Electroquimica, Electrolisis y Leyes de Faraday

LABORATORIO N º 9ELECTROQUIMICA: ELECTROLISIS Y LEYES DE FARADAY

SEMESTRE I/2011

ELECTROQUIMICA

ELECTROLISIS Y LEYES DE FARADAY

1. OBJETIVOS. Realizar el manejo de los instrumentos de laboratorio involucrados en la práctica. Realizar el tratamiento de los datos con énfasis en PROMEDIOS ARITMETICOS, ERRORES Y

DESVIACIONES. Aplicar la energía eléctrica para la realización de una reacción química y mostrar la

descomposición del agua en los elementos que los componen. 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 práctica.

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


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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 REDUCCIONMo → Mn+ + ne- OXIDACION

Las semi – reacciones 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 galvánicas y suelen denominarse celdas electroquímicas debido a que la corriente eléctrica la produce una reacción química.

2.2.1 LA ELECTROLISIS DEL AGUAEl agua está 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 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


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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. 1.

Fig. 1 Voltámetro de Hoffman

2.3. ELECTRODEPOSICION 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 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


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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 electro neutralidad, 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. Véase figura 2.

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 él 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:

Figura 2.


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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.

QQ0

=m1m0

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

CURIOSIDADESLa primera vez que se utilizo electricidad para separar un compuesto en sus partes componentes fue en 1800, cuando un científico inglés 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.

3. PROCEDIMIENTO.En esta práctica se siguieron dos procedimientos, el primero fue el de electrolisis del agua. Para ello se trabajo con el voltámetro de Hoffman (figura 1), el cual contenía agua acidulada, luego se procedió a encender la fuente y se espero unos 12 minutos para que se formen los gases de O 2 e H2 en los respectivos tubos se vio que la parte que se desprendió el oxigeno tubo una menor altura que la del hidrogeno.Para la segunda parte, el cual era la deposición electrolítica de un metal se dispuso el armado de la figura 2, luego se empezaron a lijar los electrodos, los cuales fueron una paleta de cobre, u el otro fue primeramente una llave y luego una moneda, se midieron las masas de ambos electrodos. Con los electrodos ya limpios se fijaron los cables caimanes a los electrodos cuidando que estos cables no toquen la solución electrolítica. Luego se espero a que los electrodos estuvieran sumergidos unos 4


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minutos, se secaron ambos electrodos y luego se los volvió a pesar, notando que estos habían aumentado su masa.

4. MATERIALES Y REACTIVOS.

Los materiales que usamos para el presente Laboratorio son los siguientes:

MATERIAL CARACTERISTICAS CANTIDAD

Fuente de corriente continua 1

Cables conectores 6

Multitester 1

Termómetro 1

Pipeta graduada 10 ml 1

Electrodos Cu, Zn, Fe 3

Matraz aforado 250 ml 2

Vaso de precipitado 250 ml 2

Piseta 1

Cepillo 1

Balanza Digital 1

Vidrio reloj 1

Cronómetro Digital 1

Y los reactivos que utilizamos son:

REACTIVO CARACTERISTICA

Agua destilada

Acido sulfúrico Al 5%

Sulfato de cobre p. a.

5. DATOS RECOLECTADOS.


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Electrolisis del agua

INTENSIDAD DE CORRIENTE (A): 0.24TIEMPO DE ELECTROLISIS (s): 12.06TEMPERATURA AMBIENTE (°C): 14VOLUMEN DE HIDROGENO (cm3): 32.2ALTURA DE HIDROGENO (cm) 25.8VOLUMEN DE OXIGENO (cm3): 16.2ALTURA DE OXIGENO (cm) 17.5

Tabla 1.Como se puede ver están los datos recolectados del oxigeno y el hidrógeno

recolectado por medio de la electrolisis del agua

Electro deposición del cobre

LLAVE MONEDAINTENSIDAD DE CORRIENTE (A): 0.13 0.13TIEMPO DE ELECTROLISIS (s): 4 4PESO ANODO INICIAL (g): 16.824 16.824PESO CATODO INICIAL (g): 9.348 3.803PESO ANODO FINAL(g): 16.814 16.802PESO CATODO FINAL(g): 9.362 3.816CONCENTRACION DEL ELECTROLITO 0.5 0.5

Tabla 2.En esta tabla esta la recolección de datos de la electrodeposición del cobre, como se puede ver la práctica se hizo dos veces, con dos cátodos diferentes.

6. CALCULOS Y RESULTADOS OBTENIDOS.Primeramente trabajaremos con la tabla 1(electrolisis del agua)1. Calcularemos la carga transferida mediante la relación:

Q=I∗tDonde “Q” es la carga en Culombios, “I” es la intensidad de corriente medida en Amperios (A) y “t” es el tiempo medido en segundos.La carga entonces será:

Q=0.24 [A ]∗12.06 [min ]× 60 [s ]1[min]

=173.7 [coul ]

Q=173.7 [coul ]

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

QQ0

=m1m0


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m1=m0∗QQ0

=0.5[g /eq−g ]∗173.7 [coul ]96500 [coul /eq−g ]

=0.0009 gramos

La masa de hidrógeno teórico será:m=0.9miligramos de H 2

3. Calcular la masa experimental de hidrogeno producida empleando la ecuación general de los gases en las condiciones de volumen, temperatura y presión del sistema de la experiencia.Para los cálculos de la masa experimental del H 2, se trabajaran con los datos de la tabla 1. Como se puede apreciar en la figura 3, se igualaran los puntos de presiones de A y B

PA=PB

Patm+hHg=PH2+Pv¿

Como necesitamos la presión del H 2 despejamos de la ecuación:

