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QUIMICA ANALITICA ELECTROLISIS ALUMNOS: ESTRADA ROMERO JEAN ANTONY ASALDE CHOZO GIAN FRANCO PROFESOR: PABLO CALDERON BACÓN CURSO: QUIMICA ANALITICA CICLO: CICLO: 2010- II

Monografia Tema Electrolisis

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QUIMICA ANALITICA ELECTROLISIS

ALUMNOS:

ESTRADA ROMERO JEAN ANTONY ASALDE CHOZO GIAN FRANCO

PROFESOR:

PABLO CALDERON BACÓN

CURSO:

QUIMICA ANALITICA

CICLO:

CICLO: 2010- II

LAMBAYEQUE, MAYO, 2011

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Electrolisis

Introducción teórica:

Ciertas sustancias, (ácidos, hidróxidos, sales y algunos óxidos metálicos disueltos o fundidos) son conductores de electricidad al mismo tiempo que se descomponen al paso de la corriente eléctrica, estas llamadas electrolitos. A tal fenómeno se le denomina electrólisis y constituye fundamentalmente un proceso de oxidación reducción que se desarrolla "no espontáneamente" es decir, un conjunto de transformaciones que implican un aumento de energía libre del sistema, y por ende, requiere para su realización el concurso de una fuerza externa de energía.

Al igual que en las pilas electroquímicas, una reacción de electrólisis puede ser considerada como el conjunto de dos medias reacciones, una oxidación anódica y una reducción catódica. Para comprender mejor el fenómeno lo explicaremos en detalle:

Cuando conectamos los electrodos con una fuente de energía (generador de corriente directa), el electrodo que se une al borne positivo del generador es el ánodo de la electrólisis y el electrodo que  se une al borne negativo del generador es el cátodo de la electrólisis.

Las reacciones que tienen lugar en los electrodos de la electrólisis están en general determinadas por leyes energéticas, así como en la pila, la reacción en cada electrodo es la que corresponde a una reacción que produzca la máxima disminución de energía libre, en la electrólisis se producirán las reacciones que correspondan a una reacción total que produzca el mínimo aumento de energía libre.

En el caso de electrólisis de sales fundidas como el NaCl, en el cátodo solo

puede verificarse una reacción que es la reducción de los iones Na pues el

ión Cl solo puede oxidarse, y en el ánodo se produce la oxidación de los iones

Cl , pues Na solo puede reducirse.

Cuando se trata de electrólisis de disoluciones acuosas de diversos electrolitos, las reacciones que tienen lugar en el ánodo deben escogerse de acuerdo con los principios energéticos a que nos hemos referido antes, pues existe más de una oxidación posible en el ánodo más de una reducción posible en el cátodo, debido a que además de las especies iónicas producidas por los electrolitos

están presentes las moléculas de agua y la misma puede oxidarse y reducirse de forma similar a la sales.

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Por ejemplo durante la electrólisis de la solución de CuSO4 (con electrodos de platino liso) sobre el cátodo se observa la separación del cobre metálico. En cambio sobre el ánodo dejan su carga las moléculas de agua y no los iones

SO4 .

El esquema de la electrólisis es como sigue:

Sobre el cátodo (-): 2Cu + 4e 2Cu

Sobre el ánodo (+): 3H2O 2H3O + 1/2O2 + 2e

Sobre el ánodo en este caso se separa el oxígeno, que se elimina como gas, y

en la solución, en las proximidades del ánodo, se acumulan los iones H , que pueden estar presentes solo con una cantidad equivalente de algunos aniones.

Tales aniones son SO4 , que se desplazan durante la electrólisis hacia el

ánodo y se acumulan en las proximidades de este junto con los iones H . Por consiguiente, junto al ánodo, además del oxígeno se forma también el ácido sulfúrico (como iones correspondientes), es decir la solución se acidifica.

