INSTITUTO POLITECNICO NACIONAL Escuela Superior de Ingeniería Mecánica y Eléctrica Unidad Culhuacán
GRUPO: 1EM14
INTEGRANTES: PAREDES REYES ERIKA KARINA LOPEZ MOLINA JUAN DE DIOS MIRANDA VALTIERRA VICTOR ARIEL
QUIMICA BASICA PRACTICA NO.7 “RECUBRIMIENTOS ELECTROLITICOS” ELECTROLITICOS”
Objetivos Que el alumno:
Compruebe de manera experimental las leyes de Faraday de las celdas electrolíticas. electrolíti cas. Conozca los procesos de recubrimiento recubrimi ento electrolítico: electrolíti co: cobrizado y Niquelado. Aplique las leyes de Faraday para calcular la masa de depósito electrolítico en los procesos indicados. Identifique todos los elementos que conforman una una celda electrolítica. electrolític a.
Generalidades La electroquímica es la interrelación que se establece entre los sistemas químicos y los sistemas eléctricos, cuando ambos fenómenos inciden en un proceso. Es una rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química. En otras palabras, las reacciones químicas que se dan en la interface de un conductor eléctrico (llamado electrodo, que puede ser un metal o un semiconductor) y un conductor iónico (el electrolito) pudiendo ser una disolución y en algunos casos especiales, un sólido. Las reacciones químicas donde se produce una transferencia de electrones entre moléculas se conocen como reacciones redox, y su importancia en la electroquímica es vital, pues mediante este tipo de reacciones se llevan a cabo los procesos que generan electricidad o, en caso contrario, son producidos como consecuencia de ella. La electroquímica alcanza todo proceso químico que envuelve la transferencia de electrones. Cuando un proceso químico ocurre, produciendo transferencia de electrones, es llamado de pila o batería, pero cuando el proceso químico es provocado por una corriente eléctrica (variación de cantidad de electrones), este proceso e s denominado electrólisis. Hay dos ramas principales de la electroquímica: Celda voltaica o galvánica: Una celda galvánica hace referencia al experimento de Galvani, ya que,
en ella, dos medias celdas se encuentran separadas entre sí por una unión líquida. La energía liberada por una reacción química espontanea se convierte en energía eléctrica, eléctr ica, como las pilas. Celda electrolítica: La energía eléctrica se utiliza para provocar una reacción química no espontanea, como por ejemplo la electrolisis, recarga de baterías y galvanización.
El proceso de electrolisis, tiene lugar cuando dos electrodos metálicos a cada lado de una celda llena de una disolución electrolítica, se les aplica una diferencia de potencial (voltaje). Los electrodos llevan la corriente a través de los cables y los electrodos metálicos. Los iones conducen la corriente a través de la disolución, en cada interface electrodo-disolución tiene lugar una reacción electroquímica que transfiere electrones al electrodo que los toma de él permitiendo por
tanto que la carga fluya por todo e l "circuito". Por ejemplo, cuando tenemos dos tiras de cobre, conectadas a las terminales opuestas de una -2
fuente de voltaje, son sumergidas en una disolución acuosa de sulfato de cobre (CuSO 4). Pasa una corriente y en la tira de cobre conectada a la terminal negativa se deposita más cobre metálico
+2
mientras que, en el otro electrodo, el cobre metálico se oxida a Cu . El electrodo en el cual ocurre la reducción, es siempre llamado cátodo, mientras que el ánodo, es siempre el electrodo en el cual ocurre la oxidación. Las condiciones esenciales para el depósito electrolítico de metal son: a.
El cátodo debe ser el objeto o bjeto donde se va a producir el depósito ele ctrolítico.
b. El electrolito debe ser una sal del metal que va a depositarse. c.
EL ánodo debe de estar hecho del mismo metal que el elemento que va depositarse.
El anodizado se define como un proceso electrolítico que sirve para engrosar y estabilizar las películas superficiales de óxido sobre el metal base. La película anódica es un buen soporte para la pintura y el teñido. Sus propiedades dependen en gran parte del proceso de oxidación empleada. El tipo de corriente, la densidad de corriente y la naturaleza, concentración y temperatura del electrolito, la duración del proceso y especie del metal base, tienen notable influencia en las propiedades físicas de los revestimientos. Las leyes de Faraday nos describen las relaciones cuantitativas entre electricidad y cambio químico. Expresan relaciones cuantitativas en base a las investigaciones electroquímicas publicadas por Michael Faraday en 1834. El trabajo de Faraday toma en cuenta las medias reacciones que ocurren en cada uno de los electrodos durante la electrolisis y se re sume de la siguiente manera: 1. La magnitud del cambio químico producido por una corriente es proporcional a la cantidad de electricidad que atraviesa la solución iónica. M=k Q= klt
Donde: M= masa de sustancia depositada (g) Q= cantidad de elect ricidad (coulombios) k= constante de proporcionalidad I= intensidad de corriente t= tiempo que dura el paso de la corriente (s) 2. La cantidad de sustancia diferentes liberadas por una misma c antidad de electricidad son proporcionales a sus equivalentes químicos. Equivalente químico=M/Z M= masa atómica Z= número de electrones transferidos K=1/F*M/Z, puesto que m=kq, entonces m=M/Z*q/F Donde F es la carg a de un mol de electrones y se le denomina faradio y es igual a -19
23
4
1.602x10 coulombios por electrón *6.023x10 electrones por mol, ósea 9.65x10 coulombios por mol de electrones.
