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Nombre: Chuquimia Felipez Manor Grupo: “K”

Fecha: 10/05/20

Electroquímica Electrolisis y leyes de Faraday Objetivo General ✔ Estudiar la acción de la corriente eléctrica en un sistema químico y verificar las leyes que rigen el análisis electroquímico.

Especifico ✔ Realizar el manejo de instrumentos de laboratorio involucrado en la práctica. ✔ Aplicar la energía eléctrica para la realización de una reacción química y mostrar la descomposición del agua en sus elementos componentes. ✔ Descubrir los usos y aplicaciones de la electrodeposición de metales. ✔ Realizar el tratamiento de datos con énfasis en promedios aritméticos, desviaciones y errores.

Fundamento teórico 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. 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). 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+ + 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. 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 H 2O(agua) se forman hidrógeno (H 2) 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 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). 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. 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-

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 del electrolisis lo realizo el químico físico británico Michael Faraday, cuyas leyes pueden resumirse del siguiente modo: 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.

m1 Q = m0 Q0 Donde: Qo = Es el valor de la constante de Faraday o sea 96500 culombios / eq-g. mo = Es el peso equivalente del hidrógeno. m1 = Es la masa teórica de hidrógeno producido durante la electrólisis. 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

Procedimiento Electrolisis del agua

Electrodeposición del cobre

Cálculos Electrolisis del agua

1) Calcular la carga total transferida en cada experiencia mediante la relación:

Q

=Ixt

Donde: Q es la carga en Culombios, I la intensidad en Amperios y t el segundos.

tiempo en

2) Calcular la masa de hidrógeno que se ha producido aplicando la primera ley de Faraday.

3) Calcule la masa experimental de hidrógeno producida empleando la ecuación general de los gases en los condiciones de volumen, temperatura y presión del sistema de la experiencia. 4) Determine experimentalmente la constante de Faraday (F) y cual es error. 5) Determine el error entre el valor teórico y el práctico o

el porcentaje de

experimental.

6) Repita todos los cálculos para el oxígeno.

Aaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaa

Calculo de la carga total transferida

Q=I ∙ t Q=0.04 ∙ 1260

Q=50.4 [ C ] a) Cálculos para el hidrogeno producido Calculo de la masa teórica

m T =Q ∙

1 [mol ] H 2 2 [ g ] H 2 1[ F] ∙ ∙ 2[ F ] 1 [ mol ] H 2 96500 [C ]

m T =50.4 [C ] ∙

1 [ mol ] H 2 2 [ g] H 2 1[ F ] ∙ ∙ 2 [F ] 1 [ mol ] H 2 96500 [C ]

−4 m T =5.22 ∙ 10 [ g ] H 2

Calculo de la masa experimental de hidrogeno mediante la ecuación general de los gases ideales:

m exp= h=

PGS ∙ V ∙ M R ∙T

h∗760 [ mm Hg ] 7.7∗760 [ mm Hg] = 1033.23[ cm H 2 O ] 1033.23 h=5.66 [mm Hg ] PGH =495+h=495+5.66 PGH =500.66 [ mm Hg] PGS=PGH −Pv=500.66 −12 PGS=488.66 [ mm Hg] −3

m exp=

488.66 ∙ 12 ∙ 10 ∙2 62.4 ∙ 287

m exp=6.5 ∙ 10−4 [ g ] H 2 Cálculo de la diferencia porcentual de la masa experimental respecto la masa teórica:

dif %=

dif %=

|mexp−mt| mt

∙ 100 %

|6.5 ∙ 10−4 −5.22 ∙ 10−4| 5.22 ∙10

−4

∙ 100 %

dif %=24.52 % Cálculo de la constante de Faraday experimental:

Fexp =1 [ F ] ∙ Fexp =1 [ F ] ∙

1 mol H 2 Q ∙ n 2[ F ]

1 mol H 2 50.4 [ C ] ∙ 2[ F ] 6.5 ∙10−4[ g ] H 2 2

[ ]

g H mol 2

Fexp =77538.46 [C ] Cálculo de la diferencia porcentual de la constante de Faraday experimental respecto la teórica:

dif %= dif %=

|F exp−F t| Ft

∙100 %

|77538.46 −96500| 96500

∙ 100 %

dif %=19.65 % b) Cálculos para el oxígeno producido Calculo de la masa teórica

m T =Q ∙

1 [ mol ] O 2 32 [ g ] O 2 1[ F ] ∙ ∙ 4 [ F] 1 [ mol ] O 2 96500 [C ]

m T =50.4 [C ] ∙

1 [mol ] O 2 32 [g ] O 2 1 [F ] ∙ ∙ 96500 [C ] 4[ F ] 1[ mol ] O 2

−3 m T =4.18 ∙10 [ g ] O 2

Calculo de la masa experimental de oxigeno mediante la ecuación general de los gases ideales:

m exp= h=

PGS ∙ V ∙ M R ∙T

h∗760 [ mm Hg ] 3.7∗760 [ mm Hg ] = 1033.23[ cm H 2 O ] 1033.23 h=2.72 [ mm Hg ] PGH =495+ h=495 + 2.72 PGH =497.72 [ mm Hg] PGS=PGH −Pv=497.72−12 PGS=485.72 [mm Hg ] m exp=

