1. OBJETIVOS General Determinar experimentalmente el numero de Faraday y aplicar sus leyes o Realizar mediciones de conductividad de disoluciones electrolíticas o Especifico o Aplicar la energía eléctrica para la realización de una reacción quimica y mostrar la descomposición del agua en sus elementos componentes Realizar el tratamiento de datos con énfasis en PROMEDIOS,ERRORES Y o DESVIACIONES 2. FUNDAMENTO TEORICO
Electroquímica La electroquímica es una rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química.1 En otras palabras, las reacciones químicasque se dan en la interfaz de un conductor eléctrico (llamado electrodo, que puede ser un metal o un semiconductor) y un conductor iónico (el electrolito) pudiendo ser una disolución y en algunos casos especiales, un sólido Si las reacciones químicas son provocadas por una diferencia de potencial aplicada externamente, se hace referencia a una electrólisis. En cambio, si la diferencia de potencial eléctrico es creada como consecuencia de la reacción química, se conoce como un "acumulador de energía eléctrica", también llamado batería o celda galvánica. Las reacciones químicas en las que se produce una transferencia de electrones entre moléculas se conocen como reacciones redox, y su importancia en la electroquímica es vital, pues mediante este tipo de reacciones se llevan a cabo los procesos que generan electricidad o, en caso contrario, son producidos como consecuencia de ella. En general, la electroquímica se encarga de estudiar las situaciones donde se dan reacciones de oxidación y reducción encontrándose separadas, físicamente o temporalmente, en un entorno conectado a un circuito eléctrico. Esto último es motivo de estudio de la química analítica, en una subdisciplina conocida como análisis potenciométrico
Unidades eléctricas Las unidades de la electricidad definidas por el Sistema Internacional para las magnitudes relacionadas por la ley de Ohm son: el voltio para la tensión; el amperio para la intensidad; y el ohmio para la resistencia.
Voltio Es la unidad del SI para el potencial eléctrico, la fuerza electromotriz y el voltaje. Recibe su nombre en honor de Alessandro Volta, quien en 1800 inventó la primera batería química. Es representado simbólicamente por la letra V. Se define como la diferencia de potencial a lo largo de un conductor cuando una corriente con una intensidad de un amperio consume un vatio de potencia. Amperio Es la unidad del SI para la intensidad de corriente eléctrica. Fue nombrado en honor de André-Marie Ampère. Un amperio es la intensidad de corriente que, al circular por dos conductores paralelos, rectilíneos, de longitud infinita, de sección circular despreciable y separados entre sí en el vacío a lo largo de una distancia de un metro, produce una fuerza entre los conductores de 2·10-7 newton por cada metro de conductor; también se puede conceptualizar como el paso de un Culombio (6.24 · 1018 electrones) en un segundo a través de un conductor. Se representa con la letra A. Ohmio Es la unidad del SI para la resistencia eléctrica. Se representa con la letra griega Ω. Su nombre deriva del apellido del físico Georg Simon Ohm, que definió la ley del mismo nombre. Un ohmio es la resistencia eléctrica que presenta una columna de mercurio de 106,3 cm de altura y 1 mm2 de sección transversal, a una temperatura de 0 °C.
La electrólisis La electrólisis o electrolisis1 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). Fue descubierta accidentalmente en 1800 por William Nicholson mientras estudiaba el funcionamiento de las baterías. En 1834 el físico y químico inglés Michael Faraday desarrolló y publicó las leyes de la electrólisis que llevan su nombre y acuñó los términos. Electrólisis del agua Si el agua no es destilada, la electrólisis no sólo separa el oxígeno y el hidrógeno, sino los demás componentes que estén presentes como sales, metales y algunos otros minerales (lo que hace que el agua conduzca la electricidad no es el H2O, sino que son los minerales. Si el agua estuviera destilada y fuera 100% pura, no tendría conductividad).
