Recubrimiento electrolítico

Objetivos: - Conocer el funcionamiento de una celda electrolítica. - Recubrir un objeto por un metal

Fundamento Teórico:

Electroquímica: Electroquímica es una rama de la química que estudia las reacciones de químicas que tienen lugar en una solución en la interfaz de un conductor de electrones (un metal o un semiconductor) y un conductor iónico (el electrolito), y que implican la transferencia de electrones entre el electrodo y el electrolito o las especies en solución; también la conversión de energía química en energía eléctrica y viceversa. Si una reacción química es conducida por una tensión externa aplicada, como en la electrólisis, o si la tensión se crea por una reacción química como en una batería, se trata de una reacción electroquímica. Por el contrario, las reacciones químicas donde los electrones son transferidos entre las moléculas se denominan de oxidación / reducción (redox). En general, las ofertas de la electroquímica con situaciones en las reacciones de oxidación y reducción son separadas en el espacio o el tiempo, conectados por un circuito eléctrico externo. La Comprensión de los temas eléctricos comenzó en el siglo XVI. Durante este siglo, el científico William Gilbert Inglés durante 17 años a experimentar con el magnetismo y, en menor medida, de la electricidad. Por su trabajo en los imanes, Gilbert llegó a ser conocido como el "Padre de Magnetismo". Descubrió varios métodos para la producción y el fortalecimiento de los imanes. En 1663 el físico alemán Otto von Guericke creó el primer generador eléctrico, que produce electricidad estática por fricción en la aplicación de la máquina. El generador se hizo de una gran bola de azufre fundido dentro de un globo de vidrio, montado sobre un eje. La pelota se hace girar  por medio de una manivela y una chispa de electricidad estática se produce cuando hay un mando se frota contra la bola como girar. El mundo podría ser eliminado y se utiliza como fuente de experimentos con la electricidad. Por la mitad del siglo 18, el químico francés Charles François de Cisternay du Fay había descubierto dos tipos de electricidad estática, y que cargas iguales se repelen entre sí al cargas diferentes se atraen. Du Fay, anunció que la electricidad se componía de dos fluidos: "vítreo" (del latín "cristal"), o la electricidad positiva, y "resina", o negativa, de la electricidad. Esta era la teoría de dos fluidos de la electricidad, que iba a ser la oposición de un fluido de Benjamín Franklin teoría a finales del siglo. Charles-Augustin de Coulomb desarrolló la ley de la atracción electrostática en 1785 como una consecuencia de su intento de estudiar las leyes de la repulsión eléctrica según lo declarado por  Joseph Priestley en Inglaterra, el físico italiano Alessandro Volta mostrando su "batería" de emperador francés Napoleón Bonaparte en el siglo XIX, en el siglo 18 el médico y anatomista italiano Luigi Galvani marcó el nacimiento de la electroquímica, estableciendo un puente entre las reacciones químicas y la electricidad en su ensayo "De Motu Viribus Electricitatis en Musculari Commentarius" (en latín, Comentario sobre el efecto de l a electricidad en el m ovimiento muscular ), en 1791, donde propuso un "nerveo eléctrica sustancia" en las formas de vida biológica. bio lógica. En su ensayo Galvani concluyó que el tejido animal contiene una aquí a tanto descuidado fuerza innata y vital, que calificó de "electricidad animal", que activa los nervios y los músculos se extendió por las sondas de metal. Se cree que esta nueva fuerza fue una forma de electricidad, además de la forma "natural" producido por un rayo o por la anguila eléctrica y rayos torpedo, así como la "artificial" forma producida por la fricción (es decir, ele ctricidad estática).

