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FACULTAD DE INGENIERÍA ÁREA DE QUÍMICA LABORATORIO DE QUÍMICA GENERALPRÁCTICA Nº 9ELECTROQUÍMICAELECTROLISIS Y LEYES DE FARADAY9.- OBJETIVOS DE LA PRÁCTICALa práctica tiene los siguientes objetivos: Realizar el manejo de los instrumentos de laboratorio involucrados en la práctica. Realizar el tratam...

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GESTIÓN – 2021

PRÁCTICA Nº 9 ELECTROQUÍMICA ELECTROLISIS Y LEYES DE FARADAY 9.1.- OBJETIVOS 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. Determinar experimentalmente el número de Faraday y aplicar sus Leyes. Descubrir los usos y aplicaciones de la Electrodeposición de metales. Contribuir al desarrollo y difusión de la ciencia

9.2.- FUNDAMENTO TEÓRICO La electroquímica es aquella parte de la físico-química que estudia los procesos ocurridos durante la conversión mutua entre la energía eléctrica y la energía química. Si mediante energía eléctrica se desarrollan procesos químicos de oxidación y reducción “redox”, es decir que si se alimenta una determinada diferencia de potencial a una celda electroquímica, para generar reacciones de redox entonces el proceso desarrollado recibe el nombre de electrólisis. Si por el contrario, mediante reacciones redox se genera una diferencia de potencial, es decir que mediante energía química se produce energía eléctrica, el proceso recibe el nombre de pilas o elementos galvánicos. Los procesos electroquímicos comprenden tanto a los procesos electrolíticos, como a los elementos galvánicos. Antes de continuar el estudió debemos referirnos a la forma como se definen las unidades eléctricas que se utilizan en la practica. 9.2.1 UNIDADES ELÉCTRICAS 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 catión y es un átomo al cual le falta uno o más 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 se utiliza en química es el culombio (C).

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La corriente eléctrica mide la cantidad de carga que pasa por un conductor en la unidad de tiempo, si se escoge el culombio como unidad de carga y el segundo como unidad de tiempo, la corriente “I” es un culombio por segundo o amperio (A). Por lo tanto la intensidad de corriente se puede definir como la cantidad de electricidad que atraviesa por un sistema por la unidad de tiempo 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). 9.2.2 ELECTRÓLISIS La palabra electrólisis es una palabra que proviene del griego, que significa "destrucción por la electricidad". Justamente, antiguamente se pensaba que la electrólisis era el proceso de descomposición de una sustancia por medio de la electricidad, sin embargo hoy en día se sabe que, muchos solutos al disolverse en un solvente, también se disocian (se descomponen) en iones, sin requerir electricidad. La mayoría de los compuestos inorgánicos y algunos de los orgánicos se ionizan al fundirse o cuando se disuelven en agua u otros solventes; 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 solución electrolítica (iónica) y se alimenta una diferencia de potencial o voltaje mediante una fuente de corriente continua entre ellos, los iones positivos de la disolución se mueven hacia el electrodo negativo (cátodo) y los iones negativos hacia el electrodo positivo (ánodo). 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 llaman 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-

REDUCCIÓN OXIDACIÓN

Las semirreacciones se producen simultáneamente, siempre son parejas, y cuando su acción conjunta produce una corriente de electrones, la semirreacción de reducción atrae electrones y la otra semirreacción de oxidación los empuja. Este es el principio de las celdas voltaicas o galvánicas y suelen denominarse celdas electroquímicas debido a que la corriente eléctrica la produce una reacción química.

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9.2.2.1 LA ELECTRÓLISIS DEL AGUA El agua esta compuesta por dos elementos químicos: hidrógeno y oxígeno. La separación de éstos mediante la utilización de la electricidad recibe el nombre de electrólisis del agua. En la electrólisis del H2O (agua) se forman hidrógeno gaseoso (H2) y oxígeno gaseoso (O2) respectivamente, según las semirreacciones siguientes: 2OH-(ac) 2H+(ac) + 2e-

/2 O2 + H2O + 2e- (Oxidación) H2 (Reducción)

Estas semirreacciones no se producen espontáneamente. Para que tengan lugar, es necesario alimentar a la celda electrolítica (Voltámetro de Hoffman) una diferencia de potencial o voltaje, mediante una fuente de corriente continua.

Fig. 9.1 Voltámetro de Hoffman 9.2.3. ELECTRODEPOSICIÓN 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 que generalmente son del mismo metal de recubrimiento. Se aplica una diferencia de potencial o

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voltaje 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 algunas piezas 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. 9.2.3.1 LA ELECTRODEPOSICIÓN 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, una arandela de acero, o una llave, un aro, una moneda, etc. El electrolito es una disolución de sulfato cúprico (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 (II). Véase figura 9.2.

