Practica 10 Quimica y ciencias de la tierra PDF

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Universidad Nacional AutónomadeMéxicoFacultad de IngenieríaDivisión de Ciencias BásicasLaboratorio de Química de Ciencias de la Tierra (6125)Profesor(a): Q.F. Fabiola Vega GarcíaSemestre 2022- 1Práctica No. 10Nombre de la prácticaELECTROQUIMICA. ELECTROLISIS DE DISOLUCIONES ACUOSAS YCONSTANTE DE AVO...

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Universidad Nacional Autónoma de México Facultad de Ingeniería División de Ciencias Básicas Laboratorio de Química de Ciencias de la Tierra (6125) Profesor(a): Q.F.B. Fabiola Vega García Semestre 2022-1

Práctica No. 10 Nombre de la práctica ELECTROQUIMICA. ELECTROLISIS DE DISOLUCIONES ACUOSAS Y CONSTANTE DE AVOGADRO

Grupo: 8

Brigada: 3

Integrantes: Galindo Rodríguez Raúl Alejandro Banda Ramírez Luis Antonio Martinez Medrano Emilio Jacobo Mondragón Luna Andrea Cd. Universitaria a 7 de septiembre de 2021

OBJETIVOS EL ALUMNADO: 1. Conocerá el aparato de Hofmann para la electrólisis del agua. 2. Cuantificará la carga eléctrica implicada en la electrólisis del agua, así como el volumen de las sustancias producidas en los electrodos. 3. Determinará, con los datos obtenidos en un simulador, el valor de las constantes de Avogadro y Faraday.

INTRODUCCIÓN La electrólisis es un proceso en el que se aplica energía eléctrica a un sistema para que se lleve a cabo una reacción química no-espontánea. Para que la electrólisis se realice de manera adecuada es importante que el sistema que la experimenta presente conducción electrolítica. La cual es un tipo de conducción eléctrica especial en la que participan iones como portadores de carga que se mueven de manera libre a través del sistema. La conducción electrolítica se observa en las sales fundidas y en disoluciones acuosas de electrolitos (ácidos, bases y sales disueltos en agua). En esta práctica abordaremos la electrólisis del agua, que es un procedimiento de descomposición en el que el agua, un compuesto, produce elementos químicos. Sin embargo, este proceso es considerado termodinámicamente desfavorable ya que en condiciones normales de Temperatura y Presión (25 [°C] y 101 325 [Pa]) el agua no se descompone de forma espontánea, lo cual quiere decir que no forma oxígeno e hidrógeno y se mantiene como un compuesto estable. Esto se puede verificar al observar el valor del cambio de energía libre de Gibbs en el estado estándar (ΔG°) asociado a la descomposición del agua: 2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g) ∆𝐺° = +474.4 [𝑘𝐽] Un valor positivo y grande para ΔG°, como el que se indica (∆G°= +474.4 [kJ]), nos dice que estamos frente a una reacción química no-espontánea que requiere de la aplicación de energía para que se pueda llevar a cabo. La cantidad de energía que se necesita es justamente la que nos señala el valor de ΔG° y puede ser suministrada como energía eléctrica. Sin embargo, la simple aplicación de energía eléctrica sobre el agua no es suficiente ya que para que la energía eléctrica suministrada sea efectiva se requiere que circule corriente eléctrica a través del compuesto. Pero el agua es un mal conductor de la electricidad, pues la cantidad de iones que contiene es muy baja cuando se encuentra químicamente pura (contiene concentraciones de 1 x 10-7 [M] de iones H+ y 1 x 10-7 [M] de iones OH- ). Por tal motivo, es necesario añadir electrolitos al agua para favorecer la conducción eléctrica. Además, es importante que los iones disueltos no produzcan reacciones redox que alteren la obtención de los productos: hidrógeno y oxígeno. Uno de los electrolitos que cumple con estas características es el NaOH, por lo que en el experimento de electrolisis que se describe en la práctica se trabajará con esta sustancia. Por otra parte, para recolectar adecuadamente los gases producidos se usa el aparato de Hofmann, que es un dispositivo en el que dos electrodos hechos de un material poco reactivo, como el platino, son sumergidos en agua para transferir la energía eléctrica a una disolución acuosa electrolítica. De tal modo que en la superficie de estos electrodos ocurren reacciones redox que transforman el agua a oxígeno y a hidrógeno, los cuales son recolectados en buretas que forman parte del diseño del equipo. La electrólisis tiene una amplia gama de aplicaciones, entre las que se encuentra la electrodeposición de metales. Este procedimiento consiste en aplicar energía eléctrica a un par de electrodos para que en su superficie se presenten reacciones redox no espontáneas. Sin embargo, la reacción más importante es la que se presenta en el cátodo, ya que en su superficie ocurre la reducción de iones metálicos para formar un metal que se va “depositando” de manera progresiva a la superficie del cátodo. De acuerdo con la primera ley de Faraday, la cantidad de productos obtenidos durante cualquier proceso de electrólisis depende la cantidad de carga (Q) que pasa a través del sistema, la cual se evalúa a su vez al multiplicar la intensidad de corriente aplicada por el tiempo que se aplica: Q = i ⸱ t.