Colegas científicos de Galvani generalmente aceptados sus puntos de vista, pero a Alessandro Volta rechazó la idea de un "fluido animal eléctrico", respondiendo que las piernas de la rana respondió a diferencias en el temperamento de metal, composición y volumen. En 1800, William Nicholson y Johann Wilhelm Ritter logró descomponer el agua en hidrógeno y oxígeno mediante electrólisis. Poco después Ritter descubrió el proceso de galvanización. También observó que la cantidad de metal depositado y la cantidad de oxígeno que se producen durante un proceso electrolítico dependen de la distancia entre los electrodos. En 1801 Ritter observó termoeléctrica corrientes y adelantó que el descubrimiento de l a termoelectricidad por Thomas Johann Seebeck. Por la década de 1810 William Hyde Wollaston realizado mejoras en la pila galvánica. Obra de Sir  Humphry Davy con la electrólisis llevaron a la conclusión de que la producción de electricidad en celdas electrolíticas simple resultado de la acción química y que la com binación química se produjo entre las sustancias de carga opuesta. Este trabajo condujo al aislamiento de sodio y potasio de sus compuestos y de los metales alcalinotérreos de la suya en 1808. Descubrimiento de Hans Christian Ørsted sobre el efecto magnético de las corrientes eléctricas en 1820 fue reconocido inmediatamente como un avance trascendental, aunque dejó más de trabajo sobre el electromagnetismo a los demás. André-Marie Ampere rápidamente repitió el experimento de Oestred, y formulado matemáticamente. En 1821, en Estonia, el físico alemán Thomas Johann Seebeck demostrado el potencial eléctrico en los puntos de unión de dos metales diferentes cuando hay una diferencia de calor entre las articulaciones y en 1827, el científico alemán Georg Ohm expresó su ley en este famoso libro "Die galvanische Kette, Mathematisch bearbeitet" (El circuito galvánico investigado matemáticamente) en la que dio a su teoría completa de la electricidad. En 1832, los experimentos de Michael Faraday le llevó a exponer sus dos leyes de la electroquímica. En 1836, John Daniell inventó una célula primaria en la cual el hidrógeno se elimina en la generación de la electricidad. Daniell había resuelto el problema de la polarización. Más tarde, los resultados revelaron que la aleación de zinc amalgamado con mercurio produce una tensión mejor. William Grove produjo la primera celda de combustible en 1839. En 1846, Wilhelm Weber  desarrolló el electrodinamómetro. En 1868, Georges Leclanché patentado una nueva célula que finalmente se convirtió en el precursor de la batería primero ampliamente utilizado en el mundo, la celda de zinc-carbono. Svante Arrhenius publicó su tesis en 1884 en Recherches sur la conductibilité galvanique electrolitos des (Investigaciones sobre la conductividad galvánica de los electrolitos). De sus resultados el autor concluyó que los electrolitos, al disolverse en agua, se convierten en diferentes grados dividir o disocia en iones positivos y negativos eléctricamente opuestos, en 1886, Paul Héroult y Charles M. Hall desarrollado un método eficaz (el proceso Hall-Héroult) para obtener  aluminio mediante electrólisis de la alúmina fundida. En 1894, Friedrich Ostwald concluido los estudios importantes de la disociación electrolítica de conductividad y de ácidos orgánicos, Walther Hermann Nernst desarrolló la teoría de la fuerza electromotriz de la célula fotovoltaica en 1888. En 1889, mostró cómo las características de la corriente producida pueden ser utilizadas para calcular el cambio de energía libre en la reacción química que produce la corriente. Él construyó una ecuación conocida como ecuación de Nernst, que se refería el voltaje de una célula a sus propiedades. En 1898, Fritz Haber demostrado que una reducción definitiva de los productos puede ser  consecuencia de procesos electrolíticos, si el potencial en el cátodo se mantiene constante. En 1898, se explica la reducción de nitrobenceno en las etapas en el cátodo y se convirtió en el modelo para otros procesos similares de reducción.

En 1909, Robert Andrews Millikan comenzó una serie de experimentos para determinar la carga eléctrica transportada por un solo electrón. En 1923, Johannes Nicolaus Brønsted y Lowry Martin publicó en esencia la misma teoría sobre cómo los ácidos y las bases se comportan, usando una base electroquímica.  Arne Tiselius desarrolló el primer aparato de electroforesis sofisticados en 1937 y unos años más tarde fue galardonado con el Premio Nobel 1948 por su trabajo en la electroforesis de proteínas. Electrolisis: En la química, la electrólisis (que se pronuncia / i ˌ lɛktr ɒlɨsɪs /, del griego λύσις [lisis] "separar" y ἤλεκτρον [ɛ  ː lektron] "ámbar") es un método de utilizar una corriente eléctrica continua para descomponer sustancias químicas fundidas o en disolución. La electrólisis es comercialmente muy importante como una etapa en la separación de elementos de fuentes naturales tales como minerales con el uso de una celda electrolítica. Fue descubierta accidentalmente en 1800 por William Nicholson mientras estudiaba el funcionamiento de las baterías. Entre los años 1833 y 1836 el físico y químico inglés Michael Faraday desarrolló las leyes de la electrólisis que llevan su nombre y acuñó los términos. La clave del proceso de la electrólisis es el intercambio de iones y átomos por la supresión o adición de electrones del circuito externo. Los productos necesarios de la electrólisis se encuentran en un estado físico diferente de los electrolitos y pueden ser removidos por algunos procesos físicos. Por ejemplo, en la electrólisis de la salmuera para producir hidrógeno y cloro, los productos son gaseosos. Estas burbujas de productos gaseosos procedentes del electrolito y se recogen. Un líquido que contiene iones móviles (electrolitos) es producido por: Solvatación o la reacción de un compuesto iónico con un solvente (como agua) para producir  iones móviles - Un compuesto iónico fundido (fundido) por calentamiento - Un potencial eléctrico se aplica a través de un par de electrodos sumergidos en el electrolito. -

