Hernández Aceves Juan Alberto Practica no 7 Constante de Avogadro
Compañera: Sánchez Ugalde Mariana Paola Sub grupo: 29
Resultados: Se realizaron 4 electrolisis, 2 de ellas son las que se enfocara más la práctica, mientras que las 2 restantes ( agua destilada y disolución con indicador) sólo fueron resultados para observar el tipo de reacción. Agua destilada: destilada: Ésta no reacción, es decir no se formó la electrolisis ya que en el agua destilada no hay iones que hagan posible la conductividad de la corriente eléctrica (mismo motivo por el cual añadimos sulfato de sodio para poder realizar la electrolisis del agua) Disolución de Sulfato de sodio 1M con indicador: En esta electrolisis se puede observar como en cada electrodo se forma diferente color ( aunque sea mínimamente) en el Ánodo en donde se lleva la reacción de oxidación se libera H + por lo cual este electrodo tendrá un color rojizo porque se liberan protones sin embargo en nuestra practica tomo una tonalidad incolora. En el Cátodo se forma la reacción de Reducción y al formarse esta se liberan radicales OH- y por lo tanto se torna a un color azulado. En nuestra practica si pudimos apreciar el color azul aunque sea muy tenue. Tabla 1 : Electrolisis de una disolución de Na2SO4 1 M Volumen de H2 obtenido (mL)
Tiempo (s)
Intensidad de la corriente (A)
3
141
0.25
6
231
0.25
9
326
0.25
Tabla 2: Electrolisis de una disolución de Na 2SO4 1 M (diferente corriente) Volumen de H2 obtenido (mL)
Tiempo (s)
Intensidad de la corriente (A)
3
182.25
0.20
6
306.81
0.20
9
423.315
0.20
Cuestionario 1. Durante el experimento se llevó a cabo la reacción de electrolisis del agua, escriba la ecuación balanceada que responde a este proceso ¿Qué gases se formaron durante el experimento?
Ánodo (+):
2H2O (l) - O2(g) + 4H+(ac) + 4 eCátodo (-):
2H2O (l) +2e- H2(g) + 2OH-(ac) Entonces: 2H2O (l) - H2(g) + O2(g) 2. ¿Por qué se utilizó una disolución acuosa de sulfato de sodio en vez de agua? ¿Sufre alguna alteración el Na2SO4 durante el experimento? ¿Por qué? Se utilizó una disolución de Sulfato de sodio para poder lograr una conducción de electricidad, ya que para que exista una conducción (como lo vimos en la práctica de propiedades periódicas) se necesita la presencia de iones, ésta es la función del sulfato de sodio; formar iones que faciliten la conducción eléctrica para poder realizar la electrolisis. Y en el experimento el sulfato de sodio si sufre una alteración se descompone en sus iones: Na2SO4 2Na+ + (SO4)2-
3. ¿Cuál es la función de la corriente eléctrica en el experimento? Es la que hace posible la reacción de descomposición, ya que sin ésta no podría existir el rompimiento de los enlaces que tiene el agua. Entonces se puede decir que la corriente eléctrica es lo más importante en el experimento, ya que esta hace posible la formación de los dos gases. 4. ¿Cómo es la reacción de los volúmenes de los gases obtenidos en el experimento? ¿Por qué? Aproximadamente el Hidrógeno produce el doble de volumen que el oxígeno, y esto se debe a que en la molécula la relación de átomos es 2:1 con respecto al oxigeno del hidrogeno (en otras palabras hay dos hidrógenos por cada oxigeno), por lo tanto se produce el doble de moles de gas; el hidrogeno produce 2 moles mientras que el Oxigeno produce solamente 1. 5. En el tubo que está conectado a la terminal negativa tuvo lugar la semirreacción de reducción ¿qué gas se produjo? Se produjo el Hidrógeno ya que el cátodo atrae a los iones positivos, es decir a los cationes, y en este caso atrajo s los protones libres que se forman y les brindo un electrón, provocando que se formara el hidrógeno. 6. ¿Qué gas se obtiene en el tubo que está conectado a la terminal positiva? ¿Por qué? Se produce el Oxígeno ya que el Ánodo atrae a los aniones, el caso del oxígeno, además de la formación del oxígeno se forman protones y electrones libres
Ánodo (+):
2H2O (l) -
O2(g) + 4H+(ac) + 4 e-
7. ¿Qué proporción existe en los tiempos requeridos para generar volúmenes de gas hidrogeno solicitados en el inciso 7? En los resultados no se ve expresado una proporción a simple vista, porque primero el tiempo que tarda de hacer de 3 a 6 mL es casi el doble que el tiempo para formar los primeros 3 mL, sin embargo los 9 mL no es ni cercano al triple , apenas alcanza 2.3 veces el tiempo para formar los primeros 3 mL. No obstante si dividimos el tiempo de 6 mL entre el de 3mL obtenemos 1.6 y si dividimos al volumen de 9mL entre el de 3mL, notaremos que es 2.3, si tomamos al primer valor de división como 1 entonces la relación es de crecimiento, más rápido entre más tiempo se deje 8. ¿Qué proporción existe en los tiempos requeridos para generar los volúmenes de gas hidrogeno solicitados en el inciso 9? Existe la misma relación que en el la pregunta 7, por lo que me hace pensar que el crecimiento puede ser exponencial, ya que cuando va aumentando el volumen la reacción de producción se va haciendo más rápida, es decir presenta una aceleración. 9. Trace en la hoja de papel milimetrado las gráficas de volumen (mL) (ordenadas) en función del tiempo (s) (abscisas) para ambos casos. a. ¿Por qué para volúmenes similares se requiere de tiempos diferentes? Porque se manejaron diferentes intensidades de corrientes, es decir entre m ayor intensidad de corriente mayor cantidad rapidez de formación de gas. b. ¿Existe para cada uno de los volúmenes obtenidos en ambos casos, alguna relación entre el tiempo requerido para obtenerlos y la intensidad de la corriente aplicada? Sí, se tiene una relación directamente proporcional, ya que si aumentamos la cantidad de corriente aumentara la velocidad de producción de gas, o en este caso la reacción.
