OBJETIVO.

El alumno aplicara los conocimientos de Electroquímica, para obtener un electrodeposito, con los materiales proporcionados en el laboratorio de Química.

MARCO TEÓRICO.

La energía eléctrica es una de las formas de energía de mayor importancia práctica para la vida contemporánea. Un día sin energía eléctrica, ya sea por fallas de la compañía que suministra la luz o por falta de baterías, es inconcebible en nuestra sociedad tecnológica. El área de la química que estudia la conversión entre la energía eléctrica y la energía química es la electroquímica.

Los procesos electroquímicos son reacciones Redox en donde la energía liberada por una reacción espontanea se transforma en electricidad, o la electricidad se utiliza para inducir una reacción química no espontanea. A este último proceso se le conoce como electrolisis.

Reacciones Redox

La electroquímica es la rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química. Los procesos electroquímicos son reacciones Redox (oxidación - reducción) en donde la energía liberada por una reacción espontanea se convierte en electricidad o donde la energía eléctrica se aprovecha para inducir una reacción química no espontanea.

Celdas galvánicas

Al sumergir una pieza de zinc metálico en una disolución de CuSO4, el metal se oxida a iones Zn2+ y los iones Cu2+ se reducen a cobre metálico.

Zn(s) + Cu2+(ac) h Zn2+(ac) + Cu(s)

Los electrones se transfieren directamente del agente reductor (Zn) al agente oxidante (Cu2+) en la disolución. Sin embargo, si el agente oxidante se separa físicamente del agente reductor, la transferencia de electrones se puede llevar a cabo a través de un medio conductor externo (por ejemplo, un alambre metálico). A medida que progresa la reacción se establece un flujo constante de electrones que genera electricidad (esto es, produce trabajo eléctrico como el que impulsa a un motor eléctrico).

Una celda galvánica o voltaica es un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una reacción Redox espontanea. (Se le llama así en honor de los científicos Luigi Galvani y Alessandro Volta, quienes fabricaron las primeras celdas de este tipo.) Los componentes fundamentales de las celdas galvánicas se ilustran en la figura 19.1. Una barra de zinc metálico se sumerge en una disolución de ZnSo4 y una barra de cobre se sumerge en una disolución de CuSo4. El funcionamiento de la celda se basa en el principio de que la oxidación de Zn a Zn2+ y la reducción de Cu2+ a Cu se pueden llevar a cabo simultáneamente, pero en recipientes separados, con la transferencia de electrones a través de un alambre conductor externo.

La corriente eléctrica fluye del ánodo al cátodo porque existe una diferencia de energía potencial eléctrica entre los electrodos. El flujo de corriente eléctrica es análogo a la caída de agua en una cascada debido a la diferencia de

energía potencial gravitacional, o al flujo de gas desde una zona de presión elevada a una de presión baja. Experimentalmente la diferencia de potencial eléctrico entre el ánodo y el cátodo se mide en forma experimental con un

voltímetro. El voltaje a través de los electrodos de una celda galvánica se llama voltaje de la celda o potencial de la celda.

Otro termino común para el voltaje de la celda es fuerza electromotriz o fem (E), que, a pesar de su nombre, es una medida del voltaje, no de la fuerza. Veremos a continuación que el voltaje de una celda depende no solo de la naturaleza de los electrodos y de los iones, sino también de las concentraciones iónicas y la temperatura a la que opera la celda.

Celda electrolítica

Se denomina celda electrolítica al dispositivo utilizado para la descomposición

mediante corriente eléctrica de sustancias ionizadas denominadas electrolitos.

Los electrolitos pueden ser ácidos, bases o sales.

Al proceso de disociación o descomposición realizado en la célula electrolítica se

le llama electrólisis.

La electrólisis es el proceso que separa los elementos de un compuesto por medio de la electricidad. En ella ocurre la captura de electrones por los cationes en el cátodo (una reducción) y la liberación de electrones por los aniones en el ánodo (una oxidación).

En la electrólisis se pueden distinguir tres fases:

Ionización - Es una fase previa antes de la aplicación de la corriente y para

efectuar la sustancia a descomponer ha de estar ionizada, lo que se consigue

disolviéndola o fundiéndola.