Es importante hacer varias consideraciones: Nunca deben unirse los electrodos, ya que la corriente eléctrica no va a conseguir el proceso y la batería se sobrecalentará y quemará. Debe utilizarse siempre corriente continua (energía de baterías o de adaptadores de corriente), nunca corriente alterna (energía del enchufe de la red). La electrólisis debe hacerse de tal manera que los dos gases desprendidos no entren en contacto, de lo contrario producirían una mezcla peligrosamente explosiva (ya que el oxígeno y el hidrógeno resultantes se encuentran en proporción estequiométrica). Una manera de producir agua otra vez, es mediante la exposición a un catalizador. El más común es el calor; otro es el platino en forma de lana fina o polvo. El segundo caso debe hacerse con mucho cuidado, incorporando cantidades pequeñas de hidrógeno en presencia de oxígeno y el catalizador, de manera que el hidrógeno se queme suavemente, produciendo una llama tenue. Lo contrario nunca debe hacerse sin debida investigación y ayuda profesional.
Electrodeposición
Principio de la electrodepositación: un generador crea una corriente eléctrica que realiza la migración de los iones del electrolito hacia el cátodo (pieza a cubrir). La electrodeposición, es un tratamiento electroquímico donde se apegan los cationes metálicos contenidos en una solución acuosa para ser sedimentados sobre un objeto conductor creando una capa. El tratamiento utiliza una corriente eléctrica para reducir sobre la extensión del cátodo los cationes contenidos en una solución acuosa. Al ser reducidos los cationes precipitan sobre la extensión creando una película fina. El espesor dependerá de varios factores. La electrodepositación se emplea principalmente para adjudicar una capa con una propiedad ansiada (por ejemplo, resistencia a la abrasión y al desgaste, protección frente a la corrosión, la necesidad de lubricación, cualidades estéticas, etc.) a una superficie que de otro modo escasea de esa propiedad. Otra aplicación de la electropositación es recrecer el espesor de las piezas desgastadas p.e. mediante el cromo duro. Su funcionamiento es el antagónico al de una celda galvánica, que utiliza una reacción redox para obtener una corriente eléctrica. La pieza que se desea recubrir se sitúa en el cátodo del circuito, mientras que el ánodo es del metal con el que se desea recubrir la pieza. El metal del ánodo se va consumiendo, reponiendo el depositado.1
En otros procesos de electrodepositación donde se emplea un ánodo no consumible, como los de plomo o grafito, los iones del metal que se deposita debe ser periódicamente repuestos en el baño a medida que se extraen de la solución. ELECTRODEPOSICION DE Cu: La electrodeposición de cobre, se refiere a la obtención de cátodos de cobre de alta pureza, los cuales se producen sumergiendo dos electrodos en una solución electrolítica de sulfato de cobre. En la electrodeposición el ánodo es insoluble de manera que el electrolito no llegará a ser contaminado durante la operación y de ese mismo modo el ánodo no requerirá ser reemplazado frecuentemente. Al pasar la corriente eléctrica provoca ¡a deposición de cobre en el cátodo, mientras en el ánodo se descompone el agua dando lugar a burbujas de oxígeno Se trata de fabricar una celda electrolítica con una fuente externa de alimentación eléctrica y de observar en ella la electrodeposición de una capa de cobre sobre un objeto de acero inoxidable, que actúa como cátodo de la celda . 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 electrodeposición, 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 electrodeposición consta de una capa inferior de cobre ,una intermedia de níquel y una capa superior de cromo. 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
Leyes de Faraday
1 a ley de Faraday de la electrólisis - La masa de una sustancia depositada en un electrodo durante la electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de electricidad transferida a este electrodo. La cantidad de electricidad se refiere a la cantidad de carga eléctrica, que en general se mide en coulombs.
