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Laboratorio de QMC – 101 “Electroquímica”

INDICE

PORTADA..........................................................................................................................1INDICE ..........................................................................................................................2RESUMEN..........................................................................................................................31. OBJETIVOS DE LA PRACTICA................................................................................42. FUNDAMENTO TEORICO.........................................................................................4

2.1. UNIDADES ELECTRICAS..................................................................................42.2. ELECTROLISIS....................................................................................................5

3. ELECTROLISIS DEL AGUA .....................................................................................54. ELECTRODEPOSICION.............................................................................................65. ELECTRODEPOSICION DEL COBRE......................................................................66. PRIMERA LEY DE FARADAY..................................................................................77. SEGUNDA LEY DE FARADAY.................................................................................78. PROCEDIMIENTO.......................................................................................................7

8.1. ELECTROLISIS DEL AGUA...............................................................................78.2. DEPOSICION ELECTROLITICA DE UN METAL............................................8

9. MATERIALES..............................................................................................................810. REACTIVOS.................................................................................................................811. INFORME DE LA PRACTICA....................................................................................8

11.1.ELECTROLISIS DEL AGUA..............................................................................811.2.ELECTRODEPOSICION DEL COBRE..............................................................10

12. ANEXOS.......................................................................................................................1113. CONCLUSIONES.........................................................................................................1314. BIBLIOGRAFIA...........................................................................................................13

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RESUMEN

En el presente informe se hace estudio de la electrolisis del agua a partir del voltámetro de Hoffman la cual descompuso al agua electrolíticamente en hidrogeno gaseoso y oxigeno gaseoso.

También durante el experimento se pudo probar la electrolisis del cubre, la cual recubrió el cátodo que en este caso fue el de plomo teniendo así un mayor peso que al inicio.

También se hizo reaccionar zinc con sulfato de cobre para recuperar el cobre a través de la reacción efectuada.

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ELECTROQUIMICA

1. OBJETIVOS DE LA PRACTICA

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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 agua en sus elementos componentes.Aplicar las leyes de Faraday. Descubrir los usos y aplicaciones de la Electro deposición de metales.

2. FUNDAMENTO TEORICO

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.

Antes de continuar el estudió debemos referirnos a la forma como se definen las unidades eléctricas que se utilizan en la práctica.

2.1. UNIDADES ELECTRICAS

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).

2.2. ELECTROLISIS

La electrolisis es el proceso de descomposición de una sustancia por medio de la electricidad. La palabra electrólisis significa "destrucción por la electricidad".

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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:

Mn+ + ne- Mo REDUCCIONMo Mn+ + ne- 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.

3. ELECTROLISIS DEL AGUA

El agua esta compuesta por dos elementos químicos: hidrógeno y oxígeno. La separación de éstos mediante la utilización de la electricidad se llama electrólisis del agua.

En la electrólisis del H2O (agua) se forman hidrógeno (H2) y oxígeno (O2) en estado gaseoso, según la siguiente reacción:

2 H2O →2 O H−¿+2H +¿ →2 H2+O2 ¿¿

Esta reacción no se produce espontáneamente. Para que tenga lugar es necesario aportar energía eléctrica mediante una pila galvánica o un generador de corriente continuo. Es por este motivo que la reacción se lleva a cabo en una celda electrolítica, que es un sistema -Electroquímico generador de sustancias, por la acción de un flujo de electrones suministrado por la fuente de voltaje externa (consta de un electrolito en solución o estado fundido, dentro de la cual se colocan 2 electrodos que se conectan a las terminales de la fuente de corriente continua).

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4. ELECTRODEPOSICION

La electro deposición es el recubrimiento electrolítico que se realiza a un objeto con fines decorativos o de protección anticorrosión, 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 electro deposición, 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 electro deposición consta de una capa inferior de cobre, una intermedia de níquel y una capa superior de cromo

5. ELECTRODEPOSICION DEL 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, 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:

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 del aro, moneda, etc. Existe además una relación simple entre la

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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:

6. PRIMERALEY DE FARADAY

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.

Donde:

Qo = Es el valor de la constante de Faraday o sea 96500 culombios / eq-g.mo = Es el peso equiva1ente del hidrógeno.m1 = Es la masa teórica de hidrógeno producido durante la electrólisis.

7. SEGUNDALEY DE FARADAY

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 = 1 Eq-g X

CURIOSIDADES

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.

8. PROCEDIMIENTO

8.1. ELECTROLISIS DEL AGUA

Armar el circuito mostrado en la figura 9.1 El voltámetro de Hoffman debe contener agua acidulada con ácido sulfúrico al 5% para

facilitar el paso de la electricidad. Conectar el circuito y esperar a que la reacción transcurra (como máximo 20 minutos)

medir el tiempo, la intensidad de corriente eléctrica, temperatura ambiente y las alturas (H1, H2) de los gases formados (gas Oxigeno y gas Hidrogeno) en el voltametro de Hoffman.

8.2. DEPOSICION ELECTROLITICA DE UN METAL

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Disponer una celda electrolítica, como se indica en la Fig. 9.2, con una solución electrolítica de CuSO4 0.5 M.