En general en el caso de disoluciones acuosas, debe tenerse presente que las moléculas de agua pueden oxidarse o reducirse de acuerdo con las siguientes ecuaciones:

Oxidación: 3 H2O 2H3O + 1/2 O2 + 2e E0 = 1.23V

Reducción: H2O + 1e 1/2 H2 + OH E = - 0.82 V (a pH = 7)

Note que en aquellos casos en que las disoluciones tienen un pH diferente de cero (como esta segunda) los potenciales ya no son llamados E0 sino que han

variado de acuerdo con los valores de [H3O ] y [OH ] y deben ajustarse con la conocida ecuación de Nernst.

En las electrólisis pueden tener lugar también otros procesos de oxidación-reducción sin que sobre el electrodo se deposite la fase sólida; así, los iones Fe

e I se oxidan a Fe e I2, mientras que los Fe e I2 se reducen sobre el

cátodo a Fe e I , etc.

Si el ánodo no es de platino, sino de cualquier otro metal, también puede participar en los procesos de oxidación reducción, que tienen lugar durante la electrólisis. Así, se había visto que durante la electrólisis de la solución CuSO4,

utilizando un ánodo de platino, las moléculas de agua se oxidan sobre el mismo a O2. Si el ánodo de platino se sustituye por uno de cobre, sobre el mismo, durante la electrólisis, no se oxidaran ya las moléculas de agua, sino el material

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del propio electrodo, es decir cobre metálico, que pierde electrones más fácilmente todavía que las moléculas de agua. En consecuencia, el ánodo se disolverá con la formación de los iones Cu :

Cu - 2e Cu

Simultáneamente, sobre el cátodo se depositará una cantidad equivalente de cobre. En otras palabras tendrá lugar una especie de paso de cobre del ánodo al cátodo.

Proceso

El proceso consiste en:

Se aplica una corriente eléctrica continua mediante un par de electrodos conectados a una fuente de alimentación eléctrica y sumergida en la disolución. El electrodo conectado al polo negativo se conoce como cátodo, y el conectado al positivo como ánodo.

Cada electrodo atrae a los iones de carga opuesta. Así, los iones negativos, o aniones, son atraídos y se desplazan hacia el ánodo, mientras que los iones positivos, o cationes, son atraídos y se desplazan hacia el cátodo.

Animación sobre la Electrolisis del Agua.

La energía necesaria para separar a los iones e incrementar su concentración en los electrodos es aportada por la fuente de alimentación eléctrica.

En los electrodos se produce una transferencia de electrones entre éstos y los iones, produciéndose nuevas sustancias. Los iones negativos o aniones ceden electrones al ánodo (-) y los iones positivos o cationes toman electrones del cátodo (+).

En definitiva lo que ocurre es una reacción de oxidación-reducción

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donde la fuente de alimentación eléctrica se encarga de aportar la energía necesaria.

Aplicaciones industriales de la electrólisis

La descomposición electrolítica es la base de un gran número de procesos de extracción y fabricación muy importantes en la industria moderna.

Producción y Refinado de Metales

Soda Cáustica: La soda o sosa cáustica (un producto químico importante para la fabricación de papel, rayón y película fotográfica) se produce por la electrólisis de una disolución de sal común en agua. La reacción produce cloro y sodio. El sodio reacciona a su vez con el agua de la pila electrolítica produciendo sosa cáustica. El cloro obtenido se utiliza en la fabricación de pasta de madera y papel.

Horno Eléctrico: aplicación industrial importante de la electrólisis, que se utiliza para la producción de aluminio, magnesio y sodio. En este horno, se calienta una carga de sales metálicas hasta que se funde y se ioniza. A continuación, se deposita el metal electrolíticamente.

1. Aluminio: es el elemento metálico más abundante en la corteza terrestre. Es un metal poco electronegativo y extremamente reactivo. Se encuentra normalmente en forma de silicato de aluminio puro o mezclado con otros metales como sodio, potasio, hierro, calcio y magnesio, pero nunca como metal libre. La bauxita, un óxido de aluminio hidratado impuro, es la fuente comercial de aluminio y de sus compuestos.

