Descripción: demostrar la separación del agua en sus componentes a través de una corriente eléctrica
Breve informe sobre la practica de laboratorio que trata sobre la electrolisisDescripción completa
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Te explica como funciona la electrolices en la quimica
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electrolisis del agua.. laboratorio de hidrometalurgiaDescripción completa
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Descripción: algo sobre redox y electrolisis
Descripción: practica 1 electroquimica
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Electrolisis
Absorcion y Transporte Del AguaDescripción completa
Descripción: analisis de agua
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UNIVERSIDAD MAYOR DE SAN ANDRES FACULTAD DE INGENIERIA LABORATORIO DE ELECTROQUÍMIC ELECTROQUÍMICA A INDUSTRIAL
ELECTROLISIS DEL AGUA
DOCENTE:
Ing. Rene Gabriel Mejías
ESTUDIANTE:
CARRERA:
Yanarico Mamani Ruben
Ingeniería Química
FECHA: 16/10/2017
La Paz- Bolivia
ELECTROLISIS DEL AGUA Objetivo Determinar el número de Avogadro a partir de la electrolisis del agua. Además, encontrar experimentalmente la relación de volúmenes de oxigeno e hidrogeno formado en cada uno de los compartimientos.
Fundamento teórico Dado que el agua pura no conduce electricidad, si se le agregan unas gotas de ácido sulfúrico (H2SO4), se utilizan electrodos de platino y se aplica corriente continua nos encontramos con que el volumen de H2 (cátodo) es el doble que el de O2 (ánodo). Cuando ya sólo quedé en el tubo de ensayo el H2 y el O2 utilizando una astilla observaremos que en el O2 arde intensamente mientras que en el H2 se produce una explosión. Si cuidadosamente uniéramos el oxígeno con el hidrógeno, por ejemplo, colocando los dos polos dentro del mismo tubo de ensayo, al acercar una chispa eléctrica no solo tendríamos una pequeña explosión sino también notaremos unas pequeñas gotitas de agua en las paredes del tubo, que fueron originadas por la unión de dos hidrógenos y un oxígeno gracias a la chispa eléctrica. Durante el desarrollo de un proceso electrolítico, al aplicar una diferencia de potencial a la celda electrolítica se produce la diferencia de potencial a la celda electrolítica se produce la descomposición iónica de algunas sustancias que se encuentran en solución. Para descomponer el agua por electrolisis es conveniente utilizar una solución acuosa de ácido sulfúrico al 10% en peso. Este proceso se trabaja con el ‘’voltámetro de Hoffman ‘’ que se muestra a continuación:
Las reacciones que se efectúan son: En el cátodo se forma el hidrogeno y en el ánodo se forma el oxígeno. Mediante la electrolisis del agua también se puede comprobar las leyes de Faraday, las cuales relacionan la carga
eléctrica con la cantidad de materia que se libera en cada electrodo, sobre la base de los cuales se puede determinar el número de Avogadro. Como el hidrogeno se genera en forma molecular se ha de tener en cuenta dos iones de hidrogeno por cada molécula con la ecuación de estado de los gases PV=nRT donde R es la constante universal de los gases con estos datos se calcula la constante de Faraday.
Materiales
Voltámetro de Hoffman
Soporte universal
Nuez doble
Pinzas porta buretas
Amperímetro cc.
Fuente de 10 v cc.
Cronometro
Cables conductores
Regla
Reactivos
Solución d agua acidificada con ácido sulfúrico 10% en peso.
Procedimiento 1.-Armar el sistema de acuerdo a la fig. 2.-Llenar el voltámetro con solución preparada, hasta el tope de las ramas laterales. 3.-Confirmar que las llaves estén bien cerradas. 4.-Cerrar el circuito y medir el tiempo y la intensidad de corriente. 5.-Medir las alturas de hidrogeno y oxigeno respectivamente.
Datos cálculos y resultados Datos iniciales V= 3 volt
94023.1757 () .+. + 92355.957 () 96500 () − % ∗ 100 −. ∗100 % 4.29 % Conclusiones La práctica se empieza con el armado del sistema (Hoffman) luego esta se procede a llenar con agua acidificada para una mayor facilidad de movimiento de los electrones, luego se conecta a un voltámetro los electrodos y se aplica una diferencia de potencial y es ahí donde empieza la separación del agua en iones y luego pasando a estado gaseoso produciéndose por un lado dos moléculas de hidrogeno y por el otro una molécula de oxigeno cumpliendo la relación luego se mide en cada 30 seg la intensidad con que esta reacción ocurre hasta un tiempo de 7 min y se mide las alturas de columna de agua y los volúmenes generados por la electrolisis en cada electrodo. Los resultados se realizan mediante análisis de sus presiones y temperatura para poder hallar la masa de producción de los gases, luego se procede al cálculo de las constantes de Faraday y se saca un promedio para una representación experimental, el cual nos da un valor de 92355.957 que no está muy alejado del valor teórico. Luego se realiza una comparación de con el valor experimental y se tiene un error mínimo aceptable de 4.29%. Existen varias posibilidades de error los cuales pueden ser de apreciación al momento de la lectura de datos, errores de los mismos instrumentos de uso (Hoffman), la concentración de la solución y la existencia de metales presentes en el agua.
Cuestionario 1.- Indicar las diferencias entre electrolisis con producción de gases y deposito sólido. La diferencia que existe entre las dos electrolisis es que en la formación de gases se puede recuperar esa producción para nuevas util izaciones si estas son bien tratadas y almacenadas. En la electrolisis con producción de depósito de solidos estas son debido a que en la solución existían otros compuestos que reaccionaron al aplicar una diferencia de potencial, pero estos afectan a la solución ya que puede existir una mala electrolisis y que tardaría más en
reaccionar el compuesto a separar o recuperar ya que podrían ocurrir otras reacciones indeseadas. 2.- Porque debe acidificarse el agua? Se debe acidificar el agua para una mayor conducción de la electricidad y así facilitar el paso de los electrones en la solución y así producirse una mayor facilidad de separación de las moléculas de agua. 3.- escribir la reacción total del sistema
2+ 2 − Oxidación en el ánodo: 2 − 4 − 2 + Reacción total: 2 2 Reducción en el cátodo:
4.- cual es el voltaje mínimo para que exista electrolisis del agua El voltaje mínimo que se debe aplicar para que se produzca la electrolisis del agua es de 1.23 volt.