2 a ley de Faraday de la electrólisis - 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. 3. PROCEDMIENTO ELECTROLISIS DEL AGUA Armar el voltámetro de Hoffman debe contener agua destilada aciduladad con acido sulfúrico al 5% para facilitar el paso de la elctricidad Conectar el circuito ,con una diferencia de potencial de 10 a 12 V y esperar a que la reacción transcurra (como maximo 20 min) , medir el tiempo la intensidad de corriente cada 30 segundos la temperatura del electrolito y las alturas de los gases formados (de H2 y O2) Realizar 2 manómetros uno con el Hidrogeno y otro con el oxigeno para determinar la presión del gas seco
DEPOSICION ELECTRICA DE UN METAL Disponer de una celda electrolítica con una solución electrolítica de CuSO4 a 0.5M Pesar los electrodos antes de la electrolisis , los electrodos deben ser uno de cobre y otro de un material conductor deben estar perfectamente fijos Conectar el circuito (2-3v) y esperar a que la reacción transcurra (debe medirse el tiempo y la intensidad de la corriente que circula) El tiempo de la electrolisis no debe ser mayor a 5 min Desconectar el circuito y pesar los electrodos una vez secos
CONDUCTANCIA ELECTROLITICA MEDICION DE LA COONDUCTIVIDAD Medir la conductividad de las disoluciones con el conductivimetro y registrar los datos Calcular la conductancia equivalente de cada disolución Graficar (Conductancia Equivalente) vs (Raiz uadrada de la Normalidad de la solucion)y luego interpole la grafica para hallar el valor de la conductancia equialente a dilución infinita Indicar a que tipo de electrolitos pertenecen cada una de las soluciones utilizadas en la practica
4. MATERIALES Y REACTIVOS Materiales Fuente de corriente continua Cables conductores Multitester Termómetro Ppipeta graduada de 10 cc Electrodos de Cu Matraz aforado de 250 cc Vaso de precipitados de 250 cc Piseta Cepillo Balanza Vidrio de reloj Vasos de precipitados de 100 cc Conductivimetro Voltámetro de Hoffman
Reactivos Agua destilada Acido sulfúrico Sulfato de cobre Cloruro de sodio Acido acético
5. CALCULOS Y RESULTADOS Electrolisis del agua 1° experiencia Intensidad de corriente promedio (A) Tiempo de lectrolisis (s) Temperatura del elctrolito (°c) Volumen del hidrogeno cc Presión manométrica del hidrogeno Volumen de oxigeno cc Presión manométrica del oxieno
2° experiencia
0.22
0.22
845.4
600.6
16
16
36 cc
26.8
28.3 cmH2O
22.2 cmH2O
17.9 cc
13.5 cc
18.4 cmH2O
15.2 cmH2O
CALCULAR LA CARGA TOTAL TRANSFERIDA EN CADA EXPERIENCIA MEDIANTE LA RELACION Q=I*t Donde Q es la carga en culombios , I es la intensidad en amperios y el tiempo t en segundos I=0.22 AMPERIOS 1° experiencia t=845.4 seg
2° experiencia t=600.6 seg Q=I*t
Q=0.22*845.4 Q=185.98 COULOMBS
Q=0.22*600.6 Q=132.132 COULOMBS
CALCULAR LA MASA DE HIDROGENO QUE SE HA PRODUCIDO La reacción para el H2 ocurre en el catodo donde el agua se reduce eq-g =
e- + H2O = H2 + OH -
( ) #( )
eq-g H2=
/ =1 eq-g
APLICANDO LA PRIMERA LEY DE FARADAY donde : = ∗∗ =1 ∗ ENTONCES LA EXPRESION SE REDUCE A : = ∗∗ F=96500 coulombs 1° experiencia 2° experiencia H2 = .∗.∗ H2 = .∗.∗ 2 = 1.93 *10-3 g
