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los temas referidos a este informe son en electrolisis, la electrolisis del agua, la electroposicion, la primera y la segunda ley de faraday conteniendo los materiales y reactivos y los procedimientos a seguir
Typology: Cheat Sheet
1 / 20
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La práctica tiene los siguientes objetivos:
Realizar el manejo de los instrumentos de laboratorio involucrados en
la práctica.
Aplicar la energía eléctrica para la realización de una reacción química
y mostrar la descomposición del aguan en sus elementos
componentes.
Aplicar las leyes de Faraday.
Estudiar las propiedades físicas de un mineral de cobre crisocola.
Efectuar el proceso de Lixiviación de la crisocola.
Obtener cobre metálico mediante el proceso de electrolisis con
electrones inertes plomo – grafito.
La electroquímica se ocupa del estudio de las transformaciones químicas
originadas por el paso de la electricidad y de la producción de la electricidad
mediante reacciones.
La carga (Q) es la unidad fundamental de la energía eléctrica y se postula por
definición que es indivisible. Existen dos tipos de carga, una negativa, la cual se
denomina electrón, y una carga positiva que se denomina protón; También existe
un elemento neutro el cual se llama neutrón. En la naturaleza se pueden encontrar
electrones libres como cargas negativas, pero no se pueden encontrar protones
libres como cargas positivas, la carga positiva en forma natural se denomina Ion y
es un átomo al cual le falta uno o varios electrones. En condiciones normales la
materia es eléctricamente neutra, esto cambia cuando las partículas empiezan a
ceder o ganar electrones, cargándose positivamente en el primer caso y
negativamente en el segundo. La unidad de carga eléctrica que más utiliza el
químico es el culombio (C).
La corriente eléctrica mide la cantidad de carga que pasa por un conductor en
unidad de tiempo, si se escoge el culombio como unidad de carga y el segundo
como unidad de tiempo, la corriente es un culombio por segundo o amperio(A).
La otra unidad eléctrica es el voltio (V), es la medida del trabajo necesario para
mover una cantidad de carga de un lugar a otro comúnmente se la define como la
fuerza con que fluye una corriente eléctrica, en una pila el voltaje suele llamarse
fuerza electromotriz(fem).
La electrolisis es el proceso de descomposición de una sustancia por medio de la
electricidad. La palabra electrólisis significa "destrucción por la electricidad".
La mayoría de los compuestos inorgánicos y algunos de los orgánicos se ionizan
al fundirse o cuando se disuelven en agua u otros líquidos; es decir, sus moléculas
se disocian en especies químicas cargadas positiva y negativamente que tienen la
propiedad de conducir la corriente eléctrica entonces un electrolito es un material
que fundido o disuelto en un disolvente polar es capaz de conducir corriente
eléctrica por la migración de sus iones.
Si se coloca un par de electrodos en una disolución de un electrolito (compuesto
ionizable) y se conecta una fuente de corriente continua entre ellos, los iones
positivos de la disolución se mueven hacia el electrodo negativo y los iones
negativos hacia el positivo. Al llegar a los electrodos, los iones pueden ganar o
perder electrones y transformarse en átomos neutros o moléculas; la naturaleza
de las reacciones del electrodo depende de la diferencia de potencial o voltaje
aplicado.
Entonces las reacciones en los electrodos que comprenden la ganancia o pérdida
de electrones por las especies químicas, son reacciones de oxidación – reducción
(REDOX).
El electrodo en el cual ocurre la reducción se denomina cátodo (los iones que
migran hacia el electrodo en una reacción de electrolisis se llama cationes), el
electrodo en el cual se oxidan los iones recibe el nombre de ánodo(los iones que
migran hacia el ánodo se llaman aniones),
Las dos reacciones involucradas son: n 0 M + ne M
− REDUCCION
− M + ne
0 n M OXIDACION
Las semirreacciones se producen simultáneamente, siempre son parejas, y
cuando su acción conjunta produce una corriente de electrones, la semi reacción
de reducción atrae electrones y la otra semi reacción de oxidación los empuja.
Este es el principio de las celdas voltaicas o galvanicas y suelen denominarse
celdas electroquímicas debido a que la corriente eléctrica la produce una reacción
química.
En el cátodo tendrá lugar la reducción de un ion al aceptar éste los electrones
remitidos desde el ánodo, en el ánodo se generan electrones debido a la oxidación
de un metal u otra sustancia.
