ O2 + 2H + + 2e-

El ión hidrógeno enriquece al electrolito en ácido.

El Cu° se deposita en las paredes del cátodo como:
RC: Cu2+ + 2e- = Cu(s)

Los reactantes en el proceso se empobrecen.
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
En la celda se da la siguiente reacción: Cu2+ + H2O = ½ O2 + Cu + 2H+
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 solución
es decir:
E

Eº
RT
zF
ln
a pro d
a
reac

(T = temperatura, °K; F = Constante de Faraday, 96500 culombios por peso
equivalente gramo;
gramo; R = constante de los gases,
gases, 8.31 Joules/g mol °K) de los cuales:
2
1/ 2
Ecelda

E o Cu 2

/ Cu o 
E o H 2O
/ H o 
RT
2F
(aO 2) (a )
H

ln
aCu 2
(a)

Además de este potencial de descomposición teórico, la producción de oxigeno gaseoso
en el ánodo requiere un sobrevoltaje 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.
Ap
Ap licaciones de la Elect rólisis:
1. Obtención de Cobre Puro:
En el electro refinado del cobre el cobre impuro se hace funcionar como ánodo. El
cátodo es una fina hoja delgada de cobre puro y el electrolito es una disolución de
sulfato de cobre (II) acidificada con ácido sulfúrico.
s ulfúrico.
2. Electrodeposición:
Una pieza metálica se recubre de una fina capa de in 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 de plata, el ánodo es de plata y el electrolito es de nitrato de
plata.
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IV. EQUIPOS Y MATERIALES:

EQUIPOS

Agitador magnético.Un agitador magnético consiste de una pequeña barra
magnética (llamada barra de agitación) la cual esta
normalmente cubierta por una capa de plástico
(usualmente Teflon) y una placa debajo de la cual se
tiene
un
magneto
rotatorio
o
una
serie
de
electromagnetos dispuestos en forma circular a fin de
crear un campo magnético rotatorio. Es muy frecuente
que tal placa tenga un arreglo de resistencias eléctricas
con la finalidad de dotarle de calor necesario para
calentar algunas soluciones químicas. Durante la
operación de un agitador magnético típico, la barra magnética de agitación
(también llamada pulga, frijol o bala magnética) es deslizada dentro de un
contenedor ya sea un matraz o vaso de precipitados de vidrio borosilicato
preferentemente- conteniendo algún líquido para agitarle. El contenedor es
colocado encima de la placa en donde los campos magnéticos o el magneto rotatorio
ejercen su influencia sobre el magneto recubierto y propician su rotación mecánica.
La perilla de la izquierda controla la velocidad de rotación del agitador, la derecha
controla la temperatura de calentamiento de la parrilla.

Fuente de corriente contínua.
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
Medidor de pH. Es un equipo que se utiliza para determinar la acidez
o la alcalinidad que posee cada sustancia. El ph es una característica
propia de cada producto, la sigla significa
significa Potencial Hidrógeno.
Hidrógeno. La
escala de medición va desde cero (0) a catorce (14), conteniendo
conteniendo la
escala de cero (0) a siete (7) todos los productos o sustancias
s ustancias
identificadas como ácidos y la escala que va del siete (7) a catorce (14),
las sustancias alcalinas o básicas; Siete (7) es el valor neutro (ni ácido, ni
básico).

Balanza electrónica.

MATERIALES

Cátodo de aluminio. es el electrodo en el cual entra la corriente positiva
proveniente del electrolito.

Ánodo insoluble (Pb).
(Pb). El ánodo es el electrodo en el cual, o a través del cual,
la corriente positiva pasa hacia el electrolito. La reacción anódica es u na
oxidación y la reacción catódica una reducción.
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
Sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4.5H2O).

Ácido sulfúrico
sulfúrico concentrado.

Vasos pirex de 400 y 1000 ml.
Un vaso de precipitados es un simple contenedor de
líquidos, usado muy comúnmente en el laboratorio.
Son cilíndricos con un fondo plano; se les encuentra
de varias capacidades, desde un mL hasta de varios
litros. Normalmente son de vidrio (Pirex en su
mayoría) o de plástico. Aquéllos cuyo objetivo es
contener
ácidos
o
químicos
corrosivos,
tienen
componentes de Teflon u otros materiales resistentes
a la corrosión. Suelen estar graduados, pero esta
graduación es inexacta por la misma naturaleza del artefacto.

Pipeta.
La pipeta es un instrumento volumétrico de laboratorio que permite
medir alícuotas de líquido con bastante precisión. Suelen ser de vidrio.
Está formado por un tubo transparente que termina en una de sus puntas
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de forma cónica, y tiene una graduación (una serie de marcas grabadas) indicando
distintos volúmenes.