Orientación - En esta fase, una vez aplicada la corriente los iones se dirigen,

según su carga eléctrica, hacia los polos (+) ó (-) correspondiente

Descarga - Los iones negativos o aniones ceden electrones al ánodo (-) y los

iones positivos o cationes toman electrones del cátodo (+).

Para que los iones tengan bastante movilidad, la electrólisis se suele llevar a cabo

en disolución o en sales. Salvo en casos como la síntesis directa del hipoclorito

sódico los electrodos se separan por un diafragma para evitar la reacción de los

productos formados.

Para la síntesis de la sosa también se ha empleado un cátodo de mercurio. Este

disuelve el sodio metal en forma de amalgama y es separado así.

Potenciales estándar de reducción

Cuando las concentraciones de los iones Cu2+ y Zn2+ son de 1.0 M, encontramos que el voltaje o fem de la celda de Daniell es de 1.10 V a 25°C. Este voltaje debe tener una relación directa con las reacciones Redox, pero ¿cómo? Así como la reacción global de la celda puede considerarse como la suma de dos reacciones de semicelda, es posible tratar la fem medida en la celda como la suma de los potenciales eléctricos en los electrodos de Zn y Cu. Conociendo uno de ellos, el otro se obtiene por sustracción (de 1.10 V). Es imposible medir el potencial de un solo electrodo, pero si arbitrariamente asignamos el valor de cero a un electrodo particular, este se puede usar para determinar los potenciales relativos de otros electrodos. El electrodo de hidrogeno que se muestra en la figura 19.3 sirve de referencia para este fin. En una disolución de ácido clorhídrico se burbujea gas hidrogeno a 25°C. El electrodo de platino tiene dos funciones: primero, proporciona la superficie en que pueden disociarse las moléculas de hidrogeno:

Segundo, sirve como conductor eléctrico para el circuito externo.

En condiciones de estado estándar (cuando la presión de H2 es de 1 atm y la concentración de la disolución de HCl es de 1 M; vea la tabla 18.2), el potencial para la reducción de H+ a 25°C se define exactamente como cero:

El exponente “°” denota condiciones de estado estándar, y E° es el potencial estándar de reducción, o el voltaje en un electrodo asociado con una semirreacción de reducción cuando todos los solutos son de 1 M y todos los gases están a 1 atm. Así, el potencial estándar de reducción del electrodo de hidrogeno es cero. El electrodo de hidrogeno se conoce como electrodo estándar de hidrógeno (EEH). El EEH sirve para medir los potenciales de otros electrodos.

MATERIALES.

Material Reactivos:

1 celda de acrílico transparente Solución de NiSO4 6H2O

1 Ánodo de Níquel Solución de H2SO4

3 Cátodos de Cobre Agua Destilada

Material Poroso1 Amperímetro de 0 a 3 Amperes.1 Fuente de poder de 0 a 20 Volts2 Pares de conexiones con caimanes1 Mechero de Busen, anillo y tela con asbesto.1 Franela1 Pinzas largas 1 Pinzas para vaso de precipitados1 Agitador de vidrio1 Termómetro1 Vaso de precipitados de 250 cm3.1 vaso de precipitados de 500 cm3.

PROCEDIMIENTO.

Primera parte.

1. Preparar los electrodos de Cobre: el decapado se realiza introduciéndolos por unos segundos en la solución de H2SO4 (1:1). Realizar esta operación con precaución, utilizando las pinzas para manipular los electrodos y lavarlos con agua destilada, secarlos bien.

2. Instalar la cuba sin solución, colocando en ánodo dentro de la misma.3. Calentar la solución de sulfato de níquel (NiSO4*6H2O) a una temperatura

de 60° C. Al alcanzar la temperatura, retirarla con la pinzas y vaciar aproximadamente 200 ml de solución en la cuba de acrílico.

4. Introducir el electrodo de cobre (cátodo), e inmediatamente colocar las conexiones de caimanes en el lugar correspondiente.

