Electrolisis De Metales

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UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y TEXTIL Departamento Académico de Ingeniería Química

“ELECTRÓLISIS DE METALES” Fisicoquímica II – QU428A INTEGRANTES:

Chávez Silva Leslie Eliana Coaguila Villanueva Rosa Angelica Farro Lévano Jefry Neiser

DOCENTES:

Ing. Cardenas Mendoza Teodardo Ing. Paucar Cuba Karin

LIMA – PERÚ 2019

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INDICE Índice de Figuras ........................................................................................................... 2 Índice de Tablas ............................................................................................................ 2 Objetivos ........................................................................................................................... 3 FUNDAMENTO TEÓRICO ............................................................................................ 3 Parte experimental ............................................................................................................ 6 Datos experimentales .................................................................................................... 6 Tratamiento de datos ......................................................................................................... 6 Observaciones ............................................................................................................. 11 Discusión de resultados .................................................................................................. 11 Conclusiones ............................................................................................................... 12 Bibliografía ..................................................................................................................... 13 Anexos ............................................................................................................................ 13 Aplicaciones industriales de la electrólisis ............................................................. 13

Índice de Figuras Figura 1: Esquema de electrólisis en general para una sustancia electrolítica ................. 3 Figura 2. Celda electrolítica .............................................................................................. 7 Figura 3. Gráfico de masa electrodepositada experimental vs tiempo ........................... 10 Figura 4. Gráfico de masa electrodepositada teórica vs tiempo ..................................... 11

Índice de Tablas Tabla 1. Componentes de la celda electrolítica ................................................................ 6 Tabla 2. Densidad de corriente de la celda ....................................................................... 6 Tabla 3. Masa inicial y área de la placa ............................................................................ 6 Tabla 4. Masa depositada por electrólisis en un tiempo determinado .............................. 6 Tabla 5. Masa de cobre electrodepositado experimentalmente ........................................ 7 Tabla 6. Masa teórica de cobre electrodepositado ............................................................ 9 Tabla 7. Rendimiento de la electrodeposición ................................................................ 10

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ELECTRÓLISIS DE METALES Objetivos  Estudiar la electrodeposición de diferentes metales a partir de sus soluciones electrolíticas. 

Cuantificar las masas de los metales electrodepositados.



Estudiar las reacciones electroquímicas que se llevan a cabo en cada electrodo.



Comprobar en forma experimental las leyes de Faraday

FUNDAMENTO TEÓRICO Electrólisis: La electrolisis es un proceso mediante el cual se logra la disociación de una sustancia llamada electrolito, en iones (aniones y cationes), gracias al paso de una de corriente eléctrica. Hay dos tipos de electrolitos, fuertes y débiles. Los más utilizados en la electrolisis son los electrolitos fuertes formados por todas las sales, ácidos fuertes e hidróxidos fuertes. Como bases fuertes el hidróxido de Sodio, Potasio, Calcio y Magnesio. y ácidos fuertes tenemos al ácido clorhídrico, sulfúrico, nítrico y perclórico. Este proceso se lleva a cabo en una celda electrolítica, formada por dos electrodos de un metal inerte, por ejemplo Platino o Paladio. Conectados a una fuente de energía eléctrica. El circuito lo cierra justamente la sustancia que se va a disociar en iones, el electrolito. En algunos casos, cada electrodo se ubica en un vaso distinto por separado. Cuando esto sucede se usa un puente salino que los conecta, siendo una especie de tubo en U con una sustancia iónica como una sal que permite el flujo constante de cargas.

Figura 1: Esquema de electrólisis en general para una sustancia electrolítica

4 Soluciones empleadas para el cobreado: Sólo dos son los tipos de solución que se utilizan en gran escala, esto es, las soluciones de cianuro y las soluciones ácidas. El primer tipo consiste esencialmente en una solución de cianuro cuproso en un cianuro de metal alcalino, con o sin varios agentes de adición. Las soluciones de cianuro tienen un excelente poder de penetración; no obstante, en general, son inapropiadas para la obtención de depósitos de un espesor apreciable, pero tienen la ventaja de poder ser aplicadas directamente a los metales ferrosos. Las soluciones ácidas consisten en una solución de sulfato de cobre y ácido sulfúrico, y se utilizan principalmente para recubrir aquellos metales que no son atacados químicamente por la solución, y especialmente cuando se requiere un espesor apreciable, como en galvanoplastia. 

