Desarrollo Experimental Material y equipo
Conexiones eléctricas: alambres con punta de caimán 1 bureta de 50 ml 1 pinza para buseta 1 matraz Erlenmeyer de 250 ml 1 cristalizador 3 vasos de precipitados de 250 ml 1 coulombímetro de peso 1 coulombímetro de volumen 1 coulombímetro de titulación 1 amperímetro análogo o digital 1 cronometro 1 fuente de CD 1 balanza analítica 1 estufa 3 laminillas de cobre de 2.5 x 3 cm 2 varillas de acero inoxidable de 25 cm 2 varillas de acero inoxidable de 5 cm
Sustancias y soluciones
-
Alcohol etílico absoluto Solución de : Sulfato de cobre ( 150 g/l) + etanol ( 50 cc/l) + ácido sulfúrico a 98% (5 cc/l) Solución de hidróxido de sodio 15 g/l Solución de yoduro de potasio 100 g/l Solución de almidón (indicador) Solución de Tiosulfato de sodio normalizado
NOTA: *Las soluciones son acuosas
Tomar la lectura de la intensidad de corriente (en amperes), que circulan a través de las celdas y anotar el tiempo transcurrido en segundos.
• 1.- Llene un tubo de Nernst con solución de KI y coloque los electrodos de acero inoxidable. No apriete el tapón ya que se debe a. permitir la salida del H2 que se for
• 1.- Vierta en el cristalizador la solución de NaOH y coloque dentro del coulombímetro de volumen. • 2.- Abra la pinza de Mhor y succione la solución de NaOH por la manguera hasta llenar la columna del coulombímetro. Cierre la pinza y anote el nivel inicial, N1. • 1.- Lije los 3 electrodos de cobre, lavarlos con agua destilada y luego con alcohol, sequenlos y elija uno como cátodo y péselo cuidadosamente en la balanza. (M1). • 2.- Llene con solución de CuSO4 (preparada previamente) un vaso de precipitados e instale el coulombímetro de peso.
coulombíme tro de titulación
Coulombíme tro de volumen
Coulombíme tro de peso
Experimentación
Hacer las observaciones correspondientes de lo que sucede en cada uno de los electrodos. Concluido el experimento se desconecta el equipo.
Sacar el cátodo de cobre, enjuagarlo con agua destilada, luego con alcohol, ponerlo en la estufa y una vez seco pesarlo nuevamente (M2). No tocar la superficie cubierta con el cobre depositado pues esto altera el resultado final.
En el coulombímetro de volumen se marca el nuevo nivel N2 y se determina el volumen desplazado (V leído).
Del coulombímetroen de titulación se vacía en matraz Erlenmeyer toda la solución que contiene el yodo.
Agregar unas gotas de almidón como indicador y titulador con solución de Tiosulfato de sodio de normalidad conocida
Anotar el volumen del tiosulfato Instituto Politécnico Nacional gastado (Vtio).
Escuela Superior de Ingeniería Química e Industrias Extractivas Laboratorio de Electroquímica y Corrosión Práctica 2: “Leyes de Faraday” Integrantes: Cruz Villeda Jonathan F
Equipo 2
Objetivo
Grupo 3IV72
El alumno cuantifica la cantidad de materia que se obtiene por electrólisis aplicando la corriente directa, utilizando las leyes de Faraday.
Objetivos específicos Identifica 3 coulombímetro (coulómetros). Determina las reacciones electroquímicas de oxidación y reducción en cada coulombímetro. Construye un circuito electroquímico compuesto por tres coulombímetros conectados en serie. Relaciona la cantidad de masa producida (sólido, líquido y gas) producida durante la electrólisis con la cantidad de corriente eléctrica consumida.