La electrolisis en muy importante para el uso industrial como por ejemplo: -

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-

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La producción de aluminio, litio, sodio, potasio, magnesio, calcio e hidróxido de sodio La producción de compuestos orgánicos perfluorados como el ác ido trifluoroacético La producción de cobre electrolítico como cátodo, de cobre refinado de pureza inferior como ánodo. Electrometalurgia es el proceso de reducción de metales a partir de compuestos metálicos para obtener la forma pura del metal mediante electrólisis. Por ejemplo, hidróxido de sodio en su forma fundida se separa por electrólisis en sodio y oxígeno, los cuales tienen importantes usos químicos. (El agua se produce al mismo tiempo.) Anodización es un proceso electrolítico que hace que la superficie de los metales resistentes a la corrosión. Por ejemplo, los barcos se salvó de ser oxidados por el oxígeno en el agua por  este proceso. El proceso también se utiliza para decorar las superficies. Una batería de obras por el proceso inverso a la electrólisis. Humphry Davy descubrió que el litio actúa como un electrolito y proporciona la energía eléctrica. [Cita requerida] Producción de oxígeno para las naves espacia les y submarinos nucleares. La electrólisis se utiliza también en la limpieza y conservación de artefactos antiguos. Debido a que el proceso de separa las partículas no metálicas de los metálicos, es muy útil para la limpieza de monedas antiguas y objetos aún más grandes. Aplicaciones importantes de la electrólisis es en el horno eléctrico, que se utiliza para fabricar  aluminio, magnesio y sodio. En este horno, se calienta una carga de sales metálicas hasta que se funde y se ioniza y a continuación, se obtiene el metal electrolíticamente separado.

Celda electroquímica: Se denomina celda electrolítica al dispositivo utilizado para la descomposición mediante corriente eléctrica de sustancias ionizadas denominadas electrolitos, los electrolitos pueden ser ácidos, bases o sales.  Al proceso de disociación o descomposición realizado en la célula electrolítica se le llama electrólisis. En la electrólisis se pueden distinguir tres fases: 



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Ionización: Es una fase previa antes de la aplicación de la corriente y para efectuarla la sustancia a descomponer ha de estar ionizada, lo que se consigue disolviéndola o fundiéndola. Orientación: En esta fase, una vez aplicada l a corriente los iones se dirigen, según su carga eléctrica, hacia los polos (+) ó (-) correspondientes. Descarga: Los iones negativos o aniones ceden electrones al ánodo (-) y los iones positivos o cationes toman electrones del cátodo (+).

Para que los iones tengan bastante movilidad, la electrólisis se suele llevar a cabo en disolución o en sales. Salvo en casos como la síntesis directa del hipoclorito sódico los electrodos se separan por un diafragma para evitar la reacción de los productos formados. Para la síntesis de la sosa también se ha empleado un cátodo de mercurio. Este disuelve el sodio metal en forma de amalgama y es separado así. Ley de Faraday: expresan relaciones cuantitativas en base a las investigaciones electroquímicas publicadas por Michael Faraday en 1834, esta ley de divide en dos postulados: 



Primera Ley de Faraday: 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. Segunda Ley de Faraday: 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  dividida por un entero que depende de la reacción que tiene lugar en el material. 96500 Coulomb --------------------------------------------------------------------------- 1 eq-g del metal