5. Hacer circular corriente eléctrica durante 30 segundos, con un voltaje de 6 volts, en la celda electrolítica, desconectar después de haber transcurrido el tiempo indicado. Observar y tomar nota.

Segunda parte.

1. Preparar otro electrodo de cobre como el la primera parte (puntos 2 y 3).2. Acercar el cátodo de 1 a 2 pulgadas de separación con el ánodo, hacer

circular corriente eléctrica durante 30 segundos y un voltaje de 6 volts, después extraer el electrodo de la solución. Observar y tomar nota.

Tercera parte.

1. Preparar el tercer electrodo de Cobre como en la primera parte repitiendo los paso 2 y 3.

2. Instalar al centro de la cuba y dentro de la solución caliente el material poroso. Posteriormente hacer circular una corriente eléctrica de 6 volts durante 30 segundos, observar y tomar nota, al terminar apagar la fuente de corriente.

3. Lavar el material y vaciar la solución de la cuba (sulfato de níquel) al vaso de precipitados de 500 cm3. Limpiar perfectamente los electrodos de cobre.

CUESTIONARIO.

1. ¿Qué se requiere para que exista depósito en el cátodo?

Se necesita que haya un paso de corriente eléctrica a través de la solución electrolítica para que los iones los cuáles se depositan en el cátodo, estos iones son los que se desprenden del ánodo que es el que se oxida el flujo de electrones se da por el paso de corriente eléctrica a través de la solución.

2. Escriba las reacciones de la solución que se llevan a cabo en los electrodos

Ni +1e- → Ni se oxida.

Cu → Cu +1e- se reduce.

3. ¿Qué función tiene la Fuente de Poder en la práctica?

Da energía a la solución para que el ánodo se pueda ionizar y se oxide permitiendo el flujo de electrones al cátodo.

4. El paso de un faradio ¿qué ocasiona?

Ocasiona que se deposite o se desprenda un equivalente químico de cualquier sustancia.

5. ¿Qué efecto tiene el acercar el cátodo al ánodo?

La ionización ocurre con más de velocidad, ya que la distancia que recorren los electrones de un electrodo al otro es menor.

6. ¿Qué efecto se logra al introducir un material poroso en el centro de la solución (separando el ánodo y el cátodo)?

La velocidad de ionización también aumenta.

7. ¿Cuál es la diferencia entre una celda electrolítica y una celda galvánica?

La celda electrolítica a través de energía eléctrica produce una reacción química espontánea y así poder obtener energía química mientras que el de una celda galvánica a partir de una reacción química se obtiene energía química.

8. ¿Por qué se requiere hacer un decapado previo en las muestras?

Es necesario para que el recubrimiento se adhiera mejor y tenga una mayor durabilidad, pues estará libre de grasas e impurezas.

9. ¿Cuál es el efecto de la concentración de la solución en la parte experimental?

La concentración de la solución electrolítica de NiSO4·6H2O es importante debido a que los iones de Ni de la solución son los que forman el recubrimiento en la placa de Cu y los iones de Ni de la placa de Ni cuando se oxida son los que se quedan en la solución acuosa.

OBSERVACIONES.

Yo observe que el efecto de recubrimiento de un metal en este caso el niquelado a una placa de cobre y se pudo apreciar que al estar distantes los electrodos, el proceso de niquelado se llevaba con menos eficacia después de acercar más los electrodos el niquelado se obtenía en menos tiempo y al poner una barrera como el material poroso se realizaba con un poco mayor de rapidez.

CONCLUSIONES.

Concluyo que en la electrolisis al mantener más cerca los electrodos dentro de la solución por la cual circula una corriente eléctrica el proceso del recubrimiento se lleva a cabo en menos tiempo y cuando se utiliza una pared de corcho esta permite el paso de los iones con mayor rapidez que cuando estaban distantes sin una pared de corcho.

BIBLIOGRAFIA

Química R. Chang. Ed. Mc Graw-Hill, 1997.

Química Inorgánica, Atkins, Mc Graw-hill, 2008.

Química General. R.H. Petrucci. W.S. Harwood y F.G. Herring. Ed. Prentice

Hall, 2003.