Tabla 3: Volumen de H2 (mL)
Intensidad de corriente (A)
Tiempo (s)
Carga ( C)
Cantidad de H2 (mol)
3
0.25
141
35.25
9.517x10-5
Cantidad de electrones (mol) 1.903 x104
3
0.20
182.25
36.45
9.517x10-5
1.903 x104
6
0.2
231
57.75
1.9035x104
3.806x104
6
0.20
306.81
61.362
1.9035 x104
3.806 x104
9
0.25
326
81.5
2.855 x104
5.71 x104
9
0.20
423.315
84.66
2.855 x104
5.71 x104
10. ¿Qué relación encuentra entre la cantidad de electrones requeridos para generar cada uno de los volúmenes de gas Hidrógeno solicitados? Qué la cantidad de electrones es el doble de la cantidad de moles de Hidrógeno producido, y esto es porque se necesitan dos moles de electrones en la reacción de reducción para formar cada mol de hidrógeno 11. Trace la gráfica volumen (ordenadas) en función de la cantidad de electrones (abscisas). 12. Calcule la carga que se requeriría para generar una mol de electrones para cada uno de los casos estudiados registre los datos en la tabla 4 13. Calcule el número de electrones que corresponde a la carga utilizada para generar un mol de electrones. Recuerde que la carga de un electrón es de 1.6022x10-19. Registre los datos en la tabla 4.
Tabla 4: Volumen de hidrogeno obtenido (mL)
Cantidad de H2 (mol)
Cantidad de electrones (mol)
No. De electrones en una mol
1.903 x10-4
Carga para generar una mol de electrones (C/mol) 185233.8413
3
9.517x10-5
6
1.9035 x10-4
3.806 x10-4
151973.6842
9.4853x1023
9
2.855 x10-4
5.71 x10-4
142732.049
8.908x1023
14. ¿Qué relación encuentra con la constante de Avogadro?
1.15612x1024
Teóricamente debimos haber encontrado la constante de Avogadro como el número de electrones en una mol, sin embargo no fue así, no obstante podemos ver que nuestro experimento iba encaminado a lo que hizo Avogadro, ya que nuestra potencia (en general) nos resultó x1023 la cual es la misma potencia que tiene el número de Avogadro. Esto lo podemos atribuir a que hicimos mal nuestro experimento (hicieron) o que la presión del salón no sea 0.76 atm. 15. Con base en la cantidad de electrones requeridos para obtener los volúmenes en condiciones normales, calcule el volumen que se obtendría al utilizar 1 mol de electrones El volumen es de 11.193 L
= 11.193L
16. ¿Qué relación encuentra entre el volumen que acaba de calcular y el volumen molar? Justifique su respuesta con base a la reacción de reducción del agua. El volumen molar experimental es igual a 22.4 L para los gases ideales. Para formar el volumen con un mol de electrones tenemos que es 11.193 L, como se observa es 2 (redondeando) y esto se debe porque la reacción de reducción de la electrolisis del agua requiere dos electrones para formar una molécula de Hidrógeno. Se compara con el volumen molar que es el volumen que tiene un mol de un gas ideal; en el experimento tratamos al H2 como si fuera un gas ideal. 17. Escriba la reacción de oxidación del agua
2H2O (l) -
O2(g) + 4H+(ac) + 4 e-
Se oxida porque el oxígeno pasa de un estado de oxidación de -2 a 0 es decir pierde electrones. 18. ¿Qué volúmenes de gas oxigeno se obtienen cuando se generan 3mL, 6mL y 9mL de gas hidrogeno? Aproximadamente la mitad, y esto se debe a que en la molécula del agua las proporciones en cuestión de numero de átomos es 2:1 con respecto del hidrogeno con el oxígeno, por ello forma la mitad de moles que los moles formados por el hidrogeno y por consiguiente el volumen esperado debería ser la mitas ( pero como no son gases ideales hay márgenes mínimos de error). Por lo tanto son aproximadamente: 1.5mL, 3 mL y 9mL 19. Haga los cálculos necesarios para calcular la constante de Avogadro a partir de los 3mL de gas oxigeno generado.
