Química general II - Departamento Estrella Campos

Química General II
Curso de laboratorio
Práctico 12
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DEPARTAMENTO
“ESTRELLA CAMPOS”
PRÁCTICO 12:
ELECTRODEPOSICIÓN DE NÍQUEL
Bibliografía:
“Química, La Ciencia Central”, T.L.Brown, H.E.LeMay, Jr., B. Bursten; Ed. Prentice-Hall,
Hispanoamérica, México, 7a Edición, 1998, págs. 730-761.
1- OBJETIVOS
1.1 Obtener níquel por electrólisis de una solución amoniacal de Ni2+ (electrodeposición de
níquel)
1.2 Calcular la eficiencia de corriente del proceso y el potencial mínimo que se debe aplicar para
la producción de níquel en las condiciones de la experiencia.
2- CONCEPTOS PREVIOS
El níquel se encuentra en la naturaleza como sulfuro o arseniuro. La primera etapa química para su
obtención, consiste en la producción del óxido. Éste se reduce posteriormente con coque (carbón) para
formar el metal crudo (impuro), el que es refinado (purificado) por disolución y electrodeposición. El
níquel se utiliza principalmente para la obtención de aleaciones y en los procesos de niquelado
(recubrimiento de superficies con níquel, por electrodeposición de soluciones que contienen Ni2+).
En este práctico, se realizará la electrólisis de una solución de una especie de Ni(II), con lo que se
obtiene un depósito de Ni(s) que queda adherido al cátodo. Para que el metal forme una película lisa y
adherente sobre la superficie del cátodo, es conveniente agregar a la solución de Ni2+ a electrolizar un
agente complejeante. En esta experiencia se utilizará amoníaco, que forma con el níquel(II) el ion
complejo hexaamminníquel(II):
[Ni(H2O)6]2+(ac) + 6 NH3 (ac) → [Ni(NH3)6]2+ (ac) + 6 H2O,
K298 = 2x108
(1)
La solución acuosa a electrolizar se prepara disolviendo sulfato de níquel hexahidratado y sulfato de
amonio y agregando una solución de amoníaco concentrado. El amoníaco es una base débil: la
constante de equilibrio de la reacción de hidrólisis (NH3 + H2O → NH4+ + OH-) es pequeña (Kb=1,8 x
10-5). Por lo tanto, la especie predominante en una solución acuosa de amoníaco es NH3 (ac). El
agregado de sulfato de amonio a la solución desplaza aún más la posición del equilibrio hacia la
formación de esa molécula.
El valor elevado de la constante de equilibrio de la ecuación (1), junto con el hecho de que – en las
condiciones de la experiencia - el ion níquel(II) es el reactivo limitante, hace que:
i) prácticamente todo el níquel se encuentre formando el ion [Ni(NH3)6]2+, por lo que se puede
considerar que ésta es la especie que se reduce en el cátodo según la semirreacción:
[Ni(NH3)6]2+ (ac) + 2 e → Ni (s) + 6 NH3 (ac)
(2)
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ii) la cantidad de amoníaco libre en la solución a electrolizar es igual a la inicial menos la que se
consume en la formación del complejo [Ni(NH3)6]2+, según la ecuación (1).
En esta experiencia se determinará la masa de Ni(s) obtenida, pesando el cátodo antes y después de la
electrólisis. La diferencia (de la segunda masa menos la primera) es la masa de níquel depositado.
Es posible estimar el rendimiento de una electrodeposición tomando como base la cantidad de carga
que ha circulado. Un ejemplo ayudará a comprender este concepto. Supóngase que se ha electrolizado
una solución durante 1 hora, durante la cual circuló una corriente de 1 A. En consecuencia, la carga
que circuló fue de 3600 C. Recordando que la carga de un mol de electrones es 96500 C y observando
la estequiometría de la ecuación (2), se puede establecer que debe circular una carga de 2 x 96500 C
para obtener 1 mol de Ni (s). Como la carga fue de 3600 C, se obtendrían 3600 / 2 x 96500 = 0,0187
moles de níquel, si el rendimiento de la obtención fuera el 100 %. Si se obtiene menos que esa
cantidad, por ejemplo 0,0120 moles de níquel, el rendimiento es 0,0120 x 100 / 0,0187 = 64 % .