Marco teórico Leyes de la Electrólisis Los siguientes conceptos son referidos a la corriente eléctrica necesarios para comprender el significado de las leyes de Faraday: 1) La cantidad de electrones (electricidad) que circulan por un conductor se mide en Coulomb. q = carga → [q] = coulomb 2) La intensidad de la corriente (caudal de electrones) expresa la cantidad de electricidad que circula por un conductor por unidad de tiempo. La intensidad de la corriente se mide en Amperes. i = q/t
q = i.t → [i] = A
3) Cuando una fuente fuerza a los electrones a circular por un conductor, se presenta una resistencia al flujo de corriente y se produce una caída de potencial. La resistencia eléctrica se mide en Ohms,y la diferencia de potencial en Voltios. E = i.R → [E] = V y [R] = ohm Primera Ley de Faraday: la masa de un elemento depositada en un electrodo es proporcional a la cantidad de electricidad que pasa a través de la solución del electrólito o del electrólito fundido. m = ζ.i.t Donde # es una constante que denomina equivalente electroquímico.
depende
del
catión
y
se
Cuando se realiza, por ejemplo, la electrólisis de una solución de sulfato cúprico (CuSO4) sucede lo siguiente (fig. 1):
Figura 1 Cu2SO4 + H2O → Cu++ + SO4= + H+ + HO‾ Al aplicar una diferencia de potencial a los electrodos, el ion cobre se mueve hacia el cátodo, adquiere dos 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 formando ácido sulfúrico y oxígeno. 2Cu++ → 2Cu ° - 4e‾ 2HO‾ → O2 + 2H+ + 4e‾ 2Cu2SO4 + 2H2O → 2Cu ° + 2H2SO4 + O2 Cuando circula más corriente (más coulombios) más cobre se deposita, pues más electrones han circulado permitiendo que más iones cobre (Cu ++) se conviertan en elemento cobre (Cu°). Segunda Ley de Faraday: Las masas de elementos que se depositan en los electrodos son proporcionales a los equivalentes químicos. Recordemos que el equivalente químico de un elemento es el cociente entre el peso atómico gramo de ese elemento y su valencia: Eq = Pa/V Para probar esta segunda ley se hace pasar la misma cantidad de electricidad a través de varias cubas con diferentes soluciones salinas, como indica la figura. Midiendo la cantidad de plata y de cobre depositados en el cátodo se llega a la comprobación de la ley: m
+ Ag
/m
++ Cu
= Eq Ag/ Eq Cu
m
+ Ag
/m
++ Cu
= 107,8/31,75
O sea que las masas de plata y de cobre depositadas en los electrodos se hallan en relación de: 107,8 /31,75.
Número de Faraday: Para depositar el equivalente químico de cualquier elemento se necesita la misma cantidad de electricidad. La constante o número de Faraday (F) es de 96500 coulomb (96494). Por ejemplo, para depositar: 1,008 gr de H +, 107,8 gr de Ag +, 31.75 gr de Cu+ + o 63.5 gr de Cu+ son necesarios 96500 coulomb. Vale aclarar que: 96500 coulomb = carga de 6,02.10 23 electrones, de lo que se deduce que la carga de un electrón es 1,6 .10 -19 coulomb. Equivalente electroquímico: Se llama equivalente electroquímico # a la masa de un elemento depositada, durante la electrólisis, por la carga de un coulomb. ζ = Eq/F En todos los casos, la cantidad de material que se deposita en cada electrodo al pasar la corriente por un electrólito sigue las leyes de Faraday. Todos los cambios químicos implican una reagrupación o reajuste de los electrones en las sustancias que reaccionan; por eso puede decirse que dichos cambios son de carácter eléctrico. Para producir una corriente eléctrica a partir de una reacción química, es necesario tener un oxidante, es decir, una sustancia que gane electrones fácilmente, y un reductor, es decir, una sustancia que pierda electrones fácilmente.