2 = 1.37*10-3 g
CALCULAR LA MASA EXPERIMENTAL DE HIDROGENO PRODUCIDA EMPLEANDO LA ECUACION GENERAL DE LOS GASES EN LAS CONDICIONES DE VOLUMEN , TEMPERATURA Y PRESION DEL SISTEMA EN LA EXPERIENCIA Pvapor (T=16°c) =13.6 mmHg ∗=∗∗ 1° experiencia 2° experiencia Primero calculamos las presiones del gas seco para cada experiencia PH2 = hH2 + Patm – Pvapor PH2 = hH2 + Patm – Pvapor
PH2 = 20.82+495-13.6 PH2 =502.22mmHg
PH2 = 16.3+495-13.6 PH2 =497.7mmHg
Reemplazando en la ecuación general de los gases .∗.∗ .∗.∗ 2 = .∗8 2 = .∗8 mH2 = 2.01*10-3 mH2=1.48*10-3
OBTENER EXPERIMENTALMENTE LA CONSTANTE DE FARADAY (F) Y CUAL ES SU PORCENTAJE DE ERROR Partimos de la siguiente expresión = ∗∗ y usamos los datos de masa obtenidos 1° experiencia 2° experiencia = ∗∗ = ∗∗ .∗.∗ .∗.∗ = .∗ = .∗ =88565.71 coulombs =89278.36 coulombs Para calcular los errores respecto al valor teorico (F=96500 Coulombs) −88. −88. ∗ 100% ∗ 100% %error = %error = %error=8.22% %error=7.48% DETERMIINAR EL ERROR ENTRE EL VALOR TEORICO Y EL PRACTICO O EXPERIMENTAL Entonces los valores encontrados de la constante de Faraday son : F1=88565.71 coulombs F2=89278.36 coulombs F promedio =88922.04 coulombs n(#de medidas)=2 SF=503.9196 Asumimos un nivel de confianza del 95 % tα ∗sF
F = F promedio. ± √ tα /2=12.706 F = ( 88922.04 ± 4527.46) coulombs
REPETIR LOS CALCULOS PARA EL OXIGENO
CALCULAR LA MASA DE OXIGENO QUE SE HA PRODUCIDO La reacción para el O2 ocurre en el anodo donde el agua se oxida eq-g =
H 2O = O2 + 4H + + e-
( ) #( )
eq-g H2=
APLICANDO LA PRIMERA LEY DE FARADAY
/ =8 eq-g
= ∗∗ donde : = 1 ∗ ENTONCES LA EXPRESION SE REDUCE A : F=96500 coulombs = ∗∗ 1° experiencia 2° experiencia .∗.∗ O2 = O2 = .∗.∗ 2 = 0.015 g
2 = 0.011 g
CALCULAR LA MASA EXPERIMENTAL DE OXIGENO PRODUCIDA EMPLEANDO LA ECUACION GENERAL DE LOS GASES EN LAS CONDICIONES DE VOLUMEN , TEMPERATURA Y PRESION DEL SISTEMA EN LA EXPERIENCIA Pvapor (T=16°c) =13.6 mmHg ∗=∗∗ 1° experiencia 2° experiencia Primero calculamos las presiones del gas seco para cada experiencia PO2 = hO2 + Patm – Pvapor PO2 = hO2 + Patm – Pvapor PO2 = 13.54+495-13.6 P O2 = 11.18+495-13.6 PO2 =494.94mmHg P O2 =492.58mmHg Reemplazando en la ecuación general de los gases .∗.∗ .8∗.∗ 2 = 2 = .∗8 .∗8 mO2 = 0.016 g mO2=0.012 g
OBTENER EXPERIMENTALMENTE LA CONSTANTE DE FARADAY (F) Y CUAL ES SU PORCENTAJE DE ERROR Partimos de la siguiente expresión = ∗∗ y usamos los datos de masa obtenidos anteriormente 1° experiencia 2° experiencia = ∗∗ = ∗∗ .∗.∗ .∗.∗ = . = . = 92994 coulombs =88088 coulombs Para calcular los errores respecto al valor teorico (F=96500 Coulombs) − −8888 %error = ∗ 100% %error = ∗ 100% %error=3.63% %error=8.72%
DETERMIINAR EL ERROR ENTRE EL VALOR TEORICO Y EL PRACTICO O EXPERIMENTAL Entonces los valores encontrados de la constante de Faraday son : F1=92994coulombs F2=88088coulombs F promedio =90541 coulombs n(#de medidas)=2 SF=3469.06 Asumimos un nivel de confianza del 95 % tα ∗sF
F = F promedio. ± √ tα /2=12.706 F = ( 90541 ± 3469.06) coulombs