Materiales y Equipo MATERIAL 2 Barras de fierro para recubrir (cobrizado
SUSTANCIAS
y niquelado). Solución de Sulfato de Cobre 1 Fuente de poder de 1.5 a 3 Amperes. 1 Trozo de lija fina
Solución de Sulfato de Níquel
2 Vasos de precipitado de 400ml 1 Barra de Níquel 1 Barra de Cobre
Preparación de los reactivos Solución de sulfato de níquel: Pesar 63.3 g de sulfato de níquel y 42.2 g de citrato de sodio, disolverlos en agua y completar el volumen de agua hasta un litro. Solución de sulfato de cobre: Pesar 200g de sulfato de cobre, disolver un poco en agua, añadir 40ml de ácido sulfúrico (lentamente y resbalando por las paredes) y completar el volumen hasta 1 litro con agua destilada.
Método de operación: Limpieza de los electrodos: Lije y lave perfectamente las piezas que va a cobrizar y a niquelar, séquelas a la intemperie.
Cobrizado: En un vaso de precipitados de 400 ml, vierta aproximadamente 150 ml, de la solución de sulfato de cobre
Asegúrese que los cables cables de color color rojo y negro estén estén colocados colocados en la la fuente de de alimentación correctamente
Use la balanza analítica para pesar el material que va a recubrir electrolicamente: barra de fierro y registre el peso en la tabla de resultados.
Sujete la barra de cobre con el caimán rojo y colóquelo sobre la superficie de madera.
Sujete el material que va a recubrir electrolicamente con el caima negro y colóquelo sobre la superficie de madera.
Sin juntar las placas introdúzcalas en el vaso que contiene la solución de sulfato de cobre e inmediatamente suministre la corriente correspondiente (1amper aproximadamente)
En el momento en el que se le es aplicada la corriente tome el tiempo de proceso (1min).
Cuando haya pasado un minuto de proceso, apague la fuente de alimentación, saque los electrodos de la solución, retírelos de los caimanes y deje secar a intemperie el material que recubrió electrolicamente. Niquelado: En un vaso de precipitados de 400 ml, vierta aproximadamente 150 ml, de la solución de sulfato de níquel.
Asegúrese que los cables cables de color color rojo y negro estén estén colocados colocados en la fuente de alimentación correctamente.
Use la balanza analítica para pesar el material que va a recubrir electrolicamente: barra de fierro y registre el peso en la tabla de resultados.
Sujete la barra de níquel con el caimán rojo y colóquelo sobre la superficie de madera.
Sujete el material que va a recubrir electrolicamente con el caima negro y colóquelo sobre la superficie de madera.
Sin juntar las placas introdúzcalas en el vaso que contiene la solución de sulfato de níquel inmediatamente inmediatame nte suministre suministr e la corriente correspondiente (1amper aproximadamente)
En el momento en el que se le es aplicada la corriente tome el tiempo de proceso (1min).
Cuando haya pasado un minuto de proceso, apague la fuente de alimentación, saque los electrodos de la solución, retírelos de los caimanes y deje secar a intemperie el material que recubrió electrolicamente.
Notas importantes: importantes: Durante el proceso se debe observar el burbujeo en los electrodos, esto indica el paso de la intensidad de corriente a través de la solución. Debe anotar en la tabla de resultados los valores de intensidad de corriente, tiempo de proceso y peso de los materiales antes y después del proceso. Los materiales recubiertos electrolicamente, puede secarlos al intemperie si así lo desea, sin hacer uso del horno eléctrico. Para secar los metales recubiertos electrolicamente, no use la franela ni papel. Tablas de resultados: ELECTRODEPOSITOS
MASA DE LOS METALES ANTES DEL PROCESO
MASA DE LOS METALES DESPUES DEL PROCESO
MASA DEPOSITADA (m)
CORRIENTE (l)
TIEMPO (t)
Lamina de hierro
10.98
11.03
0.05
1 Amp
60 seg
Lamina de hierro
11.02
11.07
0.05
1 Amp
60 seg
ELECTRODEPOSITOS
MASA DEPOSITADA (m)
CORRIENTE (l)
VOLTAJE (v)
COULOMBIOS (c)
Lamina de hierro
0.05
1 amp
01.7
0.03951
% ERROR DE LA MASA DEPOSITADA (ENTRE TEORICO Y EXPERIMENTAL 20.98%
Lamina de hierro
005
1 amp
07.8
0.03649 27.02%
ANODO
CATODO
NIQUELADO
Níquel
Lamina de hierro
COBRIZADO
Cobre
Lamina de hierro
Conclusión En esta práctica observamos los procesos de niquelado y cobrizado, así como también cómo podemos recubrir algunos elementos, como por ejemplo el hierro, el acero, etc., estos los podemos encontrar en la joyería, en sillas de acero inoxidable, en las llaves, en defensa de los autos, etc., para que tengan un mayor nivel de corrosión, eso quiere decir que no se oxiden tan rápido y funcionen por más tiempo. Con esto comprobamos las leyes de Faraday, y con ellos pudimos calcular la masa de depósito electrolítico y. Observaciones La práctica se desarrolló de una forma sencilla y eficaz no hubo complicaciones y los resultados fueron aptos. Referencias https://www.ecured.cu/Leyes_de_la_electr%C3%B3lisis_de_Faraday http://www.istas.net/fittema/att/li4.htm http://quimicaredox.blogspot.mx/2007/11/procesos-electrolticos.html