Soluciones ácidas:

El cobreado ácido se efectúa a partir de una solución que consiste fundamentalmente en sulfato de cobre y ácido sulfúrico. Este tipo de soluciones tiene un bajo costo de preparación y los rendimientos anódicos y catódicos llegan al ciento por ciento en muchos casos. El depósito de cobre logrado con este tipo de soluciones suele ser de color mate, y si se precisa una superficie brillante, requiere un considerable trabajo de "afino". Es preciso limpiar mucho más cuidadosamente el metal de base antes de proceder al cobreado en baño ácido de lo que precisan las soluciones de cianuro, pues, a diferencia de estas últimas, la solución de sulfato no posee propiedades detergentes. Comúnmente, se utilizan densidades de corriente de 2 a 6,5 amperios por dm2. Las soluciones de cobre trabajan usualmente a temperatura ambiente, aunque a veces se utilizan temperaturas hasta de 50 °C. La elevación de la temperatura da lugar a la obtención de un depósito de cobre más blando. La agitación con aire aumenta la densidad de corriente que pueda utilizarse. Se utilizan cubas de acero recubiertas de goma. La parte exterior de la cuba debe recibir un tratamiento con pintura asfáltica anti-sulfúrica, puesto que la solución es muy corrosiva. Los contaminantes más comunes en los baños al sulfato provienen de la descomposición de los abrillantadores (orgánicos), o por impurezas metálicas (sales con impurezas, cubas metálicas con recubrimiento defectuoso, etc.). En ambos casos, las características del

5 depósito se ven alteradas. En el caso de las impurezas orgánicas, se debe tratar con carbón activado. En casos de contaminaciones severas, se debe tratar con agua oxigenada, o con permanganato de potasio. Una vez descompuestos los contaminantes orgánicos, se debe tratar finalmente con carbón activado. Primera ley de Faraday de la electrólisis La masa M de sustancia que se desprende en el electrodo es directamente proporcional a la carga eléctrica Q que pasa por el electrólito si a través de éste se hace pasar durante el tiempo t una corriente continua de intensidad I.

El coeficiente de proporcionalidad k se denomina equivalente electroquímico de la sustancia. Este coeficiente es numéricamente igual a la masa de sustancia desprendida cuando por el electrólito pasa la unidad de carga eléctrica y depende de la naturaleza química de la sustancia. Ley Unificada de Faraday (Ley de la Electrólisis) 𝑚=

𝑝𝑒𝑠𝑜 𝑎𝑡𝑜𝑚𝑖𝑐𝑜 × 𝐼 × 𝑡 𝜃×𝐹

Sea m=masa depositada Permite esclarecer el sentido físico de F, porque precisamente cuando M = A / z, el número de Faraday F = Q. La cantidad de sustancia igual a 1 / z moles recibe el nombre de equivalente-gramo. Cuando z = 1, el equivalente gramo de la sustancia es igual a un mol. La constante de Faraday es numéricamente igual a la carga eléctrica que hay que hacer pasar por el electrólito para que se desprenda en el electrodo un equivalente–gramo de sustancia.

6 Parte experimental Datos experimentales

Tabla 1. Componentes de la celda electrolítica

Solución electrolítica Cátodo Ánodos

Celda Electrolítica Cobre ácido Latón Cobre

Tabla 2. Densidad de corriente de la celda

5 (A/dm2)

Densidad de corriente () de la celda

Tabla 3. Masa inicial y área de la placa

8.05 0.215

Masa inicial del electrodo (g) Área de la placa (dm2)

Tabla 4. Masa depositada por electrólisis en un tiempo determinado

Tiempo de electrólisis (min) 5 10 15 20

Masa final del electrodo (g) 8.26 8.64 9.04 9.75

Tratamiento de datos

a) Explique con reacciones lo que ocurre en el ánodo y en el cátodo.

El proceso electrolítico se lleva a cabo en una celda compuesta por dos ánodos de cobre y un cátodo de latón, como se muestra en la figura 1. La solución electrolítica trabajada fue cobre ácido, la cual permitió la circulación de cargas en la celda, mediante la aplicación de una determinada diferencia de potencial.

