Sintesis Del Acido Sulfurico a Partir Del Sulfato de Cobre Por Electolisis

SINTESIS DEL ACIDO SULFURICO A PARTIR DEL SULFATO DE COBRE POR ELECTOLISIS FUNDAMENTO TEORICO: Electrolisis:

Llamamos electrólisis al proceso redox no espontáneo que tiene lugar al paso de una corriente eléctrica a través de un electrolito disuelto o fundido.

En la electrolisis el ánodo de la celda electrolítica (donde ocurre una oxidación) es el electrodo electr odo positivo y el cátodo (donde (d onde ocurre la reducción) reducci ón) es negativo. ne gativo. Los signos son contrarios a los de una pila. En 1834, Faraday descubrió que existe una relación entre la cantidad de electricidad que pasa por una cuba electrolítica y la cantidad de productos depositados (metales) o liberados (gases) en los electrodos. Para producir un mol de una sustancia se necesita conocer cuáles son los moles de electrones necesarios. La cantidad de electricidad que es necesaria para producir un mol de electrones, recibe el nombre de constante de Faraday ( 1F = 96.500 culombios/mol ). El Faraday es la carga que corresponde a un mol de electrones. 

Para saber la carga eléctrica utilizada, Q (culombios), basta tener en en cuenta que está en función de la intensidad de la corriente, I (amperios), y del tiempo que circula, t (segundos): Q = I · t

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

La carga del e - es de 1,602x10 -19 Culombios, por lo que la carga de un mol de electrones (el número de Avogadro de electrones) es de 96487 C = 1 F.

A partir de la teoría atómico-molecular atómico-molecular,, las leyes de Faraday Faraday se pueden reformular reformular de la siguiente forma: 1ª ley: La cantidad de una sustancia producida durante una electrólisis electróli sis es directamente proporcional a la intensidad de corriente (I) y al tiempo (t) que circula en la misma, es decir, a la carga eléctrica (Q) que circula por la disolución electrolítica. 2ª ley: Para una misma carga eléctrica, la masa de una sustancia obtenida en una electrólisis es proporcional a su masa molar. En resumen: La carga eléctrica es:

Q  I t La constante de Faraday es la cantidad de electricidad que es necesaria para producir un mol de electrones: 1F = 96.500 C/ mol de eDiferencias entre las pilas y la electrólisis En una pila la energía química de una reacción redox espontánea da lugar a una corriente eléctrica. En la electrolisis ocurre el proceso inverso se produce una reacción química no espontánea suministrando energía mediante una corriente eléctrica. En las pilas: el ánodo es negativo y el cátodo es positivo. En la electrolisis es al contrario: el ánodo es positivo y el cátodo es negativo. En la electrólisis sólo existe en el circuito externo un movimiento de electrones y en el interior de la cuba un movimiento de iones, es decir un transporte de carga y de materia.

En la electrólisis las reacciones que ocurren tanto en el ánodo como en el cátodo





En una celda electrolítica los dos electrodos normalmente se encuentran inmersos en un electrolito común en la celda electrolítica. El electrodo de zinc es el polo negativo (hace de cátodo en la electrólisis) debido al suministro de electrones por parte del circuito externo. Esta polaridad provoca la reacción que ocurre en este electrodo: la descarga o reducción de los iones zinc (II) que se depositan como zinc metálico, cuya lámina metálica aumenta de masa. En el electrodo de cobre (electrodo positivo que hace de ánodo en la electrólisis) los electrones fluyen hacia el circuito externo. La reacción que ocurre en este electrodo es que los átomos de cobre de la lámina metálica se oxidan a Cobre (II) disminuyendo de masa la lámina. Aplicaciones de la electrólisis: 1: Obtención de cobre puro: En el electrorrefinado del cobre el cobre impuro se hace funcionar como ánodo. El cátodo es una fina hoja delgada de cobre puro y el electrolito es una disolución de sulfato de cobre (II) acidificada con ácido sulfúrico. 2. Electrodeposición : una pieza metálica se recubre de una fina capa de in metal. El objeto a recubrir actúa como cátodo. en el ánodo se ubica una placa del metal con el que se quiere recubrir la pieza. En la electrodeposición de plata, el ánodo es de plata y el electrolito es de nitrato de plata.