Para la electrólisis del óxido de aluminio unido a la criolita (Na3Al F6) se emplean cubas de hierro recubiertas por carbón de retorta, que hace de cátodo y ánodos de grafito.

Primero se coloca en el interior de la cuba, criolita y se acercan los ánodos a las paredes de la cuba, de esta forma se genera un arco eléctrico (1000 C°) que funde la criolita. Se añade entonces el óxido de aluminio y comienza la electrólisis. El cátodo se va consumiendo durante el proceso y aluminio fundido se deposita en el fondo de la cuba donde se retira por un orificio lateral, ubicado en la parte inferior de la misma.

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Ánodo:

6O= + 3C 3CO2 + 12e-

Cátodo:

4Al+++ + 12e- 4Al°

Reacción global:

2AL2O3 4AL+++ + 6O=

Este proceso sigue siendo el método principal para la producción comercial de aluminio, aunque se están estudiando nuevos métodos. La pureza del producto se ha incrementado hasta un 99,5% de aluminio puro en un lingote comercialmente puro; posteriormente puede ser refinado hasta un 99,99 por ciento.

La producción mundial de aluminio ha experimentado un rápido crecimiento, aunque se estabilizó a partir de 1980. En 1900 esta producción era de 7.300 toneladas, en 1938 de 598.000 toneladas y en 1993 la producción estimada de aluminio primario era de unos 19 millones de toneladas.

2. Manganeso: El manganeso puro se obtiene por la combustión del dióxido de manganeso (pirolusita) con polvo de aluminio y por la electrólisis del sulfato de manganeso. Este metal no se da en la naturaleza en estado puro, pero se encuentra ampliamente distribuido en todo el mundo en forma de menas. Ocupa el lugar 12 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre.

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3. Sodio: Sólo se presenta en la naturaleza en estado combinado. Se encuentra en el mar y en los lagos salinos como cloruro de sodio, y con menor frecuencia como carbonato de sodio y sulfato de sodio. El sodio comercial se prepara descomponiendo electrolíticamente cloruro de sodio fundido. El sodio ocupa el séptimo lugar en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre.

El método Downs para el refinado del sodio consta de un aparato que esta constituido por una caldera de hierro A,por cuya parte inferior entra un ánodo de grafito B. El cátodo C entra en la masa fundida de NaCl. Al circular una corriente por el cloruro de sodio fundido, se producen las siguientes reacciones.

Ánodo:

2Cl- - 2e- Cl2°

Cátodo:

2Na+ + 2e- 2Na°

Reacción global:

2ClNa 2Na+ + 2Cl-

El sodio por su baja densidad, flota y se extrae por D mientras el cloro se desprende en E.

Refinado Electrolítico: estos métodos se utilizan para refinar el plomo, el estaño, el cobre, el oro y la plata. La ventaja de extraer o refinar metales por procesos electrolíticos es que el metal depositado es de gran pureza.

1. Plomo: Una fuente importante de obtención de plomo son los materiales de desecho industriales, que se recuperan y funden. El plomo en bruto suele

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purificarse removiendo plomo fundido en presencia de aire. Los óxidos de las impurezas metálicas suben a la superficie y se eliminan. Los grados más puros de plomo se obtienen refinando electrolíticamente.

2. Estaño: El estaño ocupa el lugar 49 entre los elementos de la corteza terrestre. El mineral principal del estaño es el SnO2 (casiterita). En la extracción de estaño, primero se muele y se lava el mineral para quitarle las impurezas, y luego se calcina para oxidar los sulfuros de hierro y de cobre. Después de un segundo lavado, se reduce el mineral con carbono en un horno de reverbero; el estaño fundido se recoge en la parte inferior y se moldea en bloques conocidos como estaño en lingotes. El metal obtenido se purifica por fusión, liberándolo de su principal impureza: el hierro, alcanza así una pureza del 90%. Luego se lo refina electrolíticamente.