485.72 ∙6 ∙ 10−3 ∙32 62.4 ∙ 287

m exp=5.21 ∙10−3 [ g] 02 Cálculo de la diferencia porcentual de la masa experimental respecto la masa teórica:

dif %=

dif %=

|mexp−mt| mt

∙ 100 %

|5.21 ∙10−3− 4.18 ∙ 10−3| 4.18 ∙10

−3

∙100 %

dif %=24.64 % Cálculo de la constante de Faraday experimental:

Fexp =1 [ F ] ∙ Fexp =1 [ F ] ∙

1 mol O 2 Q ∙ n 4 [F]

1 mol O 2 50.4 [ C ] ∙ 4 [F] 4.18 ∙ 10−3 [ g ] O 2 32

[ ]

g O mol 2

Fexp =96459.33 [C ] Cálculo de la diferencia porcentual de la constante de Faraday experimental respecto la teórica:

dif %=

dif %=

|F exp−F t| Ft

∙100 %

|96459.33 −96500| 96500 dif %=0.04 %

∙100 %

Electrodeposición del cobre con sulfato cúprico

1) Empleando la primera ley de Faraday, calcule la cantidad de cobre depositada en el cátodo, repita para la masa liberada en el ánodo, ¿Coinciden estos valores? Explique.

2) Indique el porcentaje de error, del valor experimental (¿cómo se determina este valor?) respecto del teórico (¿cómo se determina este valor?). 3) Indique y explique las probables fuentes de error de este experimento

1. Cálculo de la cantidad de cobre depositada en el cátodo

m d= m f −mi m d=8.95−8.93

m d=0.02 [ g ] Cálculo de la cantidad de cobre liberada en el ánodo

m l =m i −m f m l=18.96−18.87

m l=0.09 [g ]

Cálculo de la carga total transferida en el experimento

Q=I ∙ t Q=0.262 ∙135

Q=35.37 [ C ] Calculo de la masa teórica

m T =Q ∙

1[F] 1 [ at − g ] Cu 63.54 [ g ] Cu ∙ ∙ 2[ F ] 1 [ at − g ]Cu 96500 [ C ]

m T =35.37 [C ] ∙

1[ F ] 1 [ at − g ] Cu 63.54 [ g ]Cu ∙ ∙ 96500[ C] 2[ F ] 1 [ at − g ]Cu m T =0.0116 [ g ] Cu

Cálculo de la carga transferida

0.0116 [ g] Cu∙

2[ F ] 96500[ C ] 1 [at − g ] Cu ∙ ∙ =35.23 [ C ] 63.54 [g ] Cu 1[ at − g ] Cu 1[ F ]

Calculo de la diferencia porcentual de la carga transferida respecto a la carga calculada

dif %= dif %=

|35.37 −35.23| ∙ 100 % 35.23

|35.37 −35.23| 35.23

∙ 100 %

dif %=0.4 %

Electrodeposición del cobre con ácido clorhídrico

1) Empleando la primera ley de Faraday, calcule la cantidad de cobre depositada en el cátodo, repita para la masa liberada en el ánodo, ¿Coinciden estos valores? Explique.

2) Indique el porcentaje de error, del valor experimental (¿cómo se determina este valor?) respecto del teórico (¿cómo se determina este valor?). 3) Indique y explique las probables fuentes de error de este experimento

Cálculo de la cantidad de cobre depositada en el cátodo

m d= m f −mi

m d= 4.078− 4.042 m d=0.036 [g ] Cálculo de la cantidad de cobre liberada en el ánodo

m l =m i −m f

m l=18.862−18.811 m l=0.051 [ g ] Cálculo de la carga total transferida en el experimento

Q=I ∙ t

Q=0.4 ∙150 Q=60 [ C] Calculo de la masa teórica

m T =Q ∙

1[F] 1 [ at − g ] Cu 63.54 [ g ] Cu ∙ ∙ 2[ F ] 1 [ at − g ]Cu 96500 [ C ]

m T =60 [C ] ∙

1[ F ] 1 [at − g ] Cu 63.54 [g ] Cu ∙ ∙ 2[ F ] 1 [ at − g ] Cu 96500 [C ] m T =0.02 [g ] Cu

Cálculo de la carga transferida

0.02 [g ] Cu∙

2[ F ] 96500[ C ] 1[ at − g ]Cu ∙ ∙ =60.75[ C ] 63.54 [g ] Cu 1 [ at − g ] Cu 1 [F ]