Electrodeposición del cobre Intensidad de corriente Tiempo de electrolisis Peso ánodo inicial(g) Peso cátodo inicial(g) Peso ánodo final(g) Peso cátodo final(g) Concentración del electrolito
Inicial: 0.20 A Final: 0.6 A 2 minutos (totales) 12.76 g 7.320 g 12.746 g 7.329 g 0.5 M
EMPLEANDO LA PRIMERA LEY DE FARADAY, CALCULAR LA CANTIDAD DE COBRE DEPOSITADA EN EL CATODO REPETIR PARA LA MASA LIBERADA EN EL ANODO COINCIDEN ESTOS VALORES? EXPLIQUE: = ()∗∗ F=96500 coulombs La reacción para el Cu que ocurre en el catodo es: eq-g =
= = .∗∗. = 7.96*10-3 g es la masa depositada en el catodo Masa anodo inicial – Masa anodo final = Masa liberada
Masa liberada =0.014 g
( ) #( )
eq-g H2=
. / =31.75 eq-g
Los valores claramente difieren mucho uno del otro entonces , se podría decir que hubo un error en los procedimientos hechos en laboratorio Lo que podría haber afectado al experimento seria que la intensidad de corriente y el tiempo de electrodeposición no fue medido correctamente
DETERMINAR EL RENDIMIENTO O EFICIENCIA DE CORRIENTE η=
∗ 100%
I total = 0.6 A
Entonces usamos :
= ()∗∗ ()∗∗. 0.014 =
F=96500 coulombs I útil = 0.35 A
Entonces el rendimiento seria : . ∗ 100% .
η=
η = 58.33%
INDICAR EL PORCENTAJE DE ERROR , DEL VALOR EXPERIMENTAL ¿Cómo SE DETERMINA ESTE VALOR? RESPECTO DEL TEORICO
Podemos calcular la masa de cobre depositada en el cátodo a partir de la estequiometría del proceso: La masa teórica depositada en el catodo será:
= .∗∗. = 7.96*10-3 g La masa experimental depositada será : Masa anodo inicial – Masa anodo final = Masa depositada 12.76 - 12.746 = Masa depositada =0.014 g 7.96*10-3
0.014
0.014 7 . 9 6 ∗ 1 0 3 × 100% = 43.14% 0.014
INDICAR Y EXPLICAR LAS PROBABLES FUENTES DE ERROR DE ESTE EXPERIMENTO La intensida de corriente y el tiempo de electrodeposición no fue medido correctamente Los equipos usados en laboratorio tenían ya un tiempo prolongado de vida y sus resultados no son tan exactos Los resultados nos dicen que los errores estuvieron presentes en este experimento , aunque los errores no son conocidos en su totalidad estos serian sistemáticos Conductancia electrolítica Los datos tomados en laboratorio fueron de conductividad especifica y los tuvimos que transformar en conductividad equivalente con la siguiente formula: Λ= ∗
K=conductividad especifica N=Normalidad
Normalidad NaCL
Conductividad especifica ( µS/cm)
0.0001 0.001 0.01 0.1 0
60.3 84.2 473 2287
Normalidad CH3COOH
Conductividad especifica ( µS/cm)
0.0001 0.001 0.01
46 83 115.8 312
Conductividad equivalente (cm2 /Ω*eq-g) 603 84.2 47.3 22.87 Conductividad equivalente (cm2 /Ω*eq-g) 460 83 11.58 3.12
GRAFICAR (CONDUCTIVIDAD EQUIVALENTE) VS. (RAIZ CUADRADA DE LA NORMALIDAD) LUEGO INTERPOLAR LA GRAFICA PARA HALLAR EL VALOR DE LA CONDUCTNCIA EQIVALENTE A DILUCION INFINITA
1000
CLORURO DE SODIO 800
600 / 0 0 0 1
TEORICA EXPERIMENTAL
400
= Λ
200
0 0.01
0.0316
0.1
-200
-400
√(N)
0.2236
800
ACIDO ACETICO
700 600 500
TEORICA EXPERIMENTAL
400 / 0 0 0 1300
= Λ200
100 0 0.01
0.0316
0.1
0.2236
-100 -200
√(N)