3. Cobre: El cobre puede encontrarse en estado puro, frecuentemente se encuentra agregado con otros metales como el oro, plata, bismuto y plomo, apareciendo en pequeñas partículas en rocas, aunque se han encontrado masas compactas de hasta 420 toneladas.. Este metal puede galvanizarse fácilmente como tal o como base para otros metales. El cobre ocupa el lugar 25 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre.

La metalurgia del cobre varía según la composición de la mena. Las menas más importantes, las formadas por sulfuros, no contienen más de un 12% de cobre, llegando en ocasiones tan sólo al 1%, y han de triturarse y concentrarse por flotación. Los concentrados se funden en un horno de reverbero que produce cobre metálico en bruto con una pureza aproximada del 98%. Este cobre en bruto se purifica posteriormente por electrólisis, obteniéndose barras con una pureza que supera el 99,9 por ciento.

Para refinar el cobre bruto se emplea el método electrolítico. Se coloca al cobre bruto como ánodo, en una cuba electrolítica que contiene una solución de CuSO4. El sulfato cúprico se disocia de la siguiente forma:

CuSO4 Û Cu++ + SO4=

El polo negativo o cátodo, esta constituido por láminas de cobre puro.

Al circular la corriente, los cationes cobre se dirigen al cátodo, donde se reducen, captando electrones y depositándose como cobre metálico, mientras los iones sulfato se dirigen al ánodo y reaccionan con el cobre impuro, formando sulfato cúprico, que vuelve a la solución.

Cátodo:

Cu++ + 2e- Cu°

Anodo:

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SO4= - 2e – SO4°

Reacción global:

SO4 + Cu CuSO4

4. Oro: El oro se encuentra en la naturaleza en las vetas de cuarzo y en los depósitos de aluviones secundarios como metal en estado libre o combinado. Está distribuido por casi todas partes aunque en pequeñas cantidades, ocupando el lugar 75 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre. Casi siempre se da combinado con cantidades variables de plata.

El cianuro de oro y potasio se utiliza para el dorado electrolítico. El oro se extrae de la grava o de rocas trituradas disolviéndolo en disoluciones de mercurio (proceso de amalgama) o de cianuro (proceso de cianuro). Algunas menas, sobre todo aquéllas en las que el oro está combinado químicamente con teluro, deben ser calcinadas antes de su extracción. El oro se recupera de la solución electrolíticamente y se funde en lingotes. Para que una roca sea rentable debe contener un mínimo de una parte de oro por 300.000 partes de material desechable.

El oro puro es el más maleable y dúctil de todos los metales, puede golpearse con un martillo hasta conseguir un espesor de 0,000013 cm y una cantidad de 29 g se puede estirar hasta lograr un cable de 100 km de largo.

5. Plata: La plata ocupa el lugar 66 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre. No existe apenas en estado puro. La plata pura también se encuentra asociada con el oro puro en una aleación conocida como oro argentífero, y al procesar el oro se recuperan considerables cantidades de plata. La plata está normalmente asociada con otros elementos (siendo el azufre el más predominante) en minerales y menas. La plata también se encuentra como componente en las menas de plomo, cobre y cinc, y la mitad de la producción mundial de plata se obtiene como subproducto al procesar dichas menas. En 1993, se produjeron en todo el mundo cerca de 13.000 toneladas.

Normalmente, la plata se extrae de las menas de plata calcinando la mena en un horno para convertir los sulfuros en sulfatos y luego precipitar químicamente

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la plata metálica. Hay varios procesos metalúrgicos para extraer la plata de las menas de otros metales. En el proceso de amalgamación, se añade mercurio líquido a la mena triturada, y se forma una amalgama de plata. Después de extraer la amalgama de la mena, se elimina el mercurio por destilación y queda la plata metálica. En los métodos de lixiviación, se disuelve la plata en una disolución de una sal (normalmente cianuro de sodio) y después se precipita la plata poniendo la disolución en contacto con cinc o aluminio. La plata impura obtenida en los procesos metalúrgicos se refina por métodos electrolíticos.