PH 2=Patm+hHg−Pv

¿

Reemplazando está en la ecuación de estado tenemos:P∗V=n∗R∗T

P∗V= mM

∗R∗T

Despejando la masa y reemplazando la presión de H 2 tenemos:

A B

hHg

PAtmosferica

PH2


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m=PH2∗V∗MR∗T

Reemplazando tenemos:

m=(Patm+hHg−Pv¿ )∗V∗M

R∗TReemplazando datos tenemos:

m=(495mmHg+ 34.113.6

mmHg−10.9mmHg)∗0.0322 l∗2g /mol62.4

mmHg−lK−mol

∗287K=0.0017gramos

La masa Experimental de H 2 es:m=0.0017 gramos

4. Ahora sacamos el error de la masa :

Experimental

Teórico % de Error

0.0017 0.00090.0017−0.0009

0.0017×100%=47.1%

Tabla 3.

5. Obtener experimentalmente la constante de Faraday (Q0) y cuál es su porcentaje de error

QQ0

=m1m0

m0m1

∗Q=Q0

Reemplazando los datos tenemos:

Q0=0.5 [ g/eq−g ]0.0017 [g ]

∗173.7 [coul ]=51088.24 [coul /eq−g ]

Q0=51088.24 [coul /eq−g ]

Y el error será:

Teórico Experimental

% de Error

96500 51088.2496500−51088.24

96500×100%=47.1%

Tabla 4.

6. Siguiendo los mismos pasos ahora encontraremos la masa teórica y práctica del O2:


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Q=173.7 [coul ]

La masa teórica es:

m1=8[g /eq−g ]∗173.7 [coul ]96500 [coul /eq−g ]

=0.0144 gramos

m=0.0144 gramos

La masa experimental es:

m=(495mmHg+ 25.813.6

mmHg−10.9mmHg)∗0.0162 l∗32g /mol62.4

mmHg−lK−mol

∗287K=0.0141 gramos

La masa Experimental de O2 es:m=0.0141 gramos

El error de la masa es:

Teórico Experimental % de Error

0.0144 0.01410.0144−0.0141

0.0144×100%=2.1%

Tabla 5.

Calculando experimentalmente la ley de Faraday:

Q0=8 [ g/eq−g ]0.0141 [g ]

∗173.7 [coul ]=98553.2 [coul /eq−g ]

Q0=98553.2 [coul /eq−g ]

Y el error será:


% de Error

96500 98553.298553.2−96500

98553.2×100%=2.1%

Tabla 6.

Ahora trabajaremos con la Electrodeposición del cobre:Primeramente para la llave usada como cátodo:Para ello se trabajará con la tabla 2:

Q=I∗t=0.13 A∗4min=31.2CLa masa teórica liberada por el ánodo será


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m1=31.77[g /eq−g ]∗31.2 [coul ]96500 [coul /eq−g ]

=0.0103gramos

m=0.0103 gramosAhora calculamos la masa experimental liberada por el ánodo de acuerdo a la tabla 2:

16.824 g−16.814 g=0.01gAhora sacamos el porcentaje de error de dichas masas:


% de Error

0.0103 0.01000.0103−0.0100

0.0103×100%=2.65%

Tabla 7.

De la misma forma para la moneda usada como cátodo:Q=I∗t=0.13 A∗4min=31.2C

La masa teórica liberada por el ánodo será

m1=31.77[g /eq−g ]∗31.2 [coul ]96500 [coul /eq−g ]

=0.0103gramos

m=0.0103 gramosAhora calculamos la masa experimental liberada por el ánodo depositado en él cátodo, de acuerdo a la tabla 2:

3.803 g−3.816 g=0.013 gAhora sacamos el porcentaje de error de dichas masas:


% de Error

0.0103 0.01300.0130−0.0103

0.0130×100%=20.8%

Tabla 8.

7. CONCLUSIONES.Para la primera parte, la cual es la electrolisis del agua podemos ver que la masa calculada tanto teórica como experimental del hidrógeno tienen un alto error, que llega casi a un 50%, como se puede ver en la tabla 3. También por medio del hidrógeno al obtener la constante de Faraday este también tuvo un considerable error. Mientras que por la parte del oxigeno, tanto en la masa teórica como experimental se tuvo un error que puede pasar por valido, se observa en la tabla 5, que se tiene un error de un 2%. Esto también se puede apreciar en la parte del cálculo experimental de la ley de Faraday tiene un error de un 2.1% (tabla 6).


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Estos errores se pueden deber a la falta de cuidado en la práctica, como por ejemplo factores externos a ellos (Variación de la temperatura, variación de volúmenes y otros factores físicos). Pero se puede dar como válidas las leyes de Faraday.Para la parte de la electrodeposición del cobre, con la llave utilizada como cátodo el error que se tiene tanto en la masa que el ánodo deposita en esta, es casi equivalente experimentalmente como teórico. El porcentaje de error cometido en esta parte es de casi un 3%. Mientras que cuando se utilizo la moneda como cátodo se tuvo un error mucho más alto.Los errores se pueden deber a varios factores tanto físicos como químicos, como por ejemplo en la limpieza del cátodo, el cual no se debió limpiar por los orificios que estos tenían, ya que no eran en su totalidad lisos, también a la variación de temperatura, además a que no se expuso uniformemente los diferentes cátodos a la solución (conectado con la corriente) por tener cuidado que las conexiones no se expongan a la solución.

8. BIBLIOGRAFIAGuía de laboratorio, práctica 9, Electroquímica, electrolisis y leyes de Faraday.Compendios de Química General; Leonardo Coronel, Gabriel Mejía, Esperanza Díaz; Electroquímica.

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