E4
Principal Arriba E1 E2 E3 E4 E5 E6

 

6.-ELECTRODEPOSICIÓN DEL COBRE

INTRODUCCIÓN:

            Corrosión es un término que se aplica habitualmente para referirse al deterioro que experimentan los metales debido a un proceso electroquímico. Las reacciones electroquímicas implican una 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, produciéndose 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 (o pila).

Un ejemplo de deposición en varias capas es el 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

Objetivos:

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

Se trata de fabricar una celda electrolítica con una fuente externa de alimentación eléctrica y observar en ella la electrodeposición de una capa de cobre sobre una cucharilla de acero inoxidable, que actúa como cátodo de la celda.

Fundamento teórico

En una celda electroquímica 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.

Este esquema general es válido para la electrodeposición del cobre. El metal sobre el que se va a producir el depósito de cobre se coloca como cátodo (en nuestro caso, la cucharilla de acero inoxidable). El electrolito es una disolución de sulfato de cobre (CuSO4) que aporta Cu+2. 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.)

Electrolito: Solución de CuSO4

Objeto que se va a electrodepositar:    Cátodo (cucharilla)

Amperimetro

Bateria

-

+

Electrodo de

cobre

Disolución de

CuSO4

Cucharilla

Ánodo: Cu

 

 

 

 

 

 

 

 

 

            La batería (o pila), al arrancar electrones del cobre anódico, ocasiona la 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).

Material y reactivos

Vaso de precipitados de 250 mI.

Pila comercial de 1,5V, 4,5V ó 9V

Cronómetro

Amperímetro

Cucharilla de acero inoxidable

Sulfato de cobre (II)

Ácido sulfúrico concentrado.

Procedimiento experimental

Coger una varilla de cobre, pesarla y atarla al polo POSITIVO de una batería o pila comercial utilizando alambre de soldadura de estaño para conectar el cobre y la pila. A continuación, coger una cucharilla de acero inoxidable limpia y seca, pesarla y atarla al polo NEGATIVO de la pila, empleando otro alambre de estaño. Preparar en un vaso de precipitados de 250 mL, una solución de sulfato de cobre (15 g en 200 mL de agua destilada) y añadir unas gotas de ácido sulfúrico concentrado. 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 °C durante l0 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.

            Nota: Para que la electrodeposición sea correcta, la corriente ha de ser del orden de mA 

Cuestiones

1. Anotar los pesos de la cucharilla y varilla de cobre antes y después de la electrodeposición.

2. Desarrollar los cálculos necesarios para calcular la intensidad de corriente circulante por la celda electrolítica. (comprobar con la experimental)

3. ¿De qué manera podríamos llevar a cabo una deposición "espontánea" de cobre (sin el concurso de una fuente externa de energía) sobre otro metal? Describir el proceso y su mecanismo. ¿Qué otros ejemplos de deposiciones espontáneas de unos metales sobre otros se podrían mencionar, de acuerdo con los datos de la tabla de potenciales de reducción estándar?