Generalizando:
Rendimiento (en %) = cantidad electrodepositada x 100 / cantidad teórica a depositar
La cantidad electrodepositada efectivamente y la teórica pueden expresarse en moles o en otra
magnitud relacionada (gramos, litros, etc). Es común en este tema llamar al rendimiento así definido
“eficiencia de corriente” ya que es una medida del aprovechamiento de la corriente en el proceso que
interesa. Son varias las causas que hacen que la eficiencia de corriente para un determinado proceso
electrolítico sea menor que el 100 %. La relevante, en la presente experiencia, es que parte de la
corriente que circula por el cátodo se utiliza en la reducción del agua a hidrógeno. En otras palabras,
no toda la carga que llega al cátodo se utiliza en la reacción deseada: la reducción de Ni(II) a Ni(0).
Nota: Es importante aclarar que el rendimiento así definido, se basa en la suposición de que la carga
que ha circulado es el “reactivo limitante”. Esta suposición es válida siempre y cuando la especie que
sufre electrodeposición (electrorreducción en este caso), esté en exceso.
3- PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
Pesar 5,3 g de sulfato de níquel hexahidratado (NiSO4.6H2O) en un erlenmeyer de 250 mL. Agregar 25
g de sulfato de amonio ((NH4)2SO4), 100 mL de amoníaco (NH3) concentrado (aproximadamente 8
M), (ATENCIÓN: el amoníaco es irritante y corrosivo; esta operación debe realizarse en
campana y en presencia del docente) y 100 mL de agua. Agitar hasta obtener una solución límpida.
Medir el pH de dicha solución. Trasvasar la solución a un vaso de Bohemia de 250 mL. Pesar el
cátodo y anotar su masa (mi).
Introducir los electrodos en la solución. Conectar el terminal negativo de la fuente al electrodo de
cobre y el positivo al de acero inoxidable. Aplicar al sistema una corriente constante de 1 A. Leer el
voltaje aplicado.
Electrolizar la solución durante 40 minutos. Apagar la fuente, desconectar los terminales y enjuagar el
cátodo con abundante agua destilada. Si aún permanecieran adheridas al electrodo sales azuladas,
enjuagar la zona afectada con ácido nítrico diluído. Enjuagar el electrodo con acetona y dejar secar.
Pesar el cátodo y anotar su masa (mf).
Una vez concluída la experiencia, limpiar el cátodo con una lija, asegurándose de que quede libre de
níquel electrodepositado.
Disposición de residuos
Solución electrolizada: eliminar en recipiente ubicado en la campana, rotulado como “Solución de
[Ni(NH3)6]2+ para descartar”.
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INFORME
PRÁCTICO 12: ELECTRODEPOSICIÓN DE NÍQUEL
FECHA:
GRUPO:
INTEGRANTES:
DATOS, CÁLCULOS Y RESULTADOS
Describa brevemente los procesos observados a nivel de cada electrodo:
cátodo: ____________________________________________
ánodo: ____________________________________________
Reacciones catódicas:
i) _________________________________________________
ii)_________________________________________________
Reacción anódica:
___________________________________________________
Masa cátodo inicial, mi: _____ g
Masa cátodo luego de la electrodeposición, mf: _____ g
Masa de níquel electrodepositada, m: _____ g
Intensidad aplicada, I: _____ A
Tiempo de electrólisis: _______ s
Carga que circuló por la celda, Q: ______ C
Masa de níquel teórica a depositar: _______ g
Eficiencia de corriente para la deposición de níquel: ________ %
Explique por qué la eficiencia de corriente es menor que el 100 %.
___________________________________________________
Eficiencia de corriente esperada para el desprendimiento de O2: ________ %
Volumen de O2 (a PTN) que debería liberarse en el ánodo si la eficiencia de corriente para esa
sustancia fuese del 100 % : _________ mL
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Voltaje mínimo a aplicar para que se inicie la deposición de níquel
Ecuación total que describe el proceso de electrodeposición de níquel:
________________________________________________________
Expresión de la ecuación de Nernst para este proceso:
___________________________________________
E° ([Ni(NH3)6]2+/Ni): _________ V
E° (O2/OH-): __________ V
pH de la solución: _______
Concentración de [Ni(NH3)6]2+ en la solución a electrolizar: _______ M
Concentración de NH3 en la solución a electrolizar: ________ M
Potencial calculado a aplicar para que se inicie la electrólisis: _________ V
Nota: considere la presión del O2 que se desprende igual a 1 atm. El potencial calculado es
siempre menor que el real porque el primero no toma en cuenta la caída de potencial en la
celda, los sobrepotenciales, etc.