Fig. 9.2 Electro deposición del cobre La batería (generador de corriente continua) al arrancar electrones del cobre anódico, ocasiona oxidación de este metal: Cu (s) Cu2+(aq) + 2eLos electrones llegarán al cátodo impulsados por la batería. Una vez allí, reducirán a los iones cúpricos presentes en el electrolito: Cu (s) Cu2+(aq) + 2e-

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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 de la arandela, llave, 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 electrólisis lo realizó el químico físico británico Michael Faraday, cuyas leyes pueden resumirse del siguiente modo: 9.2.4 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. La expresión matemática de la Primera Ley de Faraday: m Q m = H Q donde : m es la masa, expresada en gramos H es la constante de proporcionalidad, llamada “Equivalente Electroquímico” El equivalente electroquímico “H” está dado por la masa que se deposita o libera en un electrodo por el paso de un culombio de electricidad. El equivalente electroquímico también se puede interpretar según: “Para liberar o depositar un equivalente-gramo ( Eq-gr ) de cualquier sustancia en cada electrodo, se requiere 96500 C, que es equivalente a un Faraday ( F ) ” 1 Faraday = 96500 Coul = 26,8Ah = 1 Eq-g X = 1 mol de eEs decir que por cada Faraday se deposita o libera un equivalente-gramo de una sustancia

Eq − gr F A Eq − gr = n

H =

donde : A es la masa molar del elemento o compuesto n es el número de electrones ganados o perdidos. Como m = HQ entonces la expresión matemática de la primera ley de Faraday será:

m=

A It nF

o

m=

A It 96500 n

siendo m la masa teórica. Puesto que generalmente el rendimiento o eficiencia de corriente (  ) no es del 100% y está dado por la relación entre la masa práctica y la teórica:

=

mp mt

entonces la masa práctica se podrá calcular según:

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mp =

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A I t nF

9.2.5 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. La expresión matemática de la segunda ley de Faraday, está dada por:

m1 m2

=

Eq − gr1 Eq − gr2

CURIOSIDADES La primera vez que se utilizó 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. 9.3.-PROCEDIMIENTO 9.3.1 ELECTROLISIS DEL AGUA.• • •

Armar el circuito mostrado en la figura 9.1 El voltámetro de Hofmann debe contener agua acidulada con ácido sulfúrico al 5% para facilitar el paso de la electricidad. Conectar el circuito, con una diferencia de potencial de 10 a 15 Voltios y esperar a que la reacción transcurra (como máximo 20 minutos) medir el tiempo, la intensidad de corriente eléctrica (cada 30 o 60 minutos), temperatura del electrolito, las alturas manométricas (h1, h2) y el volumen de los gases formados (gas Oxígeno y gas Hidrógeno) en el voltámetro de Hoffman.

9.3.2 DEPOSICIÓN ELECTROLÍTICA DE UN METAL • •

•

• • •

Disponer una celda electrolítica, como se indica en la Fig. 9.2, con una solución electrolítica de CuSO4 0.5 M. Medir la masa de los electrodos antes de la electrolisis, los electrodos deben ser uno de cobre para el ánodo y otro objeto conductor de electricidad para el cátodo, los cuales deben estar preferentemente fijos. Conectar al circuito (2-3 V) mediante una batería o una fuente de corriente continua 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 negativo o cátodo. El tiempo de duración de la electrólisis no debe ser mayor a 5 minutos. Desconectar el circuito, pesar los electrodos una vez secos.

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9.4 MATERIALES 1. Fuente de corriente continúa. 2. Cables conectores. 3. Multitester. 4. Termómetro. 5. Pipeta graduada de 10 cm3. 6. Electrodo de Cu 7. Matraz aforado de 250 cm3. 8. Vaso de precipitado de 250 cm3. 9. Piseta. 10. Cepillo 11. Balanza. 12. Vidrio de reloj. 13. Cronómetro 9.5 REACTIVOS 1. 2. 3. 4.

Agua Destilada Ácido Sulfúrico Sulfato de cobre Ácido Clorhídrico (15-20%)

9.6. CUESTIONARIO PREVIO 1. En la celda electroquímica la reacción redox se produce cuando: a) El oxidante y el reductor entran en contacto dentro de un mismo recipiente b) El oxidante y el reductor se hallan separados físicamente entre sí c) La reacción se produce por acción de una corriente eléctrica al ser esta espontanea d) La reacción genera una corriente eléctrica al ser no espontanea 2. La celda galvánica está compuesta por: a) b) c) d)

Ánodo, cátodo, puente salino y voltímetro Celda electrolítica, electrolito, electrodo, ánodo, cátodo, generador de corriente continua Semicelda, disolución electrolítica, ánodo, cátodo, puente salino, conductor y voltímetro Electrodos, semiceldas, generador de corriente continua y voltímetro