Bombilla

Accesorios para la instalación
instalación de la celda
♦
Cocodrilos

Termómetro

Cronómetro
V. PROCEDIMIENTO:
PROCEDIMIENTO:
1. Pesar el cátodo y anotar su peso
2. Preparar una solución electrolítica, conteniendo 40g/lit. de Cu 2+. A partir de
CuSO45H2O, grado reactivo; y 20 g/lit. de acido sulfúrico concentrado. Colocar
250 ml de esta solución en un vaso pirex de 400 ml.
3. Colocar los electrodos en el electrolito, el ánodo y el cátodo deben estar en
forma paralela, manteniendo una distancia entre ellos aproximadamente 3cm.
Los ganchos de sujeción deben permanecer fuera del electrolito para evitar su
disolución.
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4. Conectar el ánodo al polo (+) de la fuente y el cátodo al polo (-)
( -) y seleccionar 0.6
amperios y tres voltios. Tratar de mantener la intensidad y el voltaje constante
durante la prueba.
5. Medir el pH del electrolito antes y después de la electrolisis.
6. Después de una hora, retira los electrodos y sumergirlos en agua. Secar y pesar
el cátodo cargado.
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VI. DATOS:
En 1 litro de electrolito:

W CuSO4 .5H 2 O(al 99%)  156.266g
Entonces: W Cu2+ = 156 g CuSO4 5H 2O
1molCuSO4 .5 H 2 O
64 gCu2 
(
)
250 gCuSO4 .5H 2 O 1molCuSO4 .5H 2 O
W Cu2+ = 40 g/lt

Volumen de H2SO4 al 98 % = 11.113 ml, ρ = 1.8364 g/cc
ρ = m/V
→
W H2SO4 = 11.113 ml.(1.8364 g/ml) = 20 g/l

Peso inicial del cátodo (aluminio puro) = 20.857 g.

Peso final del cátodo
= 21.480 g.

Volumen de solución tomada
tomada
= 250 cm3

Intensidad de corriente = 0.6 Amp

pH inicial = 1.30

pH final = 1.21

Voltaje de celda = 2.54
2.54 V cc

Tiempo de depósito = 1 hora

Superficie del Al (área
(área catódica) = 2(5x 4.3) = 43
43 cm2

PM CuSO4 .5H 2 O  250gr / mol
VII. RESULTADOS:
RESULTADOS:
7.1. hacer un esquema de circuito experimental.
Preparación
Conexión
Electrodeposición
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Cosecha
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7.2.
¿Cuáles son las reacciones anódica, catódica y total del proceso?.
Calcular el potencial “E” en voltios, para
p ara que se realice la reacción
total de celda.
R Anódica: H2O = ½ O2 + 2H+ + 2e-
Eºa = 1.229 V
R Catódica: Cu2+ + 2e- = Cu(s)
Eºc = 0.337 V
R Total: Cu2+ + H2O = ½ O2 + Cu + 2H+
+ SO42Reacción total = CuSO4 + H2O = ½ O2 + Cu + H2SO4
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El potencial estándar de celda (Eº) = Eºc – Eºa = 0.337 – 1.229
Eº celda = -0.892 V

Peso de Cu2+ en 250 ml de electrolito.
40 g Cu2+ ----------------1 lt de solucion
W Cu2+ ------------------0.25lt

W Cu2+ = 40 g Cu2+(0.25lt)/1lt = 10 g
Concentración de 40 g Cu2+ = [Cu2+] =

De dato se sabe que: pH = 1.35

10 g/(64g/mol )
= 0.625 M
0.25lt
- log [H+] = 1.35
[H+] = 0.04467 M

Calculo del
del “E” de celda
celda en voltios:
De la ecuación (a)
2
1/ 2
Ecelda

E
o
Cu
2

/ Cu

o
E
o
H 2O / H

o
RT

2F
(aO 2) (a )
H

ln
aCu 2
(a)

Donde aO2 = PO2 en el aire =0.21 (1 atm) = 0.21 y
T = 25 ºC
2
1/ 2

Ecelda
Ecelda

E
o
Cu
2
0.892 
 
/ Cu
o
 E
0.0591
2
o
H 2O / H
log(

o

0.0591
2
(aO 2) (a )
H

log(
(0.21)1 / 2 (0.04467) 2
0.625
aCu 2
)

)
Ecelda = -0.892 + 0.08377
Ecelda = - 0.8082 V
El potencial de celda es - 0.8082 voltios
El resultado nos da un potencial negativo, esto indica que se necesita un
sobrepotencial
sobrepotencial para que el cobre se deposite en el cátodo.
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7.3.
explicar por que cambia el pH del electrolito antes y después de la
deposición de cobre.
R. A. :
H 2O
1
2 O2