Electrodos: Un electrodo es una placa de membrana rugosa de metal, un conductor utilizado para hacer contacto con una parte no metálica de un circuito, por ejemplo un semiconductor, un electrolito, el vacío (en una válvula termoiónica), un gas (en una lámpara de neón), etc. La palabra fue acuñada por el científico Michael Faraday y procede de las voces griegas elektron, que significa ámbar y de la que proviene la palabra electricidad; y hodos, que significa camino. Cada electrodo atrae a los iones que son de carga opuesta. Los iones cargados positivamente (cationes) se desplazan hacia el cátodo de electrones proporciona (negativo), mientras que los iones con carga negativa (aniones) se mueven hacia el ánodo positivo. En los electrodos, los electrones son absorbidos o liberados por los átomos e iones. Los átomos que ganan o pierden electrones para c onvertirse en iones cargados pasan al elec trolito.

Los iones que ganar o perder electrones para convertirse en átomos sin carga separada del electrolito. La formación de átomos sin carga de los iones se llama descarga. La energía necesaria para producir los iones a emigrar a los electrodos, y la energía para provocar el cambio en el estado iónico, es proporcionada por la fuente externa de potencial eléctrico. Un electrodo en una celda electroquímica. Se refiere a cualquiera de los dos conceptos, sea ánodo o cátodo, que también fueron acuñados por Faraday. El ánodo es definido como el electrodo en el cual los electrones salen de la celda y ocurre la oxidación, y el cátodo es definido como el electrodo en el cual los electrones entran a la celda y ocurre la reducción. Cada electrodo puede convertirse en ánodo o cátodo dependiendo del voltaje que se aplique a la celda. Un electrodo bipolar es un electrodo que funciona como ánodo en una celda y como cátodo en otra. Algunos ejemplos de materiales activos son: Pt, Cu, Zn, Sn y los metales inertes son el carbono en forma de grafito. Sustancia electrolítica: En química, una solución electrolítica (o electrolitos) es cualquier sustancia que contiene iones libres que hacen que la sustancia eléctricamente conductora. El electrolito más típico es una solución iónica, pero electrólitos fundidos y electrólitos sólidos también son posi bles. Comúnmente, los electrolitos son soluciones de ácidos, bases o sales. Además, algunos gases pueden actuar como electrolitos en condiciones de alta temperatura o baja presión. Las soluciones de electrolitos pueden también resultar de la disolución de algunos polímeros biológicos (por  ejemplo, el ADN, polipéptidos) o sintéticos (por ejemplo, el sulfonato de poliestireno), polielectrolitos llama, que contienen grupos funcionales cargados. Las soluciones de electrolitos normalmente se forman cuando una sal se coloca en un solvente como el agua y los componentes individuales se disocian debido a las interacciones termodinámicas entre las moléculas de disolvente y el soluto, en un proceso denominado solvatación. Por ejemplo, cuando la sal de mesa, NaCl, se coloca en el agua, la sal (un sólido) se disuelve en iones que lo componen, de acuerdo con la reacción de disociación: NaCl (s) → Na + (aq) + Cl-(aq) También es posible que las sustancias que reaccionan con el agua produce iones, por ejemplo, gas de dióxido de carbono se disuelve en agua para producir una solución que contiene hidronio, carbonato e iones de carbonato de hidrógeno. Tenga en cuenta que las sales fundidas pueden ser electrolitos también. Por ejemplo, cuando el cloruro de sodio se funde, el líquido conduce la electricidad. Un electrolito en una solución puede ser descrito como concentrado si tiene una alta concentración de iones, o diluir si se tiene una concentración baja. Si una gran proporción de soluto se disocia para formar iones libres, el electrolito es fuerte, y si la mayoría del soluto no se disocia, el electrólito es débil. Las propiedades de los electrolitos pueden ser explotadas usando la electrólisis para extraer los elementos constitutivos y los compuestos contenidos en la solución, dependiendo si estas son electrolitos fuertes o débiles y ácidos o bases como por ejemplo:

-

Electrolitos fuertes: H 2SO4, HCl, HNO3 (ácidos); NaCl, LiCl, KCl, Ca(OH)2 (sales iónicas) Electrolitos débiles: CH3COOH, vinagre (ácidos) CH 3CH2CH2OH, C2H6O, NH3 (bases)