Tratamientos Anticorrosivos de Superficie

Son aquellos que impiden la corrosión cubriendo al metal que se desea proteger con una película adherente de un metal que no se corroa. La película puede ser construida con materiales variados: metálicos, inorgánicos u orgánicos. En este trabajo estudiaremos aquellos tratamientos que se realicen por medios electrolíticos.

Galvanotecnia

Proceso electrolítico por el cual se deposita una capa fina de metal sobre una base generalmente metálica. Los objetos además se galvanizan para obtener una superficie dura o un acabado atractivo. Los metales que se utilizan normalmente en galvanotecnia son: cadmio, cinc, cromo, cobre, oro, níquel, plata y estaño. Las cuberterías plateadas, los accesorios cromados de automóvil y los recipientes de comida estañados son productos típicos de galvanotecnia.

En este proceso, el objeto que va a ser cubierto actúa como cátodo en una cuba electrolítica que contiene una solución (baño) de una sal del metal recubierto, y se conecta a un terminal negativo de una fuente de electricidad externa. Otro conductor, compuesto por el metal recubierto, se conecta al terminal positivo de la fuente de electricidad actuando como ánodo. Para el proceso es necesaria una corriente continua de bajo voltaje, normalmente de 1 a 6 V.

Cuando se pasa la corriente a través de la solución, los átomos del metal recubridor se depositan en el cátodo. Esos átomos son sustituidos en el baño por los del ánodo, si está compuesto por el mismo metal, como es el caso del cobre y la plata. Si no es así, se sustituyen añadiendo al baño periódicamente la sal correspondiente, como ocurre con el oro y el cromo. En cualquier caso, se mantiene un equilibrio entre el metal que sale y el metal que entra en la disolución hasta que el objeto está galvanizado. Los materiales no conductores pueden ser galvanizados si se cubren antes con un material conductor como el grafito. La cera o los diseños de plástico para la electrotipia, y las matrices de los discos fonográficos se recubren de esta manera.

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Para asegurar una cohesión estrecha entre el objeto a ser recubierto y el material recubridor, se debe pulir bien la pieza y limpiar el objeto a fondo, eliminando polvo, grasa y suciedad, ya sea sumergiéndolo en una solución ácida o cáustica (después se lava y se introduce en la solución), o bien utilizándolo como ánodo en un baño limpiador durante un instante.

Para eliminar irregularidades en las depresiones de la placa y asegurar que la textura de su superficie es de buena calidad y propicia para el refinado, hay que controlar cuidadosamente la densidad de la intensidad de corriente (δ = i/s, donde s es la superficie del cátodo), la concentración de la solución y la temperatura. Con frecuencia se añaden al baño ciertos coloides o compuestos especiales para mejorar la uniformidad de la superficie de la placa.

Baño de Cromo: Es el baño electrolítico en el cual el cromo es el metal recubridor. El cromo tiene poco poder desprendedor, es decir, tienden a recubrir excesivamente las protuberancias y dejan las grietas del ánodo completamente desnudas. Al depositarse electrolíticamente, el cromo proporciona un acabado brillante y resistente a la corrosión. Debido a ello se emplea a gran escala en el acabado de vehículos.

Baño de Cadmio: Es el baño electrolítico en el cual el cadmio es el metal recubridor. El cadmio puede depositarse electrolíticamente en los metales para recubrirlos, principalmente en el hierro o el acero, en los que forma capas químicamente resistentes.

La electroquímica ha avanzado recientemente desarrollando nuevas técnicas para colocar capas de material sobre los electrodos, aumentando así su eficacia y resistencia. Tras el descubrimiento de ciertos polímeros que conducen la electricidad, es posible fabricar electrodos de polímeros.

Protección Catódica

La protección catódica de tuberías y cascos de buques se logra, formando pares Fe - Zn o Fe - Mg. En el caso de tuberías, se clavan barras de cinc o de magnesio en el suelo y se las pone en contacto con la tubería. Los electrones pasan del cinc al hierro de la tubería, el cual queda protegido. En los cascos de los buques, se adhieren bloques de magnesio. Estos bloques, debido a su mayor potencial de oxidación, se corroen, actuando como ánodo, protegiendo al hierro del casco. Dicha protección dura mientras no se consuma el magnesio. Llegado ese caso los bloques de magnesio son reemplazados.