Coulombimetría es el nombre dado a un grupo de técnicas de química analítica que determinan la cantidad de materia transformada en una reacción de electrólisis midiendo la cantidad de electricidad (en coulombios) consumida o producida
Datos: T= 25 ᵒC 1.1 N P (Cd de México) = 585 mmHg Pv = 18 mmHg EQ= Equivalente Químico de Cu = 63. 54/2 = 31. 77
EQ= equivalente químico yodo (127/1)
Resultados obtenidos:
Peso inicial de la barra de cobre (M1) = 20. 8464 mg Peso final de la barra de cobre (M2) = 20. 8565 mg
Volumen inicial de la solución de NaOH en el cristalizador (N1) = 24 mL Volumen final de la solución de NaOH en el cristalizador (N2) = 15. 5 mL
Rond a 1 2 3 4 5 6 7
t(seg) 60 120 180 240 300 360 379.2
Intensidad de corriente (Ampers) 0.07 0.07 0.07 0.08 0.08 0.08 0.08
Volumen gastado en la titulación con Tiosulfato de sodio = 0.3 mL
Dato adicionales: 1 coulomb genera 0. 174 cm3 de mezcla de H2 : O2 a Condiciones Normales de Presión y Temperatura: 1 atm y 273 K
Cálculos Coulombímetro de peso
Q= I*t M real= M2-M1=20.8565-20.8464= 0.0101 mg Q= 0.08 Amp*379.2 seg = 30.336 Amp / seg = Coulombio
(0.08)∗(379.2)∗( I∗t∗EQ M teórico= = 96500 96500 ɳ=
M real∗100 M teórico
=
0.0101∗100 9.98 x 10−3
63.52 ) 2
= 9.98 x 10 -3
= 101.202 %
Coulombímetro de volumen Q= I*t V real =
V leído Cd México∗( PCd México−Pv )∗273 (T Cd México+273)(760)
(Volumen real corregido a CN ) Vreal=
8.5 mL∗ (588−18 mmHg )∗273 =5.84018 ; (25+ 273 )∗760
5.84018 =0.192517 Q 30.236 Amp /seg
V teórico = 0. 174 Q ɳ=
V real∗100 0.192417∗100 =110.642 = V teórico 0.174
Coulombímetro de titulación a= (V*N) tiosulfato * EQ a= (0.1*0.1)*(127/1)= 1.27 a teórico =
I∗t∗EQ 96500
(0.08)∗(379.2)∗127/1 = ¿ ¿ 96500
= 0.0399
ɳ=
a real∗100 a teórico
=
1.27∗100 0.0399
= 3182.05%
Tabla de Resultados Tipo de Culombímetro Coulombímetro de peso Coulombímetro de volumen Coulombímetro de titulación
ɳ 101.202% 110.642% 3182.05%
Bibliografía http://www.fisicanet.com.ar/quimica/electrolisis/ap07_electrolisis.php
Observaciones y conclusiones Al revisar los datos una y otra vez para verificar algún error de cálculo y checar las eficiencias se deduce que el problema fue la experimentación, ya que la solución de “yoduro de potasio” con la cual contaba nuestro equipo eran muy poca por lo que se tuvo que diluir con agua destilada lo cual causo que la solución tuviera una concentración normal muy baja, a su vez esto causo que al titular con la solución de tiosulfato con la primera gota cambiara su vire a incoloro. La eficiencia que da en el culombímetro de titulación es demasiado alta debido al problema ya mencionado; los culombímetros de peso y volumen dan de eficiencias altas pero razonables. Yo podría decir que si la titulación hubiera salido correctamente el mejor culombímetro desde mi punto de vista sería el de peso, ya que tiene variables que se pueden controlar mejor y son más certeras a diferencias de los otros 2 culombímetros, por ejemplo en el de volumen se debe corregir a las condiciones normales y en el de titulación se debe controlar exactamente la concentración de Yoduro de potasio y la de tiosulfato además que en la observación visual del vire puede haber un determinado factor de error, sin embargo en el de peso se utiliza una balanza analítica con un error muy bajo y si se maneja la barra de cobre con el cuidado debido este saldrá con un valor más acertado y con mayor eficiencia. El experimento dejo al descubierto que las variables a controlar en cada uno de los culombímetros deben de ser de manera cuidadosa para así tener resultados más confiables, la intensidad de corriente y el tiempo a pesar de ser variables, se pueden controlar de manera más confiable y acertada.
Cruz Villeda Jonathan Francisco