Conductores eléctricos: Los materiales conductores son aquellos materiales cuya resistencia al paso de la corriente es muy baja, recordemos que un buen aislante presenta una resistencia de hasta 1024 veces mayor que un buen conductor. En general todas las sustancias en estado sólido o líquido poseen la propiedad de conductividad eléctrica, pero algunas sustancias son buenos conductores, las mejores sustancias conductoras son los metales, dentro de los materiales metálicos más utilizados mencionamos: la Plata, el cobre, aluminio, aleaciones de aluminio, aleaciones de cobre y conductores compuestos de aluminio-acero y cobre-acero cuyas aplicaciones en las industrias eléctricas son muy útiles. Un conductor eléctrico está formado principalmente usualmente de cobre, este puede ser alambre una sola hebra o un cable formado por varias hebras o alambres retorcidos entre sí. Los materiales más utilizados en la fabricación de conductores eléctricos son el cobre y el aluminio.  Aunque ambos metales tienen una conductividad eléctrica excelente, el cobre constituye el elemento principal en la fabricación de conductores por sus notables ventajas mecánicas y eléctricas; el uso de uno y otro material como conductor, depender· de sus características eléctricas (capacidad para transportar la electricidad), mecánicas (resistencia al desgaste, maleabilidad), del uso específico que se le quiera dar y del costo; estas características llevan a preferir al cobre en la elaboración de conductores eléctricos. Dependiendo del uso que se le vaya a dar, este tipo de cobre se presenta en los siguientes grados de dureza o temple: duro, semi duro y blando o recocido. Se conocen 2 clases de conductores eléctricos: 



Conductores electrolíticos: Los conductores eléctricos son sustancias o compuestos que cuando entran en disolución con sustancias acu osas son capaces de conducir electricidad. Esto se da porque estas sustancias al entrar en solución se ionizan en el proceso que se conoce como hidratación en donde los iones se rodean por completo del polo de carga opuesto que posee la molécula de agua (polar), haciendo así posible la transmisión de electricidad. Su expresión matemática es Conductores metálicos: Constituido por redes y alambres por donde circulan electrones transportando carga eléctrica.

Voltaje: Es diferencia entre los potenciales de dos puntos entre los cuales se va a mover nuestra carga debido a la presión que ejerce una fuente de suministro de energía eléctrica o fuerza electromotriz (FEM) sobre las cargas eléctricas o electrones en un circuito eléctrico cerrado, para que se establezca el flujo de una corriente eléctrica.  A mayor diferencia de potencial o presión que ejerza una fuente de FEM sobre las cargas eléctricas o electrones contenidos en un conductor, mayor será el voltaje o tensión existente en el circuito al que corresponda ese conductor. Así pues, se define la diferencia de potencial entre dos puntos como el trabajo que realiza la unidad de carga (el culombio) al caer desde el potencial más alto al más bajo.

El voltaje que hace fluir una corriente de 1 Amperio a través de una resistencia de 1Ω (ohmio) , los potenciales y diferencias de potencial, en el Sistema Internacional, se expresan en voltios. Divisores más usuales del voltio son: Unidad 1 Voltio (V) 1 milivoltio(mV) 1 microvoltio(mV)

Voltios 1 1010-

Milivoltios 10 1 10-

Microvoltios 10 10 1

La expresión matemática es: 

Q = Cantidad de carga transportada (Coulomb) I = Intensidad de corriente (Amperios) t = tiempo (segundos)

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V = Voltaje (Vol.) R = Resistencia del conductor (Ω)

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W = Trabajo eléctrico 1 KW-H = 3,6 x 10 J

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Ejemplo: Si por una celda electrolítica de una solución de CuSO 4 se hace pasar una corriente de 2 amperios durante una hora ¿Qué cantidad de cobre s e habrá depositado en el cátodo? Datos: I = 2 amperios t = 1 hora = 3600 seg.

De la formula:              

WCu =?

Por la ley de Faraday: 96500 --------------- 1 eq-g 96500 --------------- 35.5 g Para: 7200 ---------------- 2.42 g

1 eq-g de Cu = P at/Vat = 65/2 = 35.5 g

Por lo tanto: W Cu = 2.42 gramos

Materiales y Reactivos:        

Vaso de precipitación de 500 ml. Agente de corriente continúa. Transformador. Agitador. Electrodos de cobre. Solución de CuSO4.5H2O de 180-240 g/L. Solución de H2SO4 de 40-60 g/L. Condiciones: - Temperatura: 16-18 °C. - Intensidad: 2-3 Amperios. - Voltaje: 3-6 Voltios