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Ley de Faraday de la electrólisis

Las leyes que describen la electrólisis son:

Primera Ley de Faraday: La masa depositada por electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que ha circulado.

Segunda Ley de Faraday: Si varias celdas electrolíticas conectadas en serie y provistas de electrodos inertes son atravesadas por la misma cantidad de corriente eléctrica, las cantidades de sustancia depositadas en cada electrodo son proporcionales a los equivalentes-gramo de las sustancias depositadas.

Se denomina equivalente electroquímico de una sustancia a la masa en gramos de dicha sustancia depositada por el paso de un culombio. De acuerdo con esta definición podemos escribir:

m=P I t / (96500 n)

Donde:

m: masa en gramos que se han depositado

P: peso atómico del elemento

N: número de electrones intercambiados

I: intensidad de la corriente en amperios

T: tiempo en segundos

6500: es el factor de equivalencia entre el Faraday y el Culombio. 1 F= 96500C

LA ELECTRODEPOSICION

Objetivo:

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Comprender el fundamento del proceso electroquímico que produce metales.

Aprender la técnica de ELECTRODEPOSICION DE CAPAS DE METALES PUROS sobre objetos metálicos: COBREADO, PLATEADO, NIQUELADO.

Vincular conocimientos químicos con HECHOS de nuestro entorno.

Originar inventiva.

Desarrollar capacidad de trabajo independiente.

FUNDAMENTO

Los metales cuando están puros, no combinados, se presentan como un conjunto de ATOMOS.

Los metales cuando están combinados formando compuestos, generalmente se encuentran como IONES cargados de electricidad

Barra de Cobre: un conjunto Compuesto sulfato cuprico, formado por 2 conjuntos

De átomos neutros Cu. Un conjunto de IONES CUPRICO Cu+2junto a otro

Conjunto de IONES SULFATO SO4+2

Nota: Los alumnos deben observar la barra de cobre y la sal de sulfato cúprico.

ATOMOS DE COBRE: PROPIEDADES

IONES CUPRICO: PROPIEDADES

CU2+

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Cu0

Insoluble en agua Solubles en agua

Color ROJO metálico característico Color AZUL esmeralda

Eléctricamente NEUTRO Cargados de electricidad

La diferencia entre ATOMOS neutros de COBRE (Cu0) y los IONES CUPRICO (CU2+) es principalmente, que a estos últimos le faltan dos electrones para ser neutros.

Pero si a los iones azules de cobre II (Cu2+) les damos los electrones que faltan se convertirán en ATOMOS neutros de color rojo metálico (igual a la barra de cobre)

Veámoslo: añada solución de SULFATO CUPRICO concentrado en un recipiente.

Esta solución contiene gran cantidad de IONES CUPRICO, Cu2+

Introduzca en la solución un par de carbones conectados por medio de alambres a pilas de corriente continua. Fig. 2

Fig. 2 IONES CUPRICO (cu2+) convirtiéndose en ATOMOS de cobre por captura de electrones.

De las pilas fluyen ELECTRONES que viajan por los alambres conductores hasta el carbón sumergido en la solución, cargándolo negativamente. Los iones

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cúprico Cu2+ de la solución que esta en contacto con el carbón atrapan electrones (2 cada Ion) y se convierte en ATOMOS neutros de COBRE (Cu0) que se adhiere al carbón acumulándose.

Después de dos minutos saque los carbones y observara que uno de ellos (al carbón que llegaban los electrones de la pila) esta cubierto por ATOMOS DE COBRE (Cu) con las características rojo metálico, al igual que en la barra.

