Electroquimica - Electrolisis Y Leyes De Faraday.docx 6s1p47

Universidad Mayor de San Andrés Facultad de Ingeniería

ELECTROQUIMICA ELECTROLISIS Y LEYES DE FARADAY 1.- OBJETIVO     

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. Contribuir al desarrollo y difusión de la ciencia

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 practica. 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 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. 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

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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).Véase Fig. 9.1. 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. 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. La batería (generador de corriente continua) al arrancar electrones del cobre anódico, ocasiona oxidación de este metal: Cu (s)

Cu2+(aq) + 2e-

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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 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: 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. 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 2.6 PILAS GALVANICAS Las pilas voltaicas (o galvánicas) son células electroquímicas en las que tiene lugar espontáneamente un proceso de oxidación-reducción que produce energía eléctrica. Para que se produzca un flujo de electrones es necesario separar físicamente las dos semirreacciones del proceso. Una de estas reacciones ocurre al introducir la lámina de Zn en una disolución que contiene iones cúpricos (por ejemplo sulfato cúprico, de color azul) Se observa que la disolución se decolora y, simultáneamente, cobre metálico se deposita sobre la lámina. Por otra parte,

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analizando el contenido de la disolución se detecta la presencia de iones Zn2+. Todo ello pone de manifiesto que ha tenido lugar espontáneamente la siguiente reacción redox: Esta reacción, en la que está basada la pila de Daniell, se produce por una mayor tendencia de los iones Zn2+ a estar en disolución que los iones Cu2+ . Cada ion Zn2+ que se disuelve deja libres dos electrones en la lámina que son captados por un ion Cu2+ de la disolución, reduciéndose a Cu metálico. Los iones sulfato quedan como “espectadores” del proceso. Para que se produzca una corriente continua es necesario que los electrones pasen por un circuito eléctrico externo, lo que ocurre cuando se separan las dos semirreacciones en diferentes compartimientos:

De esta forma, los electrones liberados en la reacción de oxidación del Zn pasan por un conductor para reducir al ion Cu2+ La separación de ambos procesos puede realizarse utilizando un tabique poroso, o utilizando dos recipientes unidos por un puente salino (ver Fig. siguiente).

Un puente salino es un tubo en forma de U que contiene una disolución concentrada de electrolito inerte respecto al proceso redox (por ejemplo, KCl). El puente salino cumple 3 funciones: permite el o eléctrico entre las disoluciones, impide que se mezclen y mantiene la neutralidad eléctrica en cada semi pila.

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3.-PROCEDIMIENTO 3.1 ELECTROLISIS DEL AGUA.  

Armar el circuito. 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 voltámetro de Hoffman.

3.2 DEPOSICION ELECTROLITICA DE UN METAL      

Disponer una celda electrolítica, 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.

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.

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13. Cronometro

6. CALCULOS

A) ELECTROLISIS DEL AGUA.-

Voltametro de Hofman

Minuto 0: 191.5 mA

Minuto 6: 153.3 mA

Minuto 1: 186.9 mA

Minuto 7: 153.6 mA

Minuto 2: 178.2 mA

Minuto 8: 153.1 mA

Minuto 3: 178.1 mA

Minuto 9: 153 mA

Minuto 4: 178.6 mA

Minuto 10: 153 mA

Minuto 5: 154.2 mA

Minuto 11: 152.8 mA

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Minuto 12: 18 mA

I= 166.8 mA

INTENSIDAD DE CORRIENTE : TIEMPO DE ELECTROLISIS : TEMPERATURA ELECTROLITO : VOLUMEN DE HIDROGENO : PRESION MANOMETRICA DEL HIDROGENO: VOLUMEN DE OXIGENO : PRESION MANOMETR1CA DEL OXIGENO

166.8 mA 720 s 12 ºC 22 cc 14.13 mmHg 11 cc 10.33 mmHg

PÁRA EL H2: 1.

Calcular la carga total transferida:

Q= I*T Q= 166.8*720 2.

Q=120.096 coulomb

Calculo de la masa teórica mediante la relación de Faraday:

2H2O + 2e-

3.

