PRÁCTICA: ELECTRODEPOSICIÓN DE COBRE PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL 1) Se dobla una lámina de cobre por un extremo para que pueda sujetarse al borde del recipiente que contiene la disolución de sulfato de cobre, pero sin introducirlo todavía dentro de dicha disolución. 2) Se desdobla una vez un clip metálico para que aumente la superficie de contacto con la disolución de sulfato de cobre, dejando una parte doblada para que pueda sujetarse al borde del recipiente, pero sin introducirlo todavía dentro de dicha disolución. 3) Se pesan el clip y el cobre en balanza de al menos 3 cifras decimales, anotando las correspondientes masas en el cuadro de “resultados”. Para esta operación se manipulan ambas piezas con unas pinzas. Las balanzas no se deben mover de su posición al pesar. 4) Se colocan la lámina de cobre y el clip dentro del recipiente con disolución de CuSO4 1M, evitando que se toquen entre ellos y de forma que la parte doblada más pequeña quede fuera del bote y la parte más grande quede introducida dentro del sulfato de cobre. 5) Se conecta el cable unido al polo negativo de la pila (el que termina en una pinza) al objeto que vamos a recubrir (clip), evitando que la pinza entre en contacto con la disolución de sulfato de cobre. 6) Se conecta al amperímetro (toma mA) el cable unido al polo positivo de la pila. El selector de medidas del amperímetro debe situarse en la posición 200 mA (de corriente continua) 7) Se pone a cero el cronómetro o reloj. 8) Se conecta un tercer cable, por su extremo acabado en pinza, a la lámina de cobre. Cuando este cable se conecte al amperímetro quedará cerrado el circuito por tanto hay que estar muy atentos para poner en marcha el cronómetro. 9) Se conecta amperímetro este tercer (toma cable COM) al e inmediatamente se pone en marcha el cronómetro, anotando el valor de la intensidad de corriente que circula en ese momento en el cuadro de “resultados” (I0) 10) Se deja electrodeposición que se durante produzca 10 la minutos, anotando el valor de la intensidad de corriente que circula a los 5 minutos (I5) y al final del proceso (I10). 11) Una vez transcurridos 10 minutos (anotad el tiempo exactamente transcurrido expresándolo en segundos) se abre el circuito desconectando cualquiera de los cables, para que deje de circular la corriente (el cronómetro apagado no significa que la corriente deja de pasar). 12) Se sacan la lámina de cobre y el clip, lavándolos con un poco de agua bajo el grifo para eliminar el sulfato de cobre. Observad el aspecto de ambos. Se secan con un trozo de papel con cuidado de no rascar el cobre depositado en el clip. 13) Se pesan en la misma balanza que al principio y se anotan las masas en el cuadro de “resultados”. Nota: si la corriente no se encuentra entre 60 y 140 mA, algo en el circuito está mal conectado. Revíselo o pregunte a su profesor. RESULTADOS Y DISCUSIÓN Masa inicial Masa final Variación t = 0 minutos t = 5 minutos t = 10 minutos Clip Lámina de cobre Intensidad (mA) I0 = I5 = I10 = Intensidad promedio I= (amperios) Tiempo t= (segundos) A partir de estos datos experimentales obtenidos y conociendo el tiempo que ha durado la electrodeposición así como la intensidad de la corriente que ha circulado puede comprobarse la validez de la primera ley de Faraday . Esta ley enunciada, por Michael Faraday en 1833, indica que: "La masa de sustancia liberada en una electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que ha pasado a través del electrólito". Es decir, existe 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. Durante el proceso de electrodeposición, como conocemos la intensidad de corriente que ha circulado (I, expresada en amperios) y el tiempo que ha durado la misma (t, medido en segundos) podemos calcular la cantidad de carga eléctrica (Q, en coulombios): Q = I×t = Por otra parte, sabemos que la carga de un mol de electrones, la denominada constante -1 de Faraday (F) equivale a 96485 C mol . De este modo podemos averiguar fácilmente los moles de electrones que han circulado: ne- = Q/F = Finalmente, podemos calcular la masa de cobre depositada en el cátodo a partir de la estequiometría del proceso: Cu2++ 2e¯ → Cu. nCu(II) = ne-/2 = m Cu(II) = nCu(II) × Ar(Cu) = nCu(II) 63.55 = Comparad el valor calculado con las variaciones observadas en el peso de la lámina de cobre y el clip metálico. BIBLIOGRAFIA R. H. PETRUCCI, W. S. HARWOOD y F. G.HERRING, A QUÍMICA GENERAL. 8. EDICIÓN. PRENTICE HALL. MADRID, 2002 R. CHANG, QUÍMICA (7ª EDICIÓN) mCgraw hill, MADRID, 2003