Procedimiento Experimental:

1) Armar el equipo como se muestra en la figura:

2) Secar y pesar el cátodo en la balanza analítica antes de efectuar el experimento, anotar el peso. 3) Preparar las soluciones de CuSO 4.5H2O y H 2SO4, luego mezclar en el vaso de precipitados y agitar bien para que se disuelvan las sales de cobre. 4) Conectar el equipo con el ánodo y el cátodo sumergido en la solución y enchufar a la toma de corriente continua. 5) Midiendo el tiempo esperar hasta que el cátodo que recubierto enteramente de cobre, luego retirar el cátodo y secar. 6) Volver a pesar el cátodo recubierto de cobre en la balanza analítica, anotar el peso. Datos y resultados:

Peso del cátodo sin recubrir Peso del cátodo recubierto Tiempo Intensidad Voltaje

10.34 gramos 19.52 gramos 12min, 24seg. 1.48 Amperios 6 Vol.

Cálculos:

Cobre recubierto en el cátodo: W final - Winicial 19.52 gramos – 10.34 gramos 9.18 gramos de cobre. Conclusiones:

Este experimento es de vital importancia debido a que este principio de electrólisis es muy utili zado dentro del campo de la metalurgia, específicamente de la electrometalurgia, en el cual este experimento sienta bases importantes para su correcto procedimiento y ejecución como método de extracción de metales comerciales por medio de este método. Así que con este experimento hemos aprendido como la electrolisis es una base fundamental dentro del desarrollo de nuestra carrera profesional y ahora sabemos cómo debemos usarlo correctamente.

Cuestionario:

1. Calcular el potencial de la celda en la reacción siguiente: Zn + Cu+2 [10-3M]  Zn+2 [1M] + Cu 0 Reacción en el ánodo: oxidación Zn – 2e-  Zn+2

E0 = 0.76 Vol.

Reacción en el cátodo: reducción Cu+2 + 2e-  Cu0

E0 = 0.34 Vol.

Reacción Neta: Zn + Cu+2  Zn+2 + Cu0 ∆E0 = 1.10 Vol. 

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2. Dada la ecuación de la celda Zn/ZnSO4[10-3M]//CuSO4[0.1M]/Cu calcular: a) El voltaje normal de la celda. b) El voltaje de la celda. c) Diseñar la celda electrolítica Reacción en el ánodo:

Reacción en el Cátodo:

ZnSO4  Zn+2 + SO4-2 Zno -2e-  Zn+2 ∆E0= 0.763v

CuSO4  Cuo + SO4-2 Cu+2 + 2e-  Cu0 ∆E0= 0.337v     

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a) Voltaje normal de la celda ( ∆E0) = 1.1 voltios. b) Voltaje total de la celda ( ∆E) = 0.964 voltios. c) La celda electrolítica es la misma que la celda del problema N°1

 

3. Determinar la reacción neta y la diferencia de potencial normal en la electrolisis de cloruro de sodio acuoso.

NaCl  Na+1 (a temperaturas mayores a 800°C) Cátodo: Na+1 + 1e-  Na0

E0 = -2.71 Vol.

 Ánodo: Cl- - 1e-  0.5 Cl2

E0 = -1.36 Vol.

Reacción Neta: Na+1 + Cl-  Na + 0.5 Cl2

0

∆E = -4.07 Vol.

4. Calcular la cantidad de cobre depositado en el cátodo si por la solución electrolítica pasaron 2 amperios durante 15 minutos. Datos:

De la formula:              

I = 2 amperios t = 15 min = 900 seg. WCu =?

Por la ley de Faraday: 96500 c. ------------ 1 eq-g 96500 c. ------------ 35.5 g Para: 1800 c. ------------ 0.606 g

1 eq-g de Cu = P at/Vat = 65/2 = 35.5 g

Por lo tanto: W Cu = 0.606 gramos

Bibliografía:

UNASAM Facultad de Ciencias

Manual de Laboratorio de Fisico-quimica (Primera Edición)

PONZ MUZZO

Fisicoquímica (primera edición) Lima, Perú

Huaraz-Perú, 2009 Edición: Barba Regalado Alejandro – Narváez Pomiano Ernesto Editorial Universo S.A, 1969

http://quimicaweb.net http://www.100ciaquimica.net/ http://www.sciencemag.org/ http://www.fisicanet.com.ar/Quimica