HERRAMIENTAS DIGITALES • •

Práctica Electrólisis: https://youtu.be/xkh8EUF_HwY Chemistry simulations: electrolysis: https://media.pearsoncmg.com/bc/bc_0media_chem/chem_sim/html5/Electro/Electro.p hp

DESARROLLO ACTIVIDAD 1 El profesorado verificará que el alumnado posea los conocimientos teóricos necesarios para realizar la práctica y dará las recomendaciones necesarias para el manejo del simulador

ACTIVIDAD 1: El profesorado verificará que el alumnado posea los conocimientos teóricos necesarios para la realización de la práctica y dará las recomendaciones necesarias para el manejo de los simuladores.

ACTIVIDAD 2: Electrólisis y aparato de Hofmann 1. Observa el video Práctica Electrólisis y responde lo que se pide. a) ¿En qué consiste la electrólisis? ¿Qué condiciones deben cumplirse para llevar a cabo este proceso? ¿En qué consiste la electrólisis? Es la ruptura de moléculas por medio de la electricidad ¿Qué condiciones deben cumplirse para llevar a cabo este proceso? iones con libre movimiento y electrodos con una diferencia de potencial eléctrico ¿Por qué no es posible realizar la electrólisis de NaCl en estado sólido? porque forman una red cristalina por lo cual no se mueven libremente. por esta razón no se pueden desplazar hacia los electrodos ¿Qué se debe hacer para descomponer a este material? se funde a 900°C

¿Qué equipo se usa para llevar a cabo una electrólisis? Describe todos los componentes de este equipo y los pasos a seguir para hacer una electrólisis. Un recipiente, electrodos, un electrolito y electricidad. ¿En qué electrodo se produce el oxígeno durante la electrólisis del agua? en el ánodo ¿En qué electrodo se forma el hidrógeno? cátodo ¿Qué cantidad de estos gases se obtendrá si al terminar la electrólisis del agua se registra una corriente promedio de 0?71 [A] luego de 180 [s]? 3.311384159 E-4 a) Identifique y indique en la figura 2 los componentes de uno de los aparatos de Hofmann con los que cuenta el laboratorio de Química: i) Ánodo

iv) Gas de oxígeno

ii) Cátodo

v) Electrodos de platino

iii) Gas de hidrógeno

vi) Contenedor de la disolución de hidróxido de sodio.

2. Realice lo que pide a continuación, a partir de lo aprendido, observado y recabado en la actividad anterior.

3. Escribe las semirreacciones de oxidación y reducción de las electrólisis de las sustancias. siguientes. a) Agua: H+, OHb) Cloruro de sodio Na, Cl2 4. Indica en qué electrodo del aparato de Hoffman ocurre cada semirreacción. en el ánodo se concentran las moléculas OH- y Na y en el cátodo H+ y Cl

ACTIVIDAD 3: . Electrólisis de disoluciones acuosas y constante de Faraday

Masa final de los electrodos. Ánodo Cátodo 𝑚𝑎 [𝑔] 𝑚𝑐 [𝑔]

Masa depositada de Zn 𝑚𝑚𝑒𝑡𝑎𝑙[𝑔]