H2 + 2OH-

en el cátodo

Calculo de la masa obtenida en el laboratorio:

Presión total= 498.08 mmhg Volumen=0.022 (l) Temperatura= 285 °K Presión del vapor de agua a 12 °C=11.05 mmHg

PV 

m RT M

De donde despejamos:

m

MPV RT

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0. 001232 g H2 4.

5.

Obtener experimentalmente la constante de Faraday (Qo) y cuál es su porcentaje de error

Qo= 97480.51 C Determinar el error entre el valor teórico y el práctico o experimental.

Error de la masa obtenida de hidrogeno:

%E = 1.04% Error de la constante de Faraday:

%E = 1.01% PARA EL O2: 1. Calcular la carga total transferida: Q= I*T Q= 166.8*720

Q=120.096 coulomb

2. Calculo de la masa teórica mediante la relación de Faraday: 2 H2O

4 H+ + O2 + 4e-

3. Calculo de la masa obtenida en el laboratorio: Presión =494.28 mmhg Volumen=0.011 (l) Temperatura= 285 °K Presión del vapor de agua a 12 °C=11.05 mmHg

en el ánodo

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PV 

m RT M

De donde despejamos:

m

MPV RT

0.009783 O2 4. Obtener experimentalmente la constante de Faraday (Qo) y cuál es su porcentaje de error

Qo= 98207.91 C 5. Determinar el error entre el valor teórico y el práctico o experimental. Error de la masa obtenida de oxigeno:

%E = 1.67% Error de la constante de Faraday:

%E = 1.76% B) Electro deposición del Cobre.-

Electro deposición del cobre: INTENSIDAD DE CORRIENTE : TIEMPO DE ELECTROLISIS (s): PESO ANODO INICIAL (g): PESO CATODO INICIAL (g): PESO ANODO FINAL(g): PESO CATODO FINAL(g): CONCENTRACION

10 A 30 10.2 3.7 10.1 3..8 DEL ---------------

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ELECTROLITO 1.

Empleando la primera ley de Faraday, calcular la cantidad de cobre depositada en el cátodo

En el ánodo:

En el cátodo:

Cu 2( aq )  2e  Cu( s ) 2 H 2O  O2  4H  4e 2Cu  4e   2Cu 2 H 2O  O2  4 H  4e 

Q= I*T Q= 10.1*30

 2CuQ=150  2 H coulomb 2 O  2Cu  O2  4 H  4e

Masa de cobre teórico:

Masa de cobre obtenido en laboratorio: mreal= mfinal en el cátodo – minicial en el cátodo mreal=0.10gCu 2.

Indicar el porcentaje de error:

%E = 0.49% 3.

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



La deficiencia de la fuente que alimentaba el proceso, ocasionando que exista muy poca potencia para llevar los aniones de los compuestos en reacción evitando que se complete el proceso de electrodeposición.



La baja concentración de la solución de sulfato de cobre CuSO 4 que se utilizo en la electrodeposición del cobre, esto ocasiono la baja concentración de iones que circules en la solución llevando muy poca cantidad de e- al cátodo; la moneda para cubrirlo con la capa de cobre.

7. CONCLUSION 

Se pudo observar y comprobar de una manera efectiva el proceso de electrolisis del H2O puesto que el error obtenido es mínimo, mostrando que

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el procedimiento empleado tuvo mucha exactitud, y que el error obtenido es producto de los errores sistemáticos. 

Se obtuvo una masa de cobre ,en la electrodeposición, muy notoria a la vista en la moneda utilizada como cátodo, aunque la masa de cobre depositado fue de0.1 g fue notorio, esta pequeña cantidad de cobre generado se debió a que el tiempo de la electrodeposición fue muy corto, pero suficiente para comprobar las leyes de Faraday.



Todos los experimentos realizados en el laboratorio pudieron ser justificados con la ley de Faraday y de este modo calcular los errores respectivos.

8. BIBLIOORAFÍA. MONTECINOS, EDGAR & MONTECINOS, JOSE Química General. Prácticas de Laboratorio. La Paz. (1989) http://www.qsinano.com/white_papers/Water%20Electrolysis%20April%2007.pdf http://ocw.uc3m.es/ciencia-e-oin/ceramicas-y-vidrios/bloqueiv/pilas_de_combustible-1.pdf apuntes.rincondelvago.com/electrolisis_2.html - 21k www.fisicanet.com.ar/quimica/q1_electrolisis.php - 22k