Es decir:

Cu2+ + 2e- Cu0

Ion catión electricidad átomo

(Color azul) (Color rojo)

En los fenómenos electrolíticos o en otras reacciones químicas, puede suceder lo contrario: “los ATOMOS de cobre se convierten en IONES, por la perdida de dos electrones”

Cu0 Cu2+ + 2e-

ATOMO ION electricidad

(Color rojo) (Color azul)

Estas dos reacciones (1) y (2) son fundamento importante del fenómeno de ELECTRODEPOSICION, llamado más específicamente COBREADO, PLATEADO, NIQUELEADO. DORADO.

COBREADO

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MATERIALES REACTIVOS

- Fuente de corriente continúa - 250 gr. De sulfato cuprico

(FFCC) con Terminal de pinza CuSO4.5H2O.

Cocodrilo y un Terminal de alambre - Agua destilada (1 litro)

Pelado (fig. 3) - Barra de cobre puro.

- 4 pilas. - Objeto para cobrear (se utilizara

- Recipiente plástico transparente una llave de bronce)

llamado CUBA ELECTROLITICA. - Acido nítrico.

- Dos vasos de plástico para lavado con - Acido Sulfúrico.

Acido a los objetos que recibirán baño.

Frasco de 1 litro para conservar la - Agua potable.

Solución de Sulfato Cuprico.

1.- La fuente de corriente eléctrica (FFCC) se puede preparar con un PORTA PILAS conectado (con soldadura) a dos alambres conductores, uno de cuyos terminales debe estar unido a la pinza cocodrilo y el otro Terminal a un hilo pelado de cobre que se utilizara para amarrar el objeto que se va a cobrear (ver figura 3).

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Fig. 3 FFCC para electrodeposición

NOTA: Tenga en cuenta los signos (+) y (-) de la pila al hacer las conexiones.

2.- La solución de sulfato cúprico CuSO4 (ac), se prepara pensando 250 gr. De CuSO4.5H2O y disolviéndolos con un litro de agua destilada y 5 cc. De H2SO2

concentrado.

2.a) Si no tiene reactivos químicamente puros utiliza Sulfato cuprico de grado comercial y si no tiene agua destilada use agua potable, agregue 5 cc. De H2SO4 grado comercial. Disuelve y filtre o deje decantar hasta que la solución este sin sedimento.

La solución de CuSO4 guárdala en el frasco de 1 litro

NOTA.- PARA TODO PROCESO ELECTROLITICO, LOS REACTIVOS DEBEN SER LO MAS PURO POSIBLE Y LOS UTENSILIOS MUY LIMPIOS.

La utilización de reactivos de acuerdo al acápite 2.a) no es lo más recomendable, sin embargo, manera de experiencia y observación de alumnos es importante, aunque los resultados no sean altamente eficientes.

3.- La barra de cobre puro lo venden en la ferretería.

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PROCEDIMIENTO:

1. En un vaso de plástico coloque el objeto que se va cobrear (en nuestra experiencia usaremos una llave de bronce), si el objeto e de bronce agregue HNO3 concentrado, procurando que el acido cubra toda la superficie del objeto. Deje reaccionar lo suficiente (aproximadamente un minuto). Cuidado con los vapores pardos. Agregue agua potable hasta medio vaso. Observa como cesa la reacción. Desechar el líquido y enjuague con agua. Amárrela con el alambre pelado de la FFCC (que proviene del polo negativo). De esta manera el objeto a cobrear constituye el CATODO.

Si el objeto es de hierro, se limpia la solución con acido sulfúrico al 10% y se lava con agua.

2. Con la pinza cocodrilo (polo positivo) coja la barra de cobre (ANODO).

3. Coloque pilas a la FFCC.

4. En la cuba electrolítica agregue solución de Sulfato cuprico (CuSO4) los suficiente para que pueda cubrir el objeto a cobrear.

5. Introduzca en la solución de Sulfato cúprico, la barra de cobre (ANODO) y el objeto (llave) que se va a cobrear (CATODO), téngalos suspendidos

NOTA.- La barra de cobre debe ser larga para que la pinza de cocodrilo (que la tiene cogida) no toque la solución.

6. deje 10 minutos y después saque el objeto (la llave) que lo observara cobreado.

