electrolisis

UNIVERSIDAD DE SAN MARTÍN DE PORRES FACULTAD DE INGENIERÍA Y ARQUITECTURA

Curso

: LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL.

Práctica

: 06.

Título

: ELECTROLISIS.

Grupo

: 05.

Facultad

: INGENIERÍA Y ARQUITECTURA.

Horario

: 10:15 A.M – 13:15 P.M. (60  – C).

Profesora

: Qca. AGUIRRE MEDRANO, ROSA.

Fecha de realización : 24 DE MAYO DEL 2010. Fecha de entrega

: 31 DE MAYO DEL 2010.

Integrantes

: BRINGAS URIZAR, ALFREDO JEANPIERE. CHAVEZ HERRERA, RAÚL ALBERTO. ESPINOZA MANSILLA, HECTOR. LÁZARO CHAMORRO, JASON. MENDOZA ROJAS, ALVARO.

2010 - I

1 INTRODUCCIÓN: A continuación se dará una breve breve introducción del trabajo que que se realizó en la 6° sesión del laboratorio de Química General; donde se desarrolló la Práctica N° 09, nombrada: Electrolisis. Donde tendremos la oportunidad de hallar:

Cobre. La Cantidad de Cobre que se depositará en la placa de Cobre.

En este informe se presenta; la introducción, el resumen, la parte teórica, los detalles experimentales, los cálculos y resultados, la discusión de los resultados, conclusiones, recomendaciones y la bibliografía consultada. Los cuales se lograron desarrollar gracias a las nociones impartidas por la profesora del curso. Que fueron asimiladas y puestas en práctica por el grupo y tienen como resultado final, lo que es en sí, este informe.

2.-RESUMEN:

En este laboratorio sé produjo la elaboración de 1 experiencia; donde se pudo apreciar de qué manera manera se puede llevar a cabo un proceso proceso de electrolisis, en una Solución de Sulfato de Cobre Pentahidratado. Pentahidratado. Y además se pudo saber cual es cantidad de cobre depositado en la placa de Cobre. Con lo cual se dio por terminada la sesión y se tomo los respectivos apuntes para elaborar este informe.

3 PARTE TEÓRICA:

3.1 Electroquímica Rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química. En otras palabras, las reacciones químicas que se dan en la interface 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 una reacción química es conducida mediante una diferencia de potencial aplicada externamente, se hace referencia a una electrólisis. En cambio, si la caída 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 donde 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, es producido 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, se encuentran 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. 3.2 Celda Electroquímica Es el dispositivo utilizado para la descomposición mediante corriente eléctrica de sustancias ionizadas denominