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Contenido
I. OBJETIVOS: ................................................................................................... 2 II. FUNDAMENTO TEÓRICO: ........................................................................... 2 III. DATOS Y RESULTADOS: ............................................................................ 3 IV. TRATAMIENTO DE DATOS: ....................................................................... 4 V. DISCUSIÓN DE RESULTADOS: ......................................... ............................................................... ................................. ........... 7 VI. CONCLUSIONES:............................................ .................................................................. ............................................ ................................. ........... 7 VII. RECOMENDACIONES: RECOMENDACIONES: ............................................ .................................................................. ............................................ ...................... 8 IX. BIBLIOGRAFÍA: ........................................... .................................................................. ............................................. .................................... .............. 8
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ELECTROLISIS DE METALES I. OBJETIVOS:
Entrar al campo de la electrolisis realizando la electrodeposición del Cobre a partir de unas soluciones complejas cuantificando la masa electrodepositada de cada metal en su respectiva solución.
Estudiar las reacciones electroquímicas que se llevan a cabo en cada electrodo.
II. FUNDAMENTO TEÓRICO: ELECTROQUÍMICA: Las reacciones de oxidación – reducción implican la transferencia de electrones. Dado que la corriente eléctrica está constituida por un flujo de electrones, es posible utilizar reacciones químicas para generar energía eléctrica y, a la inversa, aprovechar la corriente eléctrica para inducir reacciones químicas. Las baterías (o pilas) para linternas, radios, calculadoras de bolsillo, relojes y automóviles, por nombrar sólo algunas de sus aplicaciones, hacen uso de reacciones químicas para producir una corriente eléctrica. Por otra parte, la producción industrial de muchos metales, tales como sodio, aluminio y cobre, está basada en la utilización de energía eléctrica para reducir los iones metálicos positivos al metal elemental.
Electrodeposición: El cobre puede depositarse en forma de lámina sobre el cátodo durante la electrólisis. Otros metales se pueden depositar de modo análogo sobre un cátodo en procesos semejantes. Este procedimiento es denominado electrodeposición. el objeto que se va a recubrir con la lámina metálica constituye el cátodo de una célula electrolítica en la que el ánodo es el metal que debe formar el recubrimiento. Muchas piezas de automóviles, como los parachoques y las manivelas de las puertas, se recubren con cromo para embellecerlas y, al mismo tiempo, protegerlas contra la corrosión. Los cuchillos,
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tenedores, cucharas, bandejas, jarras y muchos otros objetos caseros se suelen platear electrolíticamente..…………………………………………………[1]
Pilas electrolíticas: En una pila galvánica, una reacción química produce un flujo de corriente eléctrica. La energía química se convierte en energía eléctrica. En una pila electrolítica, un flujo de corriente produce una reacción química; la energía eléctrica de una fuente externa se convierte en energía química. En una pila galvánica, el cátodo es el electrodo positivo. Los elementos Al, Na y F2 se preparan comercialmente por electrólisis de AI 2O3 fundido, NaCl fundido y HF líquido. La electrólisis se utiliza también para depositar un metal sobre otro. El término pila electroquímica se refiere tanto a una pila galvánica como a una pila electrolítica. Las pilas galvánicas y electrolíticas son bastante distintas entre sí……………………………………………………………………………….. [2]
III. DATOS Y RESULTADOS: A. DATOS EXPERIMENTALES: En este caso solo colocaremos los datos del cobre alcalino debido a que fue el único grupo que término los 4 tiempos, el resto de grupos solo obtuvo solo 2 puntos.