Calculo de la diferencia porcentual de la carga transferida respecto a la carga calculada

dif %= dif %=

|Qexp −QC| QC

∙ 100 %

|60 −60.75| 60.75

∙ 100 %

dif %=1.23 %

Calculo de la carga total transferida

Q=I ∙ t

Q=0.08 ∙ 600 Q=48 [ C] c) Cálculos para el hidrogeno producido Calculo de la masa teórica

m T =Q ∙

1 [mol ] H 2 2 [ g ] H 2 1[ F] ∙ ∙ 96500 [C ] 2[ F ] 1 [ mol ] H 2

m T =48 [C ] ∙

1 [ mol ] H 2 2 [ g ] H 2 1 [F ] ∙ ∙ 2 [ F] 1 [mol ] H 2 96500 [C ] m T =4.97 ∙10−4 [ g ] H 2

Calculo de la masa experimental de hidrogeno mediante la ecuación general de los gases ideales:

m exp= h=

PGS ∙ V ∙ M R ∙T

47 h [ mm Hg]= [mm Hg] 13.6 13.6 h=3.46 [ mm Hg ] PGH =495+h=495+3.46 PGH =498.46 [ mm Hg]

PGS=PGH −Pv=504.412− 21.085 PGS=477.375 [ mm Hg ] m exp=

477.375 ∙12.2 ∙ 10−3 ∙ 2 62.4 ∙ 296.2

m exp=6.3 ∙ 10−4 [ g ] H 2 Cálculo de la diferencia porcentual de la masa experimental respecto la masa teórica:

dif %=

dif %=

|mexp−mt| mt

∙ 100 %

|6.3 ∙ 10−4 −4.97 ∙ 10− 4| −4

4.97 ∙ 10

∙ 100 %

dif %=26.70 % Cálculo de la constante de Faraday experimental:

Fexp =1 [ F ] ∙ Fexp =1 [ F ] ∙

1 mol H 2 Q ∙ n 2[ F ]

1 mol H 2 2[ F ]

∙

48 [ C ] 6.3 ∙10−4[ g ] H 2 2

[ ]

g H mol 2

Fexp =76190.47 [C ] Cálculo de la diferencia porcentual de la constante de Faraday experimental respecto la teórica:

dif %= dif %=

|F exp−F t| Ft

∙100 %

|76190.47 −96500| 96500

∙100 %

dif %=21 % d) Cálculos para el oxígeno producido Calculo de la masa teórica

m T =Q ∙

1 [ mol ] O 2 32 [ g ] O 2 1[ F ] ∙ ∙ 4 [ F] 1 [ mol ] O 2 96500 [C ]

m T =48 [C ] ∙

1 [ mol ] O 2 32 [ g ]O2 1 [F ] ∙ ∙ 4 [ F] 1 [mol ] O 2 96500 [C ] m T =3.98 ∙ 10−3 [ g] O 2

Calculo de la masa experimental de oxigeno mediante la ecuación general de los gases ideales:

m exp= h=

PGS ∙ V ∙ M R ∙T

h 26.7 [ mm Hg]= [ mm Hg] 13.6 13.6 h=1.96 [ mm Hg ] PGH =495+h=495+1.96 PGH =496.96 [ mm Hg]

PGS=PGH −Pv=501.912− 21.085 PGS=475.878 [ mm Hg ] m exp=

487.373 ∙ 6.1 ∙ 10−3 ∙32 62.4 ∙ 296.2

m exp=5.02 ∙10−3 [ g] 02 Cálculo de la diferencia porcentual de la masa experimental respecto la masa teórica:

dif %=

|mexp−mt| mt

∙ 100 %

dif %=

|5.02 ∙10−3−3.98 ∙ 10−3| 3.98 ∙ 10

∙ 100 %

−3

dif %=26.1 % Cálculo de la constante de Faraday experimental:

Fexp =1 [ F ] ∙ Fexp =1 [ F ] ∙

1 mol O 2 Q ∙ n 4 [F]

1 mol O 2 4 [F]

∙

48 [C ] 3.98 ∙10−3 [ g ] O 2 32

[ ]

g O mol 2

Fexp =96482.4 [ C] Cálculo de la diferencia porcentual de la constante de Faraday experimental respecto la teórica:

dif %= dif %=

|F exp−F t| Ft

∙100 %

|96482.4 − 96500| 96500

∙ 100 %

dif %=0.01%

Deposición electrolítica del cobre

Intensidad de corriente A

1,33

Tiempo de electrolisis s

120

Peso ánodo inicial g Peso cátodo inicial g

13,3 6,741

Peso ánodo final g

13,2

Peso cátodo final g

7

Concentración del elctrolito

0.5M

Cálculo de la cantidad de cobre depositada en el cátodo

m d= m f −mi

m d=7−6.741 m d=0.259 [g ] Cálculo de la cantidad de cobre liberada en el ánodo

m l =m i −m f
...