MATERIALES Y REACTIVOS

Rectificador Vaso de precipitado Embudo Papel filtro

Sulfato de cobre pentahidratado Agua destilada

PROCEDIMIENTO  







Preparar 100 ml de una solución al 5 % de CuSO 4.5H2O. En un vaso vaso de precipitados de 100 ml colocar 75 ml de la solución de sulfato de cobre. Colocar el electrodo de cobre enrollado en la parte inferior que será el cátodo, y en la parte central el electrodo de grafito que será el ánodo. Conectar el polo positivo de un rectificador de corriente de corriente continua de 11.6 V al electrodo de grafito y el polo negativo al electrodo de cobre, cerrar el circuito para comenzar con la electrolisis. Electrolizar la solución por 1 hora, una vez finalizada la electrolisis filtrar el ácido sulfúrico obtenido del grafito y el cobre metálico.





Datos experimentales: + e-

CuSO4 (ac) + 2H2O (l) 2+

2-

-

H2SO4 (ac) + Cu° (s) + 3O2 (g) + H2 (g) +

Cu (ac) + SO4 (ac) + 2OH (ac) + 2H (ac) ------ H2SO4(ac) + Cu°(s) + O2(g) + H2(g)

“En la electrolisis, cuando pasa 1 Faraday (96.500 C) de corriente eléctrica, en el ánodo se oxida 1 equivalente gramo de una sustancia y en el cátodo se reduce un equivalente gramo de otra sustancia”. 

En el ánodo se pueden oxidar los iones SO 42- ó los iones OH - que se encuentran en el agua.

Como se necesita mayor potencial para oxidar los iones SO 42-, antes de lograr dicho potencial reaccionan los iones OH -. Por consiguiente en el ánodo de la celda electrolítica que vamos a construir la reacción que tendrá lugar será la oxidación de los iones OH -: 4 OH-  O2 + 2 H2O + 4 e

En el cátodo se pueden reducir los iones Cu 2+ ó los iones H + que se encuentran en el agua. Cu2+ + 2 e-  Cu° 2 H2O + 2 e -  H2 + 2 OH-

Como los iones Cu 2+ se reducen más fácilmente (porque tienen mayor potencial de reducción), en el cátodo de nuestra célula electrolítica tendrá lugar la reducción de los iones Cu 2+ con mayor velocidad que la molécula de agua. Cu2+ + 2 e-  Cu° Ojo: En el desarrollo de la práctica se trabajó con un voltaje de 5.6 voltios donde el adaptador utilizado tenía como polo positivo la parte externa, mientras que la parte inferior era negativa.





Una vez obtenido el ácido sulfúrico se realizó las siguientes pruebas: .- Reconocimiento del ácido: Pruebas

Reacción

Observación

pH

-----

Positivo

NaHCO3

H2SO4 + 2 NaHCO3 = Na2SO4 + 2 CO2 + 2 H20

Positivo

Mg°

Mg + H2SO4 = MgSO 4 + H2

Positivo

Zn°

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

Positivo

.- Determinación de la densidad y concentra ción en % (P/P) del ácido.

Peso del picnómetro vacío (g)

10.6243

t = 60 min: peso picnom. + H 2SO4 (g)

21.3018

t = 90 min: peso picnom. + H 2SO4 (g)

21.3768

Densidad para t = 60 min:  

 

W ( p  m)  Wp Vol. p

21.3 21.301 018 8  10.6 10.624 243 3 10

  1.0677 g

/ ml

comparando con la tabla de porcentajes la concentración % (P/P) del ácido en ese tiempo será: [H2SO4] = 10 % = 2.174 N Densidad para t = 90 min







Conclusiones de la síntesis: De acuerdo las reacciones podemos proponer el siguiente mecanismo de reacción: O O O

-

S O

-

2+

+

Cu

+

OH

+ O

2 HO

O

S -

+

2H

O

O

Cu

-

2H

O

+ 2e

O

+

2H

S O

-

-

H

O

H H H

O

+

1 e-

HO

-

+

H

H H

O

H

+ +

1 e-

H

HO

-

+

H

H2

Reacción global:

CuSO4 (ac) + 2H2O (l) Por tanto:

H2SO4 (ac) + Cu° (s) + 3O2 (g) + H2 (g)





CuSO4 (ac) + 2H2O (l) 1 mol

H2SO4 (ac) + Cu° (s) + 3O2 (g) + H2 (g) 1 mol

Sintesis Del Acido Sulfurico a Partir Del Sulfato de Cobre Por Electolisis

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