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Figura 2. Celda electrolítica

Cátodo: En el cátodo se puede evidenciar la reducción del ion Cu2+ a Cu(s), por la electrodeposición de este metal de color pardo rojizo sobre la placa de latón. 2+ 𝐶𝑢(𝑎𝑐) + 2𝑒 − → 𝐶𝑢(𝑠) (+0.34V) (Atkins, 2006)

Ánodo: El ánodo está conformado por Cu(s), el cual se oxida a Cu2+, debido a la interacción con los iones presentes en la solución electrolítica. 2+ 𝐶𝑢(𝑠)→ 𝐶𝑢(𝑎𝑐) + 2𝑒 − (−0.34𝑉) (Atkins, 2006)

b) Determine los pesos teóricos y experimentales para cada tiempo empleado en la electrodeposición. Se determina la cantidad de cobre electrodepositado experimentalmente para cada tiempo utilizado. Masa inicial del electrodo: 8.05 g Tabla 5. Masa de cobre electrodepositado experimentalmente

Tiempo de electrólisis (min) 5 10 15 20

Masa final del electrodo (g) 8.26 8.64 9.04 9.75

Masa de cobre depositado (g) 0.21 0.38 0.4 0.71

8 Se calcula la intensidad de corriente necesaria para obtener una buena electrodeposición, mediante la siguiente relación: 𝝆=

𝑰 𝑨

Siendo: : Densidad de corriente (A/dm2) I: Intensidad de corriente (A) A: Área superficial de la placa (dm2) Debido a las características de la celda utilizada, la electrodeposición se da en ambos lados de la placa (cátodo). Así: 5𝐴 𝐼 = 𝑑𝑚2 2 × 0.215 𝑑𝑚2 → 𝑰 = 𝟐. 𝟏𝟓 𝑨 Mediante el uso de la primera ley de Faraday se determina la cantidad de cobre electrodepositado teóricamente. 𝑚=

𝑃𝐴𝑇 × 𝐼 × 𝑡 𝜃×𝐹

Peso atómico del cobre: 63.546 (Lide, David) Así para cada intervalo de tiempo, se tiene: 

Para t = 5 min 𝑚=

63.546 × 2.15 × 5(60) 2 × 96500 → 𝒎 = 𝟎. 𝟐𝟏𝟐𝟒 𝒈



Para t = 10 min 𝑚=

63.546 × 2 × 10(60) 2 × 96500

→ 𝒎 = 𝟎. 𝟑𝟗𝟓𝟏 𝒈



Para t = 15 min

9

𝑚=

63.546 × 2 × 15(60) 2 × 96500

→ 𝒎 = 𝟎. 𝟓𝟗𝟐𝟕 𝒈 

Para t = 20 min 𝑚=

63.546 × 2 × 20(60) 2 × 96500

→ 𝒎 = 𝟎. 𝟕𝟗𝟎𝟐 𝒈

Tabla 6. Masa teórica de cobre electrodepositado

Tiempo de electrólisis (min) 5 10 15 20

Masa de cobre electrodepositada teórica (g) 0.2124 0.3951 0.5927 0.7902

c) Determine los rendimientos en cada caso. Para determinar el rendimiento de cobre depositado en cada intervalo de tiempo se hará uso de la siguiente relación:

𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒆𝒙𝒑𝒆𝒓𝒊𝒎𝒆𝒏𝒕𝒂𝒍 %𝜼 = ( ) × 𝟏𝟎𝟎% 𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒕𝒆ó𝒓𝒊𝒄𝒂

Así para cada intervalo de tiempo, el rendimiento (𝜂) de la electrodeposición se tiene: 

Para t = 5 min 0.21 𝑔 %𝜂 = ( ) × 100% 0.2124 𝑔 %𝜼 = 𝟗𝟖. 𝟖𝟕%



Para t = 10 min 0.38 𝑔 %𝜂 = ( ) × 100% 0.3951 𝑔 %𝜼 = 𝟗𝟔. 𝟏𝟖%

10



Para t = 15 min 0.4 𝑔 %𝜂 = ( ) × 100% 0.5927 𝑔 %𝜼 = 𝟔𝟕. 𝟒𝟖%



Para t = 20 min 0.71 𝑔 %𝜂 = ( ) × 100% 0.7902 𝑔 %𝜼 = 𝟖𝟗. 𝟖𝟕%

Tabla 7. Rendimiento de la electrodeposición

Tiempo de electrólisis (min) 5 10 15 20

Rendimiento (%) 98.87 96.18 67.48 89.87

d) Grafique la masa electrodepositada vs tiempo (teórico y experimental).