Si desea que el baño o la capa metálica se mas gruesa, vuelva a introducirla en la solución y déle mas tiempo de reacción.

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REFLEXION TEORICA:

Al objeto o llave (es decir CATODO) llegan electrones procedentes de las pilas y se carga negativamente. Los iones positivos CUPRICO o cationes Cu2+ de la solución son atraídos por el cátodo y cada Ion cuprico atrapa dos electrones neutralizándose y transformándose en ATOMOS que cubren el objeto en forma de capa fina metálica de color rojo característico del cobre.

La reacción química de este cambio es:

Cu2+ + 2e- Cu0

La barra de cobre puro que esta introducida en la solución se llama ANODO y esta conectada al polo positivo de la pila. Simultáneamente, cuando en el cátodo un Ion cuprico gana dos electrones, en la BARRA un ATOMO de cobre

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desprende 2 electrones que van a la pila y el átomo se transforma en Ion cúprico, Así:

Cu0 + 2e- + Cu2+

Como los iones cúpricos Cu2+ son solubles en agua, el Ion formado se desprende de la barra y pasa a la solución.

Así se desprenden tantos átomos de Cobre de la barra ANODO en forma de iones Cu0 como iones cuprico de la solución se transforma en ATOMOS en el objeto (CATODO) cubriéndolo en forma de fina capa metálica

PLATEADO

El plateado al igual que el niquelado y el dorado tiene el mismo fundamento que el cobreado. Por eso utilizan el mismo equipo y material que se utilizan para cobrear. La misma FFCC.

Los reactivos para el PLATEADO son:

50 gr. De AgNO3.

30 gr. De NaCN.

15 cc. De NH4OH concentrado.

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1 litro de agua destilada.

Lamina de plata pura.

Objeto para platear, utilice una joya de cobre o bronce (utilizaremos un llave como en el experimento anterior.)

HNO3

La solución se prepara disolviendo 50 gr. De nitrato de plata en 500 ml de agua destilada, se agrega 30gr. De NaCN disueltos en 50 ml. de agua destilada, se forma el precipitado blanco que se disuelve. Luego añade 15cc. De NH4OH concentrado y se completa con agua destilada a un litro de solución. Se agita y se envasa en frasco oscuro.

NOTA: Los objetos por platear deben ser de Cobre o sus aleaciones. Si son de hierro, Zinc, etc. Deben ser cobreados primero y después plateados.

La película de plata que se deposita sobre el objeto es blanca y opaca, pero una posterior pulida le da lustre y brillo.

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IMPORTANTE:

Para el plateado, cobreado y dorado, se emplean principalmente soluciones que contiene cianuros que son sales muy venenosas, razón por la que no la recomendamos, aunque los baños con estas sales son las mas eficientes de mejor resultado

Las reacciones del plateado son

CATODO:

Ag (CN)2- + e- +Ag + 2CN-

ANODO:

Ag + 2CN-

+ Ag (CN)2-

+ e-

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QUIMICA ANALITICA ELECTROLISIS

REACTIVOS:

100 Gr. De sulfato de Níquel hidratado.

Solución de Hidróxido de amonio.

15 gr. De Acido bórico.

Agua destilada.

Lamina de níquel puro

La solución electrolítico se prepara pesando 100 gr. De sulfatote Níquel hidratado y se disuelve en 500 cc. De agua, luego se adiciona el hidróxido de amonio poco a poco, al comienzo aparece un precipitado gelatinoso de color verde pálido, pero a medida que se sigue agregando se va disolviendo el precipitado hasta la formación de una solución azul oscura; luego se agrega un exceso de Hidróxido de Amonio. A continuación se añade 15 gramos de acido bórico y agua destilada hasta completar un litro. Se agita y queda la solución lista para el niquelado. El acido bórico sirve para regular la acidez.

Se agrega la solución a la cuba electrolítica, el resto se envasa en un frasco. Se procede como en los experimentos anteriores (use como objeto una llave de bronce limpia).

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Resultado

Antes Después