Moles= n; Moles de hidrogeno en 6 mL= 1.9035 x10-4 Si partimos que el volumen generado de hidrogeno es el doble que el del oxígeno los moles generados en los volúmenes correspondientes deberían de ser los mismo, sin embargo no
los son, (eh aquí donde también podemos ver como los moles de hidrogeno que marc amos en los cálculos no son los que deberían y hacen que nuestra “constante” no sea tan constante ni
igual a la de Avogadro), lo único que debíamos hacer era igualar las dos ecuaciones y por principios lógicos si A=B y B= C entonces A= C. Siendo C la constante de Avogadro. 20. ¿Qué condiciones experimentales de intensidad de corriente (A) y de tiempo(s), se requieren para generar la cantidad de electrones necesarios para obtener en el laboratorio, 20mL de gas hidrogeno por electrolisis del agua? El cálculo es una función dependiente, si colocamos un amperaje de 0.3 ( el máximo que brindaba la fuente, necesitaríamos 526.21 s aproximadamente, pero si disminuimos el amperaje aumentara el tiempo, un ejemplo es el caso : I= 0.2A ; t= 789.32 s ( cálculos anexados en la sección de cálculos)
Cálculos Número de Culombios
Volumen 3 mL 6 mL 9 mL 3 mL 6 mL 9 mL
Intensidad (A) 0.25 0.25 0.25 0.2 0.2 0.2
Número de Moles formados de H2.
2.855
35.25 57.75 81.5 36.45 61.362 84.663
T= 19°C = 292.13 K°
moles de H2 1.9035 mol de H2 2.855 moles de H2
141 231 326 182.25 306.81 423.315
R= 0.082
Moles electrón necesarios para la reacción
Coulombios
Presión = 0.76 atm.
Tiempo (s)
) = moles de electrones necesarios
) = 1.903 mol de electrones
) = 3.806 mol de electrones
) = 5.71 mol de electrones
Carga para generar un mol
Carga ( C)
Moles formados de electrones 4
35.25 57.75
C / mol
1.903 x10-
185233.8413
3.806 x10-4
151973.6842
5.71 x10-4
142732.049
81.5
Número de electrones presentes en los moles
Ejercicio 20 I= ¿?
T= ¿?
V= 20mL
Condiciones normales en el laboratorio; 1 atm, 25C°
-4 = 8.181 x 10 moles de H2
8.181 x 10-4 moles de H2( ) = 1.6362x10-3 moles e
Suponiendo perfecto el experimento, es decir que la constante sea 6.022x10 23 1.6362x10-3 moles e-(
) = 9.853x1020 electrones
= 157.8647 C
Suponiendo que trabajamos a una corriente de I= 0.3A
C= I xt
t=
= 526.21 s
Análisis Definitivamente no resulto la práctica como debió de haber sido, ya que nuestra “constante” no
fue constante, sin embargo el margen de error fue mínimo en ese aspecto, lo que nos indica que el experimento fue bien hecho, sin embargo que el número haya sido diferente al dado por Avogadro ( 6.022x1023) nos sugiere que las medidas que tomamos no eran correctas, y a esto me refiero a que el tiempo pudo haber sido erróneo, o que la temperatura no haya sido tomada con exactitud, o que valoráramos a la presión como 0.76 atm, ( en este punto creo que si influyo), estos 3 factores influyen para conocer el número de moles producidos, uno de los factores más importantes. Ahora en cuestiones del proceso de electrolisis, pudo haber existido un margen de error de la fuente lo que nos provocaría una varianza mínima, sin embargo de poco en poquito se puede llegar a un error más grande. No obstante nuestro margen no fue tan abismal (relativamente), por lo tanto podemos afirmar que el experimento fue bueno. Conclusiones
La intensidad es un factor muy importante en la electrolisis, además que es inversamente proporcional al tiempo que se lleva a cabo la electrolisis. El volumen producido del hidrogeno con respecto al del oxígeno es el doble, esto por la composición del agua que es H 2O Para realizar electrolisis se requiere conductividad eléctrica y para ésta se requiere iones en disolución. La reacción de reducción ocurre en el Cátodo y la reacción de oxidación ocurre en el Ánodo. La carga necesaria para realizar cierta producción de gas H2 es una constante que depende del tiempo y la corriente, es decir si quiero produci3 5 mL de H2 la carga necesaria será un valor constante para los 5 mL, porque al aumentar el volumen la carga aumentara, entonces la carga también es proporcional al volumen generado. Se presentan ácidos y bases en esta reacción, en el Ánodo se produce un color azul con indicador universal, y en el Cátodo se debería de apreciar un color rojizo.
Bibliografía Chang Raymond. Novena edición. 19.8 Electrolisis. Pp 848-849 Chang Raymond. Novena edición. 4.4 Reacciones de oxidación-reducción. Pp132-133