3. En la semicelda, el electrodo en el que se realiza la oxidación es: a) b) c) d)

Ánodo Cátodo Ánodo y el cátodo Ninguna de las anteriores

4. Si una sustancia cede electrones en una determinada reacción química: a) b) c) d)

Actúa como agente oxidante Se reduce Se oxida Ni se oxida ni se reduce

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5. ¿Cuál es la carga máxima, en culombios, que puede proporcionar una célula galvánica cuyo ánodo está compuesto por 6,54 gramos de zinc?: (Datos: Peso atómico Zn= 65,4; 1 Faraday = 96.500 culombios ). a) b) c) d)

9.650 culombios 19.300 culombios 38.600 culombios 96.500 culombios

6. Para depositar una lámina de aluminio sobre un objeto, se hace pasar una corriente continua de 5,00 amperios, durante 600 segundos, por una cuba electrolítica que contiene AICl3 fundido. La masa de Al(s) depositada será igual a: a) b) c) d)

3,84.10-4 g 0,280 g 3,57 g 2605,5 g

7. Sabiendo que los potenciales normales de reducción Eº de los siguientes sistemas son respectivamente (Sn+2 /Sn)= – 0,14 V y Pb +2 /Pb)= – 0,13 V, en la pila construida con esos dos electrodos: a) El polo positivo será el estaño. b) El polo negativo será el plomo. c) La reacción que tendrá lugar en la pila será: Sn+2 + Pb –> Sn + Pb+2 , ya que es el estaño es el reductor. d) El Pb+2 es el oxidante.

8. La cantidad de sustancia obtenida por descomposición electroquímica depende: a) Del tamaño de los electrodos. b) De la concentración de la disolución c) De la cantidad de electricidad que pasa por la pila. d) De los tres factores indicados en a), b) y c)

9. En la electrólisis de una disolución acuosa y neutra 1 M de cloruro sódico con electrodos inertes de platino: a) En el ánodo se desprende cloro. b) En el ánodo se desprende oxígeno. c) En el cátodo se depositan los iones Na+ d) En el ánodo se desprende hidrógeno.

10. ¿Cuántas horas serán necesarias para depositar el cobre de 2.8 l de CuSO4 0.2 N con una corriente de 1.4 amperios? a) 10.7 h b) 5.4 h c) 3.8 h d) 4.4 h 11. ¿Qué masa de cobre se depositará en el cátodo por el paso de 0.473 A de intensidad de corriente durante 5 minutos, a través de una solución de CuSO4 ? 12. Una corriente continua constante pasa por un culombímetro de yodo, durante 2 horas, por lo que se liberaron 0.002 equivalentes de yodo. ¿Qué corriente ha pasado por el culombímetro? 13. ¿Qué volumen de oxígeno se liberará desde una solución de NaOH, por una corriente de 2 A que fluyen durante una hora y media. La temperatura es de 27ºC y la presión total es de 1 atm? 14. ¿Qué volumen de gases, medido en C.N. se obtendrá en cada electrodo, cuando 1000 C de electricidad han pasado a través de una solución de NaOH?

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15. Una corriente continua de 0,5 A pasa a través de una celda durante 10 minutos, cuando se aplica una diferencia de potencial de 30 V. Hallar la cantidad de electricidad que fue transportada por la corriente. 16. Se aplica una FEM de 100 V a un alambre de 2m de longitud y 0,05 cm de diámetro. Si la intensidad de corriente que pasa es de 25 A. Calcular: a) La resistencia y la conductancia del alambre b) La resistividad y la conductividad del alambre. c) La densidad de corriente. 17. Se prepara clorato de potasio por electrólisis de una solución de cloruro de potasio en medio básico. Si empleamos sólo el 60% de la corriente en esta reacción. ¿Qué tiempo se necesitará para producir 100 g de clorato de potasio empleando una corriente de 2 A? 18. Se quiere platear una medalla de 3.35 cm2 de superficie, por electrólisis de una solución de nitrato de plata con una intensidad de corriente de 2.5 A durante una hora y media. Hallar a) la cantidad de plata depositada b) el número de electrones que circularon la cuba electrolítica. Trace un esquema del dispositivo usado. 19. Pasan 0.2 moles de electrones a través de tres celdas electrolíticas en serie. Una contiene plata, otra ion zinc y la tercera ion férrico. Supóngase que la única reacción en el cátodo en cada celda es la reducción del ion hasta el metal. ¿Cuántos gramos de cada metal se depositarán? 20. Una corriente de 5 amperes que fluye durante exactamente 30 minutos deposita 3.048 g de cinc en el cátodo. Calcule el peso equivalente de zinc a partir de estos datos.

21. Una celda de conductividad llena con una solución de KCl 0,01D, da una resistencia de 11.21  a 0ºC. La distancia entre electrodos es de 6 cm. Hallar la constante de la celda y el área útil de los electrodos. Si la conductividad de la solución es 0,06 1/cm. 22. La conductancia específica de una solución 0,1 M de KCl a 25ºC es de 0,01289 1/ ...