El metal sobre el que se va a producir el depósito de cobre se coloca como
cátodo; en nuestro caso, un aro, una moneda, etc. El electrolito es una disolución
de sulfato de cobre (CuSO4) que aporta Cu+2. Por último, el ánodo es un
electrodo de cobre a cuyos átomos la batería arranca electrones, cargando
positivamente este electrodo y generando nuevos iones de cobre. Véase figura
9.2.
La batería (generador de corriente continua) al arrancar electrones del cobre
anódico, ocasiona oxidación de este metal:
2 () ( )
Los electrones llegarán al cátodo impulsados por la batería. Una vez allí, reducirán
a los iones cúpricos presentes en el electrolito:
()
2 Cu ( (^) aq ) + 2 e CuS
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 del aro, moneda, etc.
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).
El estudio de la electrolisis lo realizo el químico físico británico Michael Faraday,
cuyas leyes pueden resumirse del siguiente modo:
La cantidad de una sustancia depositada o disuelta que interviene en una reacción
electrolítica es directamente proporcional a la cantidad de carga (intensidad de
corriente y al tiempo) que fluye, es decir a la cantidad de electricidad que pasa a
través de la solución.
0
1
0 m
m
Q
Donde:
Q 0 = Es el valor de la constante de Faraday o sea 96500 culombios / eq-g.
m 0 = Es el peso equiva1ente del hidrógeno.
La masa de diferentes sustancias producidas por el paso de la misma cantidad de
electricidad es directamente proporcional a sus pesos equivalentes. “Durante la
electrolisis, 96500 Culombios de electricidad dan un peso equivalente de
cualquier sustancia”
1 faraday = 96500 Coul = Eq − g X
La primera vez que se utilizo electricidad para separar un compuesto en sus
partes componentes fue en 1800, cuando un científico ingles llamado William
Nicholson hizo pasar una corriente eléctrica desde una Pila de Volta a través de
unas gotas de agua. Quedó pasmado al ver que el agua desaparecía,
formándose en su lugar burbujas de oxígeno e hidrógeno.
MATERIALES
3 .
3 .
REACTIVOS
Intensidad de Corriente [mA] 0,01 A
Tiempo de electrolisis [seg] 5400 seg
Temperatura Ambiente ºC 20 ºC
Volumen de Hidrogeno [cm
3 ] 23 cm
3
Presión manométrica del hidrogeno 20.3 cm H 2 O
Volumen de Oxigeno[cm^3 ] 8.9 cm^3
Presión manométrica del Oxigeno 12.8 mm H 2 O
Registre los datos de la práctica en el siguiente cuadro
Calcular la carga total transferida en cada experiencia mediante
la relación:
Q = I * t
Dónde:
✓ Q es la carga en Culombios.
✓ I la intensidad en Amperios.
✓ t el tiempo en segundos.
Reemplazando datos:
Q = 0. 03 * 1320 Q = 39. 6 C
Calcular la masa de hidrógeno que se ha producido aplicando la
primera ley de Faraday.
0
1
0 m
m
Q
0 0
2
m Q
mH =
Eq g
g
Eq g
mH * 1
96500
2
mH g
4
Calcular la masa experimental de hidrógeno producida empleando
lo ecuación general de los gases en los condiciones de volumen,
temperatura y presión del sistema de la experiencia.
m
mH = 2
Reemplazando datos:
m
H H
2 2
Llevamos todos los datos a un mismo sistema:
o T = 291 K
o V = 0. 0118 l
o
mol
g M (^) H 1 2
o
k mol
mmHg R
o? 2
Sabemos que presión total del sistema es:
PH = 495 mmHg + h − Pv 2 H^ O HO mmHg mmHg
o h = 169 mm H 2 O h mmHg cm
g mmHO cm
g 1 3 * 169 2 13. 6 3 *
PH 495 mmHg 12. 43 mmHg 15. 48 mmHg 2
= + − hmmHg = 12. 43 mmHg
PH 467. 09 mmHg 2
=
Reemplazamos en la formula y hallamos la masa:
K k mol
mmHg l
mol
g mmHg l
mH
2
= mH ^ g
4
Obtener experimentalmente la constante de faraday (Qo) y cuál es
su porcentaje de error
m
mO = 2
Reemplazando datos: RT
m
H O
2 2
Llevamos todos los datos a un mismo sistema:
o T = 291 K
o V = 0. 005 l
o
mol
g M (^) O 32 2
o
k mol
mmHg R
o PO 2 =?