Masa experimental electrodepositada vs tiempo 0.8

0.7 0.6 0.5 y = 0.0304x + 0.045 R² = 0.8879

0.4 0.3 0.2 0.1 0 0

5

10

15

20

Figura 3. Gráfico de masa electrodepositada experimental vs tiempo

25

11

Masa teórica electrodepositada vs tiempo 0.9 0.8 0.7 0.6

y = 0.0386x + 0.0149 R² = 0.9996

0.5 0.4 0.3 0.2 0.1 0 0

5

10

15

20

25

Figura 4. Gráfico de masa electrodepositada teórica vs tiempo

Observaciones 

Se aprecia en los bordes del electrodo, la masa depositada con un aspecto oxidado bien marcado, en tanto en el resto del electrodo se observa un cobreado brillante. En el lavado con agua de caño y posteriormente con agua destilada se perdió masa depositada en el electrodo.



El rendimiento del electrodo con solución de cobreado ácido a simple inspección parecía ser muy certero con respecto a los datos teóricos obtenidos. Discusión de resultados 

La solución electrolítica trabajada fue cobre ácido, la cual contenía sulfato de cobre pentahidratado, ácido sulfúrico, cloruro de sodio y otros compuestos; es así que cuando se hace pasar una corriente eléctrica por dicha solución, el ion sulfato proveniente del ácido sulfúrico es atraído por el ánodo y empieza a reaccionar con el cobre, formando así sulfato de cobre (CuSO4), este compuesto al ser una sal en solución acuosa se disocia en Cu2+ que es atraído por el cátodo depositándose como cobre sólido, mientras que el ion sulfato es atraído por el ánodo nuevamente, repitiéndose así este proceso.



La presencia del ácido sulfúrico en el cobreado ácido es esencial, pues evita la formación de precipitados de sales básicas de cobre y también aumenta la

12 ionización en consecuencia, aumenta la conductibilidad de la solución, reduce la posibilidad de que los electrodos se polaricen y ahorra el consumo de fuerza. Reduciendo la concentración de iones cobre de la solución, el ácido tiene también el efecto de producir depósitos lisos de pequeño tamaño de grano. 

Para las primeras electrólisis, se obtuvo un cobreado con un mayor rendimiento que para las últimas mediciones, esto se puede ser ocasionado por errores experimentales como una incorrecta fijación del amperaje (quemado) o un mal control del tiempo.



Como se pudo observar en el laboratorio, el cobre se depositó en el electrodo negativo o cátodo y no se desprendió hidrógeno (que sería una reacción de competencia) debido a que el potencial de reducción del cobre es mucho mayor que en del hidrógeno; sin embargo, para un potencial de 1.5 si es posible observar la formación de hidrógeno proveniente de la reducción del agua, cuya electrólisis es posible a este voltaje.



Teóricamente en el ánodo se observaría el desprendimiento de una gas: oxígeno, ya que el ión SO4 2- no se descargaría al estar el azufre en su estado de oxidación más elevado y en consecuencia, se produciría la oxidación del agua a oxígeno gaseoso; sin embargo, la electrólisis del agua pura requiere una gran cantidad de energía extra en forma de sobrepotencial , respecto al teóricamente requerido para llevar a cabo dicha oxidación(1.229V),puesto que se deben sobrepasar varias

barreras de activación, sin esta energía extra ,o sobrevoltaje, la

electrólisis de agua pura ocurre muy lentamente, o un su defecto no ocurre, es por esto que no se observó la oxidación del agua en el electrodo ánodo.

Conclusiones 

Aplicando la formula para el cálculo de la densidad de corriente con respecto a la intensidad de corriente y área superficial; se obtuvo 2.15A como la intensidad de corriente teórica para la experiencia. Para nuestros cálculos trabajamos con 2A aproximadamente.



La masa depositada en el electrode para t=5min fue de 0.2124g con un porcentaje de rendimiento con respecto al teórico de 98.87%.

