Electrolisis Y Leyes De Faraday 6z5038

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SEMESTRE 2/2011

PRACTICA Nº 9 ELECTROQUIMICA ELECTROLISIS Y LEYES DE FARADAY 10.1.- OBJETIVO DE LA PRÁCTICA.La práctica tiene los siguientes objetivos:      

Realizar el manejo de los instrumentos de laboratorio involucrados en la práctica. Realizar el tratamiento de datos con énfasis en PROMEDIOS ARITMÉTICOS, ERRORES Y DESVIACIONE5. 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. Contribuir al desarrollo y difusión de la ciencia

10.2.- FUNDAMENTO TEORICO La electroquímica se ocupa del estudio de las transformaciones químicas originadas por el paso de la electricicidad 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 practica. 10.2.1 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).

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

+ ne-  Mo  Mn+ + ne-

REDUCCION 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. 10.2.2.1 LA 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

2OH- (ac) + 2H+ (ac)

2H2 + 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

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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).Véase Fig. 9.1. 10.2.3. ELECTRODEPOSICION La electro deposición es el recubrimiento electrolítico que se realiza a un objeto con fines decorativos o de protección anticorrosion, 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. 10.2.3.1 LA 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:

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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 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: 10.2.4 PRIMERA LEY 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. Q Q0



m1 m0

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. 10.2.5 SEGUNDA LEY 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. 10.3.-PROCEDIMIENTO 10.3.1 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.

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

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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.

10.3.2 DEPOSICION ELECTROLITICA DE UN METAL      

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.

10.4 MATERIALES 1. Fuente de corriente continúa. 2. Cables con conectores. 3. Multitester. 4. Termómetro. 5. Pipeta graduada de 10 cm3. 6. Electrodo de Cu, Zn, Fe 7. Matraz aforado de 250 cm3. 8. Vaso de precipitado de 250 cm3. 9. Piceta. 10. Cepillo 11. Balanza. 12. Vidrio de reloj. 13. Cronometro 10.5 REACTIVOS 1. Agua Destilada 2. Ácido Sulfúrico 3. Sulfato de cobre 10.6.- BIBLIOORAFÍA. 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) A. Alvarez, F Yujra & J. Valenzuela Practicas de Laboratorio de Química General, La Paz 1987

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LONGO FREDERICK, Química general, Editorial Mc Graw Hill 1976 apuntes.rincondelvago.com/electrolisis_2.html - 21k www.fisicanet.com.ar/quimica/q1_electrolisis.php - 22k

Fig. 9.1 Voltametro de Hofman

Fig. 9.2 Electro deposición del cobre

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10.7.- CUESTIONAR1O. – Este cuestionario deberá ser entregado con las respuestas completas como requisito indispensable para ingresar a la práctica. 10.7.1.- Defina los siguientes conceptos: 1ra Ley de Faraday. 2da Ley de Faraday Electrolito. Intensidad de corriente ANODO. CATODO. Celda Galvanica Oxidación Reducción Electro deposición. 10.7.2.- Que cantidad de electricidad ha pasado por un sistema si l intensidad de corriente se mantiene en 230 mA durante 15 minutos? 10.7.3.- Que peso de Plata se depositará en el proceso de electrólisis si circula una corriente de 120 mA durante 15 minutos? 10.7.4.- Que peso de cobre se desprenderá en el ánodo si circula una corriente de 270 mA durante 15 minutos? 10.7.5.- ¿Que masa de hidrógeno se desprenderá en el proceso de electrólisis del agua si circula una corriente de 270 mA durante 15 minutos? 10.7.6.- ¿Que masa de oxígeno se desprenderá en el proceso de electrólisis del agua si circula una corriente de 270 mA durante 15 minutos?

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PRACTICA Nº 10 ELECTROQUIMICA ELECTROLISIS Y LEYES DE FARADAY NOMBRE………………………………………………………… GRUPO……………………. CARRERA…………………. NOTA……………………… 10.8.- INFORME DE LA PRÁCTICA.Registre los datos de la práctica en el siguiente cuadro. A) ELECTROLISIS DEL AGUA.Registre los datos de la práctica en el siguiente cuadro:         1.

INTENSIDAD DE CORRIENTE (mA): TIEMPO DE ELECTROLISIS (s): TEMPERATURA AMBIENTE (°C): VOLUMEN DE 3 HIDROGENO (cm ): PRESION MANOMETRICA DEL HIDROGENO: VOLUMEN DE OXIGENO (cm3): PRESION MANOMETR1CA DEL OXIGENO



:

Calcular la carga total transferida en cada experiencia mediante la relación: Q = I*t Donde: Q es la carga en Culombios, I la intensidad en Amperios y t el tiempo en segundos.

2.

Calcular la masa de hidrógeno que se ha producido aplicando la primera ley de Faraday. Q m1  Q0 m0

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3.

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.

4.

Obtener experimentalmente la constante de faraday (Q o) y cual es su porcentaje de error

5.

Determinar el error entre el valor teórico y el práctico o experimental.

6.

Repetir todos los cálculos para el oxígeno.

B) Electro deposición del Cobre.      

INTENSIDAD DE CORRIENTE (mA): TIEMPO DE ELECTROLISIS (s): PESO ANODO INICIAL (g): PESO CATODO INICIAL (g): PESO ANODO FINAL(g): PESO CATODO FINAL(g): CONCENTRACION DEL ELECTROLITO



1.

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.

2.

Indicar el porcentaje de error, del valor experimental (¿como se determina este valor?) respecto del teórico (¿como se determina este valor?).

3.

Indicar y explicar las probables fuentes de error de este experimento.