2H

2e


Reacción total : CuSO4 + H2O = ½ O2 + Cu + H2SO4
El pH del electrolito cambia debido a la presencia iones Hidrogeno (H +)
producidos por la descomposición del agua como se observa en la reacción
anódica, este Ion hidrogeno reacciona con el Ion sulfato, produciendo acido
sulfúrico (H2SO4), como se
puede observar
observar en la reacción molecular total,
total,
haciendo mas acido el pH del electrolito debido a que:
pH= - log[H+]
7.4.
calcular la densidad de corriente en amperios por m2 de superficie
catódica.
La densidad de corriente catódica para una celda de electrodeposicion esta dado
por: ic 
I
N .S
donde:
I : intensidad de corriente, Amp. = 0.6 Amp
N : Nº de cátodos en la celda = 1
S : área de la superficie del cátodo en contacto con el electrodo, m2 = 43 cm2
S = 43 cm2 = 0.0043 m2/catodo

0.6 Amp
ic 
2
= 139.53 Amp/m2
(1cát )(0.0043 m / cát
7.5.
calcular el porcentaje de eficiencia de corriente para la deposición
de cobre.
La eficiencia
eficiencia de corriente (ηi) esta
esta dado por: ηi =
m'
m
x100 donde:
m’ : masa real del Cu deposito = 21.480g – 20.857g = 0.623 g
m : masa teórica del deposito catódico.
m = k. I. t;
donde:
I = 0.6 Amp
t = 1 hora
k : equivalente eletroquímico =
3600M
Z .F
, [ g / Amp  hr ] ;
M : peso de 1 mol del Cu depositado = 64 g
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Z : nº de electrones en la reacción electroquímica para depositar 1 mol de
Cu = 2
F = constante de Faraday
Far aday = 96500Amp – seg.

k

3600 x64
2(96500)
Luego: m = (
= 1.1938 g Cu/ Amp-hr
3600 x64
gCu
2(96500) Amp  hr
Remplazando datos: ηi =
7.6.
0.623
0.7163
)(0.6 Amp)(1hr ) = 0.7163 g Cu.
x100 = 86.97 % ≡ 87 %
Calcular el consumo practico de energía eléctrica en KW-Hrs/ton. de
cobre.
3
El consumo práctico de energía esta dado por: Wp 
Etx
Etx 10
k .ni
, [Kw-hr/TM]
Donde:
Et : voltaje de celda = 2.54 V
k = 1.1938 g Cu/ Amp-hr
ηi = 0.87
3

Wp 
2.54 x10
(1.1938)(0.87)
= 2450 [Kw-hr/TM]
VII. CONCLUSIONES
CONCLUSIONES Y RECOMENDACION
RECOMENDACIONES:
ES:

Se logró observar que en el cátodo se va formando un precipitado de cobre que
se deposita como una fina capa de color rojizo en la superficie de la plancha de
aluminio. Existe además 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 (ley de
electrólisis de Faraday).

La celda electroquímica esta basada en la oxidación - reducción donde se
produce un cambio en los iones de oxidación de las sustancias. Los electrones
tienen que fluir por el circuito externo desde el electrodo negativo al positivo.
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En el electrodo negativo tiene lugar la oxidación y la reducción se verifica en el
electrodo positivo. Al sumar las reacciones de oxid. y red. Resulta la celda.

Al medir el voltaje total de la celda (2.54 V) el resultado fue muy cercano al
rango establecido en la teoría(2 – 2.5 V) pero se obtuvo un error muy pequeño
esto talvez
talvez fue debido a una mala medición o uso del multimetro, o no poner
fijamente los electrodos en su lugar, aun así el error fue demasiado pequeño

La diferencia de potencial varía con la concentración, es decir mientras más
diluida es la solución, el potencial decrecerá.

Cuando se prepara las soluciones se debe tener cuidado de hacerlo en
recipientes bien limpios, pues el potencial varía con la concentración.
Recomendaciones:

Se podría recomendar modificar las variables para poder observar su
interacción con el medio así determinaremos cual de ella puede hacer mas
efectivo el proceso.

Asegurarse que el ensamblado de la celda sea el correcto para así tener y
poder mantener el % de recuperación de cobre.
VIII. BIBLIOGRAFIA:
BIBLIOGRAFIA:

BALLESTER, A; VERDEJA, F Y SANCHO, J (2000).“Metalurgia Extractiva,
Fundamentos”.Vol. 1. Ed. Síntesis, S.A. Madrid, España.

BISWAS A (1993). “Metalúrgia
“Metalúrgia Extractiva – “Eu Cobre”. 1º Edición. Ed. Limusa.
S.A. México.

ROSENQVIST,
ROSENQVIST, T (1987). “Fundamentos de Metalurgia Extractiva”. Ed. Limusa,
S.A. México.
 McDonald and S.H. Langer. "Cupric Chloride Leaching of Model Sulfur
Compounds for Simple Copper Ore. Concentrate". Met.Trans. B, 14B (1983),
559-570.
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