Pesar los electrodos antes de la electrolisis, los electrodos deben ser uno de cobre y una moneda u otro material conductor, deben estar perfectamente fijos.

Conectar el circuito y esperar que la reacción transcurra ( debe medirse el tiempo y la intensidad de corriente que circula)

Observar la electro deposición del metal en el electrodo. El tiempo de duración de la electrólisis no debe ser mayor a 5 minutos. Desconectar el circuito, pesar los electrodos una vez secos.

9. MATERIALES

1 fuente de corriente eléctrica2 celda electrolítica3 vaso de precipitado de 600 ml4 termómetro5 conductores (cocodrilos)6 voltámetro de Hoffman7 agitador mecánico8 electrodos

10. REACTIVOS

11. INFORME DE LA PRACTICA

11.1. ELECTROLISIS DEL AGUA

1.- CALCULAR LA CARGA TOTAL TRANSFERIDA EN CADA EXPERIENCIA MEDIANTE LA RELACION

1 agua destilada2 acido sulfúrico3 sulfato de cobre4 crisocola5 plomo6 carbono grafito

INTENSIDAD DE CORRIENTE [mA] 150TIEMPO DE ELECTROLISIS [s] 600TEMPERATURA AMBIENTE [°C] 18VOLUMEN DE HIDROGENO [cc] 18PRESIÓN MANOMÉTRICA DEL HIDROGENO [cm H2O] 11VOLUMEN DE OXIGENO [cc] 6PRESIÓN MANOMÉTRICA DEL OXIGENO [cm H2O] 4

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Q=I∗t

Q=150∗10−3∗600Q=90 [C ]

2.- CALCULAR LA MASA DE HIDROGENO QUE SE HA PRODUCIDO APLICANDO LA PRIMERA LEY DE FARADAY

2 H2O+2 e−¿→ 2O H−¿+H 2¿ ¿

90

C∗1 F96500C

∗1eq−g

1F∗1 mol H 2

2eq−g∗2 g H2

1mol H 2=9.32∗10−4[ g]

3.- CALCULAR LA MASA ESPERIMENTAL DE HIDROGENO PRODUCIDA EMPLANDO LA ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES EN LAS CONDICIONES DE VOLUMEN, TEMPERATURA Y PRESIÓN DEL SISTEMA DE LA EXPERIENCIA

ρHg∗hHg=ρH 2 O∗hH 2 O

13.6∗hHg=1∗110

∴hHg=8.09 mmHg

P=h+Patm

P=8.09+495

P=503.09 mmHg

(P−PV¿ )VM=RTm

mH 2=

(P−PV¿ )VM

RT

mH 2=

(503.09−15.5)∗0.018∗262.4 (18+273 )

∴mH 2=9.67∗1 0−4 [ g ]

4.- CALCULAR LA MASA DE OXIGENO QUE SE HA PRODUCIDO APLICANDO LA PRIMERA LEY DE FARADAY

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2 H 2O →O2+4 H+¿+4e−¿¿ ¿

90

C∗1F96500C

∗1eq−g

1F∗1mol O2

4eq−g∗32 gO2

1mol H2=7.46∗10−3[g]

3.- CALCULAR LA MASA ESPERIMENTAL DE OXIGENO PRODUCIDA EMPLANDO LA ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES EN LAS CONDICIONES DE VOLUMEN, TEMPERATURA Y PRESIÓN DEL SISTEMA DE LA EXPERIENCIA

ρHg∗hHg=ρH 2 O∗hH 2 O

13.6∗hHg=1∗40

∴hHg=2.94 mmHg

P=h+Patm

P=2.94+495

P=497.94 mmHg

(P−PV¿ )VM=RTm

mH 2=

(P−PV¿ )VM

RT

mH 2=

(497.94−15.5)∗0.006∗3262.4 (18+273 )

11.2. ELECTRODEPOS ICION DEL

COBRE

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12. ANEXOS

INTENSIDAD DE CORRIENTE [mA] 200TIEMPO DE ELCTROLISIS [S] 420PESO ANODO INICIAL [g] 32,4PESO CATODO INICIAL [g] 32,2PESO ANODO FINAL [g]PESO CATODO FINAL [g]CONCENTRACIÓN DEL ELECTROLITO

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13. CONCLUSIONES

La masa transferida de Hidrógeno en la electrolisis es muy parecida al valor teórico, con un porcentaje de 94,76%.

En la electro deposición es muy probable que gran parte de los iones hayan quedado en la solución o en el recipiente que se realizo el experimento no era totalmente neutro según el punto de vista de la electro deposición.

14. BIBLIOGRAFIA

CAIRO, R. Técnica del plateado electrolítico. Editorial Cedel (1980)

MASTERTON, WILLIAM I. & SLOWINSKI, EMIL. J. Química General Superior. Editorial Interamericana (1978)

MONTECINOS, EDGAR & MONTECINOS, JOSE Química General. Prácticas de

Laboratorio. La Paz. (1989)

Alvarez, F Yujra & J. Valenzuela Practicas de Laboratorio de Química General, La Paz 1987

LONGO FREDERICK, Química general, Editorial Mc Graw Hill 1976

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