13 

La masa depositada en el electrode para t=10min fue de 0.3951g con un porcentaje de rendimiento con respecto al teórico de 96.18%.



La masa depositada en el electrode para t=15min fue de 0.5927g con un porcentaje de rendimiento con respecto al teórico de 67.48%.



La masa depositada en el electrode para t=20min fue de 0.7902g con un porcentaje de rendimiento con respecto al teórico de 89.87%.

Bibliografía Atkins, P. W. (2006). Fisicoquímica. Buenos Aires : Editorial Panamericana. Lide, David. (n.d.). CRC Handbook of Chemistry and Physics. Maryland: National Institute of Standards and Technology. https://www.fisicanet.com.ar/quimica/electrolisis/ap07_electrolisis.php

Anexos Aplicaciones industriales de la electrólisis Los procedimientos electrolíticos constan de interesantes y útiles aplicaciones en el campo de la industria. Algunas de estas aplicaciones son: Obtención del hidróxido sódico: Este método, conocido con el nombre de método cloro-sosa, trata la síntesis simultánea de hidrógeno, cloro y el hidróxido sódico a través de electrólisis del cloruro de sodio en disolución de tipo acuoso. El cátodo del sistema lo forma el mercurio en estado líquido que va por parte del fondo de la cuba electrolítica. Por otro lado, los ánodos están formados de grafito. La disolución salina va entrando de manera continuada. En el ánodo se ve desprendido el cloro en forma de gas, mientras que en el cátodo se va soltando sodio a modo de amalgama, es decir, a modo de aleación con el elemento mercurio (Na- Hg). Ánodo (oxidación): 2 Cl- (ac) – 2e- → Cl2 (g) Cátodo (reducción): 2 Na+ (ac) + 2e- → 2 Na-Hg Con posterioridad, la amalgama se va a descomponer a través de la reacción que se produce con el agua, consiguiéndose hidrógeno y hidróxido de sodio, a la vez que se recupera el mercurio, el cual retorna a la cuba electrolítica.

14 2 Na-Hg + 2 H2O (l) → 2 NaOH (ac) + H2 (g) + 2 Hg (l) Recubrimientos metálicos: A través de la electrólisis, se hace posible poder depositar una capa fina de algún metal encima de otro. Dicho procedimiento de baño electrolítico posee numerosas aplicaciones, por ejemplo: – Recubrir elementos metálicos como el otro o la plata (dorado y plateado), se suele utilizar para embellecer la parte externa de diferentes objetos. – Recubrimientos con otros metales como pueden ser zinc , níquel o cromo entre otros, con el fin de proteger de la corrosión a distinto objetos de metal. Dichos procesos se conocen como cincado, niquelado, cromado o cobreado. Purificación electrolítica: En este caso hablaremos de la purificación electrolítica del cobre. Cuando se han obtenido los metales a través de algún tipo de proceso metalúrgico, es por lo general conveniente o necesario, someterlos a procedimientos de refinamiento o purificación para hacerlos útiles para ser utilizados. Esto sucede con el cobre, cuyo uso como conductor eléctrico depende en gran parte del grado de pureza que presente. Para purificar este metal de manera electrolítica se utiliza un electrolito, el cual es una sal soluble de cobre, como puede ser por ejemplo sulfato de cobre, y el ánodo es una barra, también de cobre, pero impurificada. En cuanto al cátodo, este es una placa de cobre en estado puro, sobre la cual se va a ir depositando el metal. Si se mantiene un potencial adecuado, el cobre que se encuentra en el ánodo procederá a oxidarse y pasará a la disolución, donde posteriormente se depositará en la placa del cátodo. Ánodo: Cu (s) + 2e-→ Cu2+ (ac) Cátodo: Cu2+ (ac) + 2e-→ Cu (s) Las impurezas que se encontraban en el metal, es decir, presencia de otro tipo de metales que suelen encontrarse en los minerales como el cobre, no pasan a depositarse sobre el cátodo. Los iones metálicos como son el Fe2+ o el Zn2+, seguirán en la disolución, pero otros metales más nobles como la plata, el platino, o el oro, se caerán al fondo del contenedor, donde se podrán retirar con posterioridad para ser utilizados.