Moles de Zn 𝑛[𝑚𝑜𝑙]

Moles de electrones 𝑛𝑒 [𝑚𝑜𝑙]

0.30

4.5892𝑥10−3

9.1785𝑥10−3

10.61

0.61

9.3314𝑥10−3

0.0186

9.09

10.91

0.91

0.0139

0.0278

20

8.78

11.22

1.22

0.0186

0.0373

5

25

8.48

11.52

1.52

0.0232

0.0465

6

30

8.17

11.83

1.83

0.0279

0.0559

Corrida

Tiempo [min]

1

5

9.70

10.30

2

10

9.39

3

15

4

Cálculo de masa depositada de Zn 10 − 9.70 = 0.30 10 − 9.39 = 0.61 10 − 9.09 = 0.91 10 − 8.78 = 1.22 10 − 8.48 = 1.52 10 − 8.17 = 1.83 Cálculo: moles de Zn 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑍𝑛 ) = 4.5892𝑥10−3 0.30𝑔 ( 65.37𝑔 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑍𝑛 ) = 9.3314𝑥10−3 0.61𝑔 ( 65.37𝑔 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑍𝑛 ) = 0.0139 0.91𝑔 ( 65.37𝑔 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑍𝑛 ) = 0.0186 1.22𝑔 ( 65.37𝑔 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑍𝑛 ) = 0.0232 1.52𝑔 ( 65.37𝑔 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑍𝑛 1.83𝑔 ( ) = 0.0279 65.37𝑔

Cálculo de moles de electrones 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑍𝑛

2 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑒 ) = 9.1785𝑥10−3 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑍𝑛 65.37𝑔 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑍𝑛 2 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑒 )( 0.61𝑔 ( ) = 0.0186 65.37𝑔 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑍𝑛 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑍𝑛 2 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑒 )( 0.91𝑔 ( ) = 0.0278 65.37𝑔 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑍𝑛 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑍𝑛 2 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑒 )( 1.22𝑔 ( ) = 0.0373 65.37𝑔 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑍𝑛 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑍𝑛 2 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑒 )( 1.52𝑔 ( ) = 0.0465 65.37𝑔 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑍𝑛 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑍𝑛 2 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑒 )( ) = 0.0559 1.83𝑔 ( 65.37𝑔 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑍𝑛

0.30𝑔 (

)(

Obtenga lo que se pide a partir de los datos de la tabla: a) Las semirreacciones que se llevan a cabo en el ánodo y en el cátodo. 𝐸° = +0.76 𝑉 𝐸° = 0.34 𝑉

𝑍𝑛 → 𝑍𝑛 + 2𝑒 𝐶𝑢 + 2𝑒 → 𝐶𝑢

Ánodo (Oxidación): Cátodo (Reducción):

𝑍𝑛 + 𝐶𝑢 → 𝑍𝑛 + 𝐶𝑢 𝐸° = 1.10 𝑉 Potencial estándar de reducción: 𝑍𝑛 → 𝑍𝑛 + 2𝑒 𝐸° = −0.76 𝑉 𝐶𝑢 + 2𝑒 → 𝐶𝑢 𝐸° = 0.34 𝑉 b) La gráfica de Q =f(ne).

6000

Q

y = 96373x + 13.535 R² = 1

5400 4500

5000 3600

Q

4000 2700

3000 1800 2000 900 1000 0 0

0.01

0.02

0.03

0.04

MOLES DE ELECTRONES

0.05

0.06

Moles de electrones 𝑛𝑒 [𝑚𝑜𝑙] 9.1785𝑥10−3 0.0186

0.0278

0.0373

0.0465

0.0559

Q=IT 60𝑠 ) = 900 1𝑚𝑖𝑛 60𝑠 ) 3 (10𝑚𝑖𝑛 1𝑚𝑖𝑛 = 1800 60𝑠 ) 3 (15𝑚𝑖𝑛 1𝑚𝑖𝑛 = 2700 60𝑠 ) 3 (20𝑚𝑖𝑛 1𝑚𝑖𝑛 = 3600 60𝑠 ) 3 (25𝑚𝑖𝑛 1𝑚𝑖𝑛 = 4500 60𝑠 ) 3 (30𝑚𝑖𝑛 1𝑚𝑖𝑛 = 5400 3 (5𝑚𝑖𝑛

c) El modelo matemático correspondiente, donde Q =f(ne). d) La constante de Faraday (F [C mol-1]), a partir de la gráfica anterior, compárela con el valor reportado en la literatura y calcule el error experimental porcentual.

