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Ley de Faraday en química...

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Aplicación de la Ley de Faraday Competencia: Aplicar la ley de Faraday mediante la electrodeposición de cobre para medir el rendimiento de una reacción.

Marco teórico: La electrodeposición, o galvanoplastia, es un proceso electroquímico de chapado donde los cationes metálicos contenidos en una solución acuosa se depositan en una capa sobre un objeto conductor. El proceso utiliza una corriente eléctrica para reducir sobre la superficie del cátodo los cationes contenidos en una solución acuosa. Al ser reducidos los cationes precipitan sobre la superficie creando un recubrimiento. El espesor dependerá de varios factores. La electrodeposición se utiliza principalmente para conferir una capa con una propiedad deseada (por ejemplo, resistencia a la abrasión y al desgaste, protección frente a la corrosión, la necesidad de lubricación, cualidades estéticas, etc.) a una superficie que de otro modo carece de esa propiedad. Otra aplicación de la electrodeposición es recrecer el espesor de las piezas desgastadas p.e. mediante el cromo duro. Su funcionamiento es el antagónico al de una celda galvánica, que utiliza una reacción redox para obtener una corriente eléctrica. La pieza que se desea recubrir se sitúa en el cátodo del circuito, mientras que el ánodo es del metal con el que se desea recubrir la pieza. El metal del ánodo se va consumiendo, reponiendo el depositado.1 En otros procesos de electrodeposición donde se emplea un ánodo no consumible, como los de plomo o grafito, los iones del metal que se deposita debe ser periódicamente repuestos en el baño a medida que se extraen de la solución. La electroquímica es el área que trata de la interconversion de energía eléctrica y energía química. Las reacciones involucradas en esta interconversion son de tipo Redox, en donde la energía liberada por una reacción espontánea se convierte en electricidad o de manera contraria la energía eléctrica se aprovecha para inducir una reacción química. La electrolisis es el proceso de descomposición de una sustancia por medio de la electricidad. La palabra electrolisis significa “destrucción por la electricidad”. En la electrolisis se utiliza la energía eléctrica para inducir una reacción química que no es espontanea. Este proceso se lleva a cabo en un dispositivo que se conoce como “Celda Electrolica” Una celda electrolica está formada por conductores metálicos y conductores electrolíticos (que pueden ser una solución o una sustancia fundida). El punto de contacto entre los conductores metálicos y la solución electrolica se llama electrodo. Existen dos tipos de electrodos: ánodo y cátodo. En uno de ellos se lleva a cabo la reducción del metal y en el otro se produce la oxidación. Faraday manifestó en sus dos leyes sobre la electrolisis, la relación que existe entre la cantidad de electricidad que pasa a través de un electrolito y la cantidad de sustancia liberada en los electrodos. La galvanoplastia cambia las propiedades químicas, físicas o mecánicas de la superficie de la pieza, pero no las del interior. Un ejemplo de un cambio químico es cuando niquelado mejora la resistencia a la corrosión. Un ejemplo de un cambio físico es un cambio en la apariencia externa. Un

ejemplo de un cambio mecánico es un cambio en la resistencia a la tracción o la dureza de la superficie que es un atributo necesario en la industria de herramientas

Procedimiento 1. Agregue con precaución 65mL de la solución de CuSO4 0.2M acidificada a un vaso de 250mL. 2. Limpie dos alambres de cobre con HNO3 3. Mida la masa de cada uno de los alambres en los caimanes del circuito e identifique los colores de los electrodos. 4. Conecte el circuito al regulador 5. Coloque los alambres en los caimanes del circuito e identifique los colores de los electrodos. 6. Sumerja los alambres dentro del vaso con solución. 7. Comience la electrolisis conectando el regulador de voltaje a la corriente. 8. Una vez terminado el tiempo de reacción, desconecte la fuente y saque con mucho cuidado los electrodos. 9. Seque los electrodos con acetona para elimina la humedad y pesarlos 10. Disponga del residuo.

Hipótesis Una de las dos laminillas de cobre, producirá reducción al ganar electrones y la otra laminilla, producirá oxidación al perder electrones.

Datos y Observaciones Peso Electrodo 1:

Antes de la electrolisis 1.99g

Después de la electrolisis 2g

Peso Electrodo 2:

1.5g

1.49g

Masa de los electrodos Antes de la electrolisis Masa de los electrodos Después de la electrolisis Tiempo de la electrolisis Intensidad de Corriente

Electrodo 1 1.99g

Electrodo 2 1.5g

2g

1.49g

20 minutos 9V

Cálculos y Resultados 1. Determine el peso equivalente del cobre. a.

E=

M .M ¿e

E=

63.54 2

E = 31.77g/mol

2. Determine la masa teórica del cobre utilizando la ley de Faraday. a.

m t=

elt f

m t=

(31.77 )( 0.8 )( 1200) 96,500

m = 0.3160g

3. Calcule el porcentaje de rendimiento con base en la masa teórica y la masa obtenida. a. Mo= 1.5-1.49=.01 i.

0.01 Mreal ( Mteorica )100 %R=( 0.3160 )100

%R=

%R=3.1645

Conclusiones 1. ¿Cuál es el cátodo y que se produce en él? ¿De qué color es su cable? a. El cátodo es electrodo negativo porque atrae los cationes hacia él. Produjo reducción. El cable es de color verde obscuro. 2. ¿Cuál es el ánodo y que se produce en él? ¿De qué color es su cable? a. El ánodo es el electrodo positivo porque atrae los aniones hacia él. Produjo oxidación. El cable es de color blanco. 3. Escriba las reacciones que se llevan a cabo en cada electrodo. a. El electrodo 1 gano 0.01g de la masa medida al principio del experimento. b. El electrodo 2 perdió 0.01g de la masa medida al principio del experimento. c. El electrodo 2 pasó electrones al electrodo 1, esto hizo que el electrodo 2 se oxidara. 4. ¿Cómo podrías identificar en que lamina ocurre la oxidación y en cual la reducción? a. Por el color del cable. El cátodo se conecta al polo negativo y el ánodo al polo positivo.

Bibliografía Anonimo. (10 de Marzo de 2014). Wikipedia. http://es.wikipedia.org/wiki/Ley_de_Faraday_de_la_electr%C3%B3lisis

Obtenido

de

Colemanres, J. (3 de Febrero de 2008). BlogSpot. Obtenido de http://leyes802faraday.blogspot.mx/ Gonzales, C. J. (25 de 08 de 2013). Reacciones Quimicas. Recuperado el 17 de 09 de 2014, de http://ficus.pntic.mec.es/~olov0001/PRACTICA_DE_REACCIONES_QUIMICAS.pdf Industriales, S. E. (s.f.). Electrodesposicion. Obtenido http://www.stemm.com/espanol/pdf/ley_de_faraday_electrodesposicion.pdf

de

Practica 8: Aplicaciones de la Ley de Faraday. (2013). En M. L. M.C. Sugeheidy Yaneth Carranza Bernal, Practicas de Quimica General para el desarrollo de competencias. (págs. 55-58). Cengage Learning....