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Facultad de Ingeniería Ingeniería Química, Ambiental, Alimentos y Petroquímica Galvanotecnia – Cobreado electrolítico
UNIVERSIDAD MAYOR DE “SAN ANDRES”
FACULTAD DE INGENIERIA
INFORME EXPERIMENTAL DE LABORATORIO Nº 9
GALVANOTECNIA – COBREADO ELECTROLITICO
Estudiante: Univ. Flores Santos Ayrton Tadeo
Docente: Ing. Gabriel Mejía
Auxiliar: Univ. Belén Chávez
Carrera: Ingeniería Química
Materia: Laboratorio de Electroquímica (PRQ-504L)
Grupo: “A”
Fecha de Entrega: 16 de Diciembre de 2021
Facultad de Ingeniería Ingeniería Química, Ambiental, Alimentos y Petroquímica Galvanotecnia – Cobreado electrolítico
1. OBJETIVOS.
Realizar el cobreado de objetos conductores de electricidad, a partir de una solución de Sulfato Cúprico, además utilizando otra solución de Ácido Clorhídrico diluido, para proteger las piezas a cobrear o para mejorar el aspecto de éstas.
2. FUNDAMENTO TEORICO.
La galvanotecnia es una técnica química industrial utilizada para el recubrimiento de un objeto, normalmente metálico, con una capa delgada de otro metal mediante el proceso de la electrólisis.
La idea es usar electricidad para recubrir un metal, como el cobre, con una capa delgada de otro metal con mejores u otras propiedades diferentes, como el oro, la plata, el zinc, el cromo, etc.
La electrodeposición es el recubrimiento electrolítico que se realiza a un objeto con fines decorativos o de protección anticorrosión. 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 que generalmente son del mismo metal de recubrimiento. Se aplica una diferencia de potencial o voltaje por 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 algunas piezas 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.
LA ELECTRODEPOSICIÓN DEL COBRE
En una celda electrolítica se produce una reacción redox no espontánea suministrando energía eléctrica o una diferencia de potencial (DDP) 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
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𝐶𝑢(𝑠) → 𝐶𝑢(𝑎𝑞)2+^ + 2𝑒−
Los electrones llegarán al cátodo impulsados por la DDP. Una vez allí, reducirán a los iones cúpricos presentes en el electrolito:
𝐶𝑢(𝑎𝑞)2+^ + 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 objeto a cobrear.
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 el cátodo.
Ambas cantidades son directamente proporcionales (Ley de electrólisis o primera ley de Faraday).
3. PARTE EXPERIMENTAL.
3.1. Materiales.
1 celda electrolítica Fuente de corriente continúa de 0 a 5 V
Amperímetro Cables conductores
Balanza analítica +/- 0,001 g 4 placas de cobre para el ánodo
Objetos a recubrir Cronometro
3.2. Reactivos.
500 ml de CuSO 4 0,5 M
250 ml de NaOH diluido 500 ml de HCl 10 – 15% m/m
Agua destilada
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3.3. Procedimiento.
PARTE A
PARTE B
INICIO
Celda electrolítica CuSO 4 0,5M
Electrodos
Limpiar con solución NaOH o HCl
Conectar corriente continua fuente de Medir masa
Medir tiempo e intensidad cada 30 s
Observar la electrodeposición del metal
Desconectar el circuito
Pesar electrodos una vez seco
FIN
INICIO
Celda electrolítica HCl 10-15 %
Limpiar con solución NaOH o HCl
Conectar fuente de corriente continua Medir masa
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𝑇𝑖𝑒𝑚𝑝𝑜 𝑡 [𝑠𝑒𝑔] 𝐼 [𝐴](𝑙𝑙𝑎𝑣𝑒 1 ) 𝐼 [𝐴](𝑙𝑙𝑎𝑣𝑒 2 ) 𝐼 [𝐴](𝑙𝑙𝑎𝑣𝑒 3 )
Electrodeposición del cobre con ácido clorhídrico
DATOS DATO INICIAL DATO FINAL
𝒎𝑪𝒖 [𝒈] (Á𝒏𝒐𝒅𝒐) 18.862 18.
𝒎Arandela [𝒈]^ (𝑪á𝒕𝒐𝒅𝒐) 4.042^ 4.