CUESTIONARIO PREVIO 1) Diga en qué consisten: a) Un proceso electrolítico. Consiste en hacer pasar una corriente eléctrica a través de un electrolito, entre dos electrodos conductores denominados ánodo y cátodo. b) Un proceso electroquímico. Es el proceso en el que una corriente eléctrica fuerza una reacción química, también se le conoce como electrolisis. 2) Di dos aplicaciones cotidianas de cada uno de los procesos anteriores. • Electrolítico. 1. Producción de aluminio, sodio, potasio y magnesio. 2. Producción de combustible. • Electroquímico. 1. Síntesis de productos farmacéuticos. 2. Nanotecnologías. 3) ¿Qué y para que sirve el aparato de Hoffman? El aparato de Hoffman es utilizado para realizar la electrolisis del agua 4) ¿Qué se entiende por una reacción de oxido- reducción? Se denomina reacción de oxido- reducción, o redox, a toda reacción química en la que uno o mas electrones se transfieren entre los reactivos, provocando un cambio en sus estados de oxidación 5) Escriba las semi-reacciones de oxidación y reducción que se llevan a cabo en la electrolisis del agua (H2O) y de las sales fundidas siguientes: a) H2O 2H++2e-→H2. (Reducción) 2H2O →O2+4H++4E- (Oxidación) b) NaCl, cloruro de sodio. 2Cl-→Cl2+2e- (Oxidación) Na++1e-→Na (Reducción) c) AuCl3, cloruro áurico. Au3++3e-→Au (Reducción) 3Cl-→Cl3+3e- (Oxidación) d) AgNO3, nitrato de plata. 2H2O→4H++O2+4e- (Oxidación) Ag++e-→Ag (Reducción) 6) Enuncie las leyes de Faraday.

•

Primera ley: La masa de una carga eléctrica depositada en un electrodo durante la electrolisis es directamente proporcional a la cantidad de electricidad transferida a ese electrodo. La cantidad de electricidad se refiere a la cantidad de carga eléctrica, que en general se mide en coulomb.

•

Segunda ley: Para una determinada cantidad de electricidad (carga eléctrica), la masa depositada de una especie química en un electrodo es directamente proporcional al peso equivalente del elemento. El peso equivalente de una sustancia es su masa molar dividido por un entero que depende de la reacción que tiene lugar en el material, este numero representa la cantidad de moles de electrones puestos en juego en la reacción de oxidacion-reduccion.

7) ¿Cómo se definen las constantes de Faraday (F) y de Avogadro (NA)? • •

La constante de Faraday se define como la cantidad de carga eléctrica en un mol de electrones. La constante de Avogadro es el numero de unidades de una sustancia que tiene un mol. Un mol = 6.022x1023

8) Determine la intensidad de corriente involucrada en un proceso electrolítico donde circulan 34 electrones en 5 s. I=q/t.

I=34e(9.11x10-31)/5s.

I=3.0974x10-29/5.

I=6.1948x10-30 A

9) Se hacen fluir 750 (mA) durante 9 minutos en el experimento de la electrolisis del agua. ¿Qué volumen de O2 medido a 78 (kPa) y 295.15 (K) se producirá? Se produce 5.12091x10-6 10) Se electro deposita hierro sobre una de las caras de una placa de 5x8 (cm) a partir de una disolución de sulfato de hierro (II) (FeSO4). Calcule el tiempo que deben circular 500 (mA) para que el espesor del depósito sea 30 (m). La densidad del hierro es 7.87 (g/cm3) Debe pasar un total de 6526 s o 1.81 h para que puedan circular

CONCLUSION La electroquímica es importante en la vida diaria probablemente no lo observamos directamente, pero esta presenta en diferentes industrias que son totalmente diferentes, su uso va desde descontaminación de líquidos procedentes de plantas industriales hasta la síntesis de productos farmacéuticos....