INDICAR A QUE TIPO DE ELECTROLITOS PERTENECEN CADA UNA DE LAS SOLUCIONES UTILIzADAS EN LA PRACTICA Los son aquellos que ionizan completamente es decir, se separan a un 100 % — mientras que los se ionizan solo parcialmente. Este porcentaje de ionización suele estar alrededor del 1 a 10 %. Para diferenciar mejor estos dos tipos de electrolitos se puede decir que en la solución de un electrolito fuerte la especie (o especies) principal(es) son los iones resultantes, mientras que en la solución de electrolitos débiles la especie principal es el propio compuesto sin ionizar.
Cloruro de sodio (NaCl)
Nitrato de potasio (KNO3)
Cloruro de magnesio (MgCl2)
Acetato de sodio (CH 3COONa)
Ácido acético (CH 3COOH) Ácido benzoico (C6H 5C OOH) Ácido fórmico (HCOOH) Ácido cianhídrico (HCN) Ácido cloroacético (CH 2ClOOH) Ácido iódico (HIO3) Ácido nitroso (HNO2) Ácido carbónico (H 2CO3) Ácido fosfórico (H 3PO4) Ácido sulfuroso (H 2SO3)
Las soluciones ya están en tablas pues los años de experimentación y los resultados nos clasifican al NaCl (Cloruro de Sodio) como electrolito fuerte y el CH3COOH (Acido Acetico) es un electrolito débil
6. ANALISIS DE RESULTADOS o
o
o
Realizando una comparación de los datos obtenidos con el conductivímetro podemos observar que la solución de NaCl tiene mayor conductibilidad que la solución de ácido acético. Se puede observar que la conductibilidad de ambas soluciones es directamente proporcional a la concentración normal de las mismas.
En la electrodeposición del cobre el error casi alcanza el 50 % esto demuestra que otros factores como el ambiente y los instrumentos de laboratorio sin su correcta limpieza afectan al experiento
7. COMPARACION CON DATOS BIBLIOGRAFICOS Para este laboratorio los valores bibliográficos y los experimentales estuvieron cerca uno del otro exceptuando la electrodeposición la cual tiene un error alto , los demás resultados son aceptables
La grafica a disolución infinita lleva 2 curvas una teorica y otra experimental , al extrapolarlas se alejan una de la otra; el alejamiento repentino se debería mas que todo a que los valores obtenidos en laboratorio son los incorrectos
8. CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES Una de las recomendaciones para próximos laboratorios seria que en el manejo de equipos debe haber paciencia , cuidado y impieza para que los valores recolectados sean los correctos Los errores en laboratorio se pueden deber a varios factores tanto físicos como químicos, como por ejemplo en la limpieza del cátodo, el cual no se debió limpiar correctamente, 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
9. BIBLIOGRAFIA L. Coronel-G. Mejia-E. Diaz Compendios de quimia general Cairo R técnica del plateado electrolítico Editorial Cedel 1980 Masterton , William I , Slowinski , Emil –Qimica general superior Editorial Interamericana 1978 Montecinos Edgar – Montecinos Jose Quimica general practicas de laboratorio la paz 1989 A. Alvarez , F. Yujra y J. Valenzuela practicas de laboratorio de química general la paz 1987 Longo Frederick Quimica general Editorial Mc Graw Hill 1976