Sabemos que presión total del sistema es:
PO (^) 2 = 495 mmHg + h − Pv H (^) 2 O * hH (^) 2 O = mmHg * hmmHg
o h = 119 mm H 2 O h mmHg cm
g mmHO cm
g 1 3 * 119 2 13. 6 3 *
PO (^) 2 = 495 mmHg + 8. 75 mmHg − 15. 48 mmHg hmmHg = 8. 75 mmHg
PO (^) 2 = 488. 27 mmHg
Reemplazamos en la formula y hallamos la masa:
K k mol
mmHg l
mol
g mmHg l
mO
2
= mO (^) 2 =^4.^302 *^10 −^3 ^ g
Obtener experimentalmente la constante de faraday (Qo) y cuál es
su porcentaje de error
2
0 O
Eqg
m
m I t Q
Reemplazando datos tenemos:
2
0 O
Eqg
m
m I t Q
− =
g
Eq g A sg Q (^) (^0 )
−
= Q 0 (^) = 96485. 91 C
Para el porcentaje de error realizamos:
( )
0 0 )
Q
Q − Q Experimental * 100 96500
− 4
A) Electro deposición del Cobre.-
Empleando la primera ley de Faraday, calcular la cantidad de cobre
depositada en el cátodo, repetir para la masa liberada en el ánodo,
Coinciden estos valores? Explique.
Para el cobre:
a)
Q = I * t
Donde:
o Q =?
o I = 0. 11 A
o t = 121. 2 sg
Reemplazando datos:
Q = 0. 11 * 121. 2 Q = 13. 33 C
b) 0
1
0 m
m
Q
0 0
2
m Q
mO =
Eq g
g
Eq g
mO * 2
96500
2
mO ^ g
4
Para el sulfato:
a)
Q = I * t
o m (^) ( Catodo − inicial )= 8. 479 g
o m (^) ( Catodo − final )= 8. 438 g
m ( Experimental )( O )+ 2 = 8. 479 − 8. 438 ^ m ( Experimental )( O )+ 2 =^0.^041
Para determinar el error debemos restar: al valor teórico el valor experimental:
( )
0 )
T
T Experimental
m
m − m = 9.3*10-^3
Intensidad de corriente [A] 0.85 [A]
Tiempo de electrolisis [seg] 10 [min]
Peso Ánodo Inicial [g] 26.32 [g]
Peso Cátodo Inicial [g] 27.15[g]
Peso Ánodo Final [g] 26.32[g]
Peso Cátodo Final [g] 27.41 [g]
Concentración del Electrolito
[M]
Indicar y explicar las probables fuentes de error de este
experimento.
✓ Puede ocasionar error en el experimento, una variación de corriente.
✓ Un mal cálculo del tiempo empleado en la electrolisis de la sustancia
✓ Errores de instrumental
Defina los siguientes conceptos:
interviene en una reacción electrolita e s directamente proporcional a la
cantidad de carga, o electricidad, que pasa a través de la solución.”
diferentes sustancias producidas durante la electrolisis en una pila es igual
a la razón de sus pesos equivalente.”
o bien disueltos en agua u otros líquidos.
por un conductor, dividida por el tiempo, la intensidad de corriente se mide
con amperímetros y electrodimametros, y se expresa en amperios.
convencional del circuito a un medio conductor como un electrolito o un
gas. El electrodo de carga positiva se denomina ánodo.
convencional del circuito a un medio conductor como un electrolito o un
gas. El electrodo de carga negativa se denomina cátodo.
1. Que cantidad de electricidad ha pasado por un sistema si la intensidad
de corriente se mantiene en 230mA durante 15min?
t = 15min = 900seg Q = I x t
I = 2300mA Q = 2300mA x 900seg
Q = 2070 coulombs
2. Que peso de Plata se depositara en le proceso de electrolisis si circula
una corriente de 120mA durante 15 minutos?
Ag + 1eֿ → Ag°
Agº → Ag + 1eֿ
I = 230mA
t = 15min = 900seg 230mA x 60seg/1min x 15min = 207000mC
207000mC x 1F/96500C x 1molAg/1F x 108gAg/1molAg
= 2.317 gAg
3. Que peso de cobre se desprenderá en el ánodo si circula una corriente
de 270mA durante 15 minutos?
Cu + 2eֿ → Cu°
Cu° → Cu + 2eֿ
I = 270mA
t = 15min = 900seg 270mA x 60seg/1min x 15min = 243000mC
243000mC x 1F/96500C x 1molCu/1F x
63.5gCu/1molCu
= 1,601 gCu
4. Que peso de hidrogeno se desprenderá en el proceso de electrolisis
del agua si circula una corriente de 270mA durante 15minutos?