TABLA DE DATOS TOMADOS EN LABORATORIO GRUPO
TIEMPO
Minicial (g)
Mfinal (g)
AMPERIOS (A)
Cobre alcalino
5 10 15 20
10.0500 10.0504 10.0506 10.0514
10.0504 10.0506 10.0514 10.0527
0.86 0.90 0.93 0.91
Tabla Nº1: Datos experimentales
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IV. TRATAMIENTO DE DATOS:
Explique con reacciones lo que ocurre en el ánodo y el cátodo. La experiencia se lleva a cabo en una cuba electrolítica que contiene una disolución de sulfato cúprico (color turquesa). Al aplicar una diferencia de potencial, el ion cobre se mueve hacia el cátodo, adquiere electrones y se deposita en el electrodo como elemento cobre. El ion sulfato, al descargarse en el electrodo positivo, es inestable y se combina con el agua de la disolución. Las reacciones son: Cátodo
Ánodo
Determinar los pesos teóricos y experimentales para cada tiempo empleado en la electrodeposición: Para nuestro caso tenemos la solución de Cobre alcalino: ¤
Pesos experimentales: Tiempo (min)
Tiempo (s)
5 10 15 20
300 600 900 1200
Masa electrodepositada (g) 0.0004 0.0002 0.0008 0.0013
Tabla Nº2: Tabla de la masa depositada en función del tiempo ¤
Pesos teóricos: Para determinar los pesos teóricos se emplean las siguientes formulas:
Donde: W: Masa electrodepositada en el cátodo Peq-g: Peso equivalente P.A: Peso atómico del elemento Página 4
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V: Valencia del elemento I: Intensidad de corriente eléctrica (A) t: Tiempo (s) Hallando el peso equivalente del Níquel (Peq-g):
Luego:
Con esta relación se hallaran las masas teóricas en cada tiempo t(s)
Masa electrodepositada (g) Teórico 0.08489 0,17767 0,27539 0,35928
Tiempo (s) 300 600 900 1200
Masa electrodepositada (g) Experimental 0.0004 0.0002 0.0008 0.0013
Tabla Nº3: Tabla de la masa teórica y masa experimental
Determinar los rendimientos en cada caso: El rendimiento se da según esta relación:
Calculamos el rendimiento para nuestra Solución del cobre alcalino
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Grafique la masa electrodepositada Vs tiempo (teórico y experimental):
W vs t 0.4 0.35 0.3
s o m0.25 a r 0.2 g n e 0.15 W
Series1
0.1
0.05 0 0
200
400
600
800
1000
1200
1400
tiempo en segundos
Grafica Nº1: Masa electrodepositada teórica vs tiempo
W vs t 0.0014 0.0012
s 0.001 o m0.0008 a r g n 0.0006 e W0.0004
Series1
0.0002 0 0
200
400
600
800
1000
1200
1400
tiempo en segundos
Grafica Nº2: Masa electrodepositada Experimental vs tiempo
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V. DISCUSIÓN DE RESULTADOS:
Observamos que el rendimiento de cada uno de la masa electrodepositada en cada tiempo es muy bajo debido a que se trabajó con muy poco amperaje. Después de cada cierto tiempo la plaquita va adquiriendo un color plateado que lo recubre como una armadura. Los valores experimentales de la masa electrodepositada aumenta conforme aumenta el tiempo, aunque su aumento no f ue tan notorio.
VI. CONCLUSIONES:
El valor de la masa electrodepositada teórica depende de la intensidad y tiempo, entonces un mal cálculo de alguno de estos componentes nos daría un valor diferente.
Después de cada cierto tiempo se va depositando Cu (s) en el cátodo, recubriendo la plaquita, De esta manera se comprueba el cumplimiento de la Ley de Faraday.
Se cubrió a los ánodos con compuesto que se
telas de seda para así evitar que el
forme en ellos no interfiera en el proceso de
electrólisis.
Nuestro grupo trabajo con el cobre alcalino sin cianuro ya que este último componente al ser trabajado en la electrolisis iba a producir un gas que es peligroso para nuestra salud.
Como se trabajó el cobre alcalino sin cianuro se utilizó poco amperaje, esto perjudico un poco ya que la masa electrodepositada era muy poca y sus cambios en el tiempo no eran muy notorios.
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VII. RECOMENDACIONES:
Lijar bien la superficie de las plaquitas antes de realizar la experiencia.
Lavar con agua destilada las plaquitas después de cada tiempo.
La intensidad de corriente que haya sido establecida en la práctica debe mantenerse constante.
En la celda se trabajaron con dos ánodos y en el centro se coloco el cátodo paralelamente a los ánodos, esto se hizo para que el electrodepositado de la masa sea homogéneo para la placa, es decir que sea en ambas caras de la placa.
IX. BIBLIOGRAFÍA: Libros: Gillespie, Humphreys, Baird, Robinson - QUÍMICA - editorial reverté, S.A. - pág. 721, 735,736 [1] Ira N. Levine - FISICOQUÍMICA volumen 2 - quinta edición - editorial Mc Graw Hill - pág. 532 [2]
Web:
http://www.cientificosaficionados.com/tecnicas/cromado%20electrolitico. htm [3]
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