𝑽oltaje [𝑽𝒐𝒍𝒕𝒊𝒐𝒔]^ 1.
𝑰𝒏𝒕𝒆𝒏𝒔𝒊𝒅𝒂𝒅 𝒅𝒆 𝒄𝒐𝒓𝒓𝒊𝒆𝒏𝒕𝒆 𝒑𝒓𝒐𝒎𝒆𝒅𝒊𝒐 𝑰 [𝑨]
Tiempo (s) 0 30 60 90 120 150 180 210 240 270 300
I promedio (A) 0.27 0.25 0.26 0.29 0.30 0.46 0.57 0.50 0.51 0.50 0.
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Empleando la primera ley de Faraday, calcule la cantidad de cobre depositada en el cátodo, repita para la masa liberada en el ánodo, Coinciden estos valores, con los valores obtenidos experimentalmente? Explique.
Electrodeposición del cobre con sulfato cúprico.
𝑚𝑐𝑎𝑡𝑜𝑑𝑜 (𝑙𝑙𝑎𝑣𝑒 1 ) =
[𝑔]
𝑚𝑐𝑎𝑡𝑜𝑑𝑜 (𝑙𝑙𝑎𝑣𝑒 2 ) =
[𝑔]
𝑚𝑐𝑎𝑡𝑜𝑑𝑜 (𝑙𝑙𝑎𝑣𝑒 3 ) =
[𝑔]
0 0 0 0,0023 0,0023 0, 0,0049 0,0050 0, 0,0079 0,0068 0, 0,0106 0,0110 0, 0,0143 0,0138 0, 0,0136 0,0177 0, 0,0180 0,0207 0, 0,0205 0 ,023 7 0, 0,0240 0,028 4 0, 0,0129 0 0,01294 0,
𝑚𝑐𝑢 [𝑔] (𝑎𝑛𝑜𝑑𝑜) = 𝑚𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 − 𝑚𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙
𝑚𝑐𝑢 [𝑔] (𝑎𝑛𝑜𝑑𝑜) = 18,96 − 18,
𝑚𝑐𝑢 [𝑔] (𝑎𝑛𝑜𝑑𝑜) = 0,09 𝑔
𝑚𝑙𝑙𝑎𝑣𝑒 1 [𝑔] (𝑐𝑎𝑡𝑜𝑑𝑜) = 𝑚𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 − 𝑚𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
𝑚𝑙𝑙𝑎𝑣𝑒 1 [𝑔] (𝑐𝑎𝑡𝑜𝑑𝑜) = 0,02 𝑔
𝑚𝑙𝑙𝑎𝑣𝑒 2 [𝑔] (𝑐𝑎𝑡𝑜𝑑𝑜) = 0,02 𝑔
𝑚𝑙𝑙𝑎𝑣𝑒 3 [𝑔] (𝑐𝑎𝑡𝑜𝑑𝑜) = 0,02 𝑔
Electrodeposición del cobre con ácido clorhídrico
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Electrodeposición del cobre con ácido clorhídrico
%𝜺𝒎 𝒂𝒓𝒂𝒏𝒅𝒆𝒍𝒂 = |^0 ,^025270 , 02527 −^0 , 036 | ∗ 𝟏𝟎𝟎%
Indique y explique las probables fuentes de error de este experimento.
La intensidad de corriente y el tiempo de electrodeposición pueden ser causante de un error. Los equipos que se utilizan en laboratorio tienen un tiempo prologando de vida y sus resultados no son tan exactos.
5. CONCLUSIONES.
Se observó en el video la realización del cobreado con los objetos conductores de electricidad, utilizando la solución de sulfato cúprico donde el metal a recubrir y los electrodos se realizó una limpieza para eliminar las grases de los metales con solución de hidróxido de sodio y así realizar la electrodeposición del metal midiendo el tiempo y la intensidad del proceso. Se cálculos mediante los datos del tiempo como la intensidad la masa que se recubrió en las laves y la arandela, así realizando los cálculos con la primera ley de Faraday y observando la cantidad masa recubierta en el metal. La presencia de errores se debe a la determinación del tiempo e intensidad donde se presenta una variación no muy grande, también el error se debe a los materiales que se utilizan ya que su uso es desgastado.
6. BIBLIOGRAFIA.
-GUIA DE ELECTROQUIMICA
Ing. Gabriel Mejia
