Electrodeposición del cobre.

1. ObjetivosVisualizar las reacciones electrolíticas y relacionar los productos obtenidos con las leyes de la electroquímica.

2. Fundamento teóricoLa electrodeposición es un procedimiento electroquímico mediante el cual se logra cubrir una pieza con una fina capa de determinado metal. Para lograrlo se sumerge la pieza a cubrir en una solución electrolítica que contiene los iones del metal que formará la capa.La pieza se pondrá en contacto con una fuente de corriente continua y con un electrodo que cumplirá la función de ánodo, cediendo electrones para que los iones metálicos en solución  se reduzcan y se depositen sobre la pieza, que cumple la función de cátodo. De esta manera se obtiene el recubrimiento metálico en la pieza.

Recordemos que el ánodo de este sistema estará hecho del metal con que se quiere recubrir la pieza, para que pueda disolverse, oxidarse, cediendo electrones y aportando iones a la solución, a medida que los iones que estaban presentes en la solución, se reducen y se depositan sobre la pieza a recubrir, que funciona como cátodo en el sistema. Todo este proceso es posible gracias  a la corriente continua que  permite la movilización de electrones.

Otro punto a destacar es que las propiedades que tendrá la capa que recubre la pieza, depende directamente de la corriente que se haya aplicado. La adherencia de la capa, su calidad, la velocidad de deposición, dependen del voltaje y de otros factores relacionados con la corriente aplicada.

Varias versiones del enunciado de las leyes se pueden encontrar en los libros de texto y la literatura científica. La más utilizada es la siguiente:

1 a ley de Faraday de la electrólisis - La masa de una sustancia alterada en un electrodo durante la electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de electricidad transferida a este electrodo. La cantidad de electricidad se refiere a la cantidad de carga eléctrica, que en general se mide en culombios.

2 a ley de Faraday de la electrólisis - Para una determinada cantidad de electricidad (carga eléctrica), la masa de un material elemental alterado en un electrodo , es directamente proporcional al peso equivalente del elemento. El peso equivalente de una sustancia es su masa molar dividido por un entero que depende de la reacción que tiene lugar en el material.

Forma matemática

La ley de Faraday en la forma moderna:

Donde:

m es la masa de la sustancia producida en el electrodo (en gramos),

Q es la carga eléctrica total que pasó por la solución (en culombios),

q es la carga del electrón = 1.602 x 10-19 culombios por electrón,

n es el número de valencia de la sustancia como ion en la solución (electrones

por ion),

F = qNA = 96485 C·mol-1 es la Constante de Faraday,

M es la masa molar de la sustancia (en gramos por mol), y

NA es el Número de Avogadro = 6.022 x 1023 iones por mol.

I es la corriente eléctrica (en amperios)

t es el tiempo transcurrido (en segundos)

Se trata de fabricar una celda electrolítica con una fuente externa de alimentación eléctrica y de observar en ella la electrodeposición de una capa de cobre sobre un objeto de acero inoxidable, que actúa como cátodo de la celda.Las reacciones de corrosión son de naturaleza electroquímica, ya que implican transferencia de electrones entre el metal que sufre el ataque (que actúa como dador electrónico o ánodo) y una segunda sustancia que recibe tales electrones, y que por tanto se reduce, actuando como oxidante en la reacción redox.Muchas partes metálicas se protegen de la corrosión por electrodeposición, para producir una fina capa protectora de metal. En este proceso, la parte que va a ser

recubierta constituye el cátodo de una celda electrolítica. El electrolito es una sal que contiene cationes del metal de recubrimiento. Se aplica una corriente continua por medio de una fuente de alimentación, tanto a la parte que va a ser recubierta como al otro electrodo. Un ejemplo de deposición en varias capas es la del cromado de los automóviles. En el cromado la electrodeposición consta de una capa inferior de cobre, una intermedia de níquel y una capa superior de cromo.En esta práctica se va a realizar un sencillo experimento de electrodeposición de cobre.En una celda electrolítica se produce una reacción redox no espontánea suministrando energía eléctrica al sistema por medio de una batería o una fuente de alimentación. La batería actúa como una bomba de electrones, arrancándolos del ánodo y empujándolos al interior del cátodo. Dentro de la celda, para que se mantenga la electroneutralidad, debe ocurrir un proceso que consuma electrones en el cátodo y que los genere en el ánodo. Este proceso es una reacción redox.En el cátodo tendrá lugar la reducción de un ion al aceptar éste los electrones remitidos desde el ánodo. Los iones positivos (cationes) se dirigirán al polo negativo, llamado cátodo. En el ánodo se generan electrones debido a la oxidación de un metal u otra sustancia. Los electrones son enviados al otro electrodo por la batería. El ánodo pierde por tanto, su carga negativa y por esa razón es el polo positivo. El metal sobre el que se va a producir el depósito de cobre se coloca como cátodo; en nuestro caso, un aro o una cucharilla de acero inoxidable. El electrolito es una disolución de sulfato de cobre (CuSO4) que aporta Cu++. Por último, el ánodo es un

hilo de cobre a cuyos átomos la batería arranca electrones, cargando positivamente este electrodo y generando nuevos iones de cobre. Véase figura adjunta.

La batería (una pila) al arrancar electrones del cobre anódico, ocasiona oxidación de este metal: Cu (s) Cu2+(aq) + 2e- Los electrones llegarán al cátodo impulsados por la batería. Una vez allí, reducirán a los iones cúpricos presentes en el electrolito: Cu2+(aq) + 2e- Cu(s)De esta manera, en el cátodo se va formando un precipitado de cobre que se deposita como una fina capa de color rojizo en la superficie de la cucharilla. Existe además una relación simple entre la cantidad de electricidad que pasa a través de una celda electrolítica y la cantidad de sustancia depositada en el cátodo. Ambas cantidades son directamente proporcionales (ley de electrólisis de Faraday).

3. Material y reactivos- Vaso de precipitados de 250 ml- Cucharilla de acero inoxidable u otro objeto de hierro- Alambre de cobre- Alambre de plomo o de estaño

- Pila comercial de 4,5V ó 9V- Cobre(II) Sulfato 5-hidrato DIDACTIC cód.231270 - Ácido Sulfúrico 96% DIDACTIC cód. 231058 - Agua Desionizada DIDACTIC cód. 232236

4. Procedimiento experimental Se toma una varilla de cobre, se pesa y se ata al polo POSITIVO de una batería o pila comercial utilizando alambre de soldadura de estaño para conectar el cobre y la pila. A continuación, se coge una cucharilla de acero inoxidable limpia y seca, se pesa y se ata al polo NEGATIVO de la pila, empleando otro alambre de estaño.Se prepara en un vaso de precipitados de 250 ml, una solución de sulfato de cobre (15 g en 200 ml de Agua Desionizada DIDACTIC) y se añaden, con precaución, 15 ml de Ácido Sulfúrico 96% DIDACTIC. Introducir luego los dos electrodos y esperar. Cuando se observe la capa de cobre electrodepositada sobre la cucharilla, sacar ésta de la celda electrolítica y secarla en estufa a 100 ºC durante 10 ó 15 minutos. Volver a pesarla. La diferencia de pesos entre la cucharilla al final de la práctica y al principio, corresponderá a la cantidad de cobre electrodepositado. A partir de este dato, y conociendo el tiempo que ha durado la electrodeposición, puede calcularse la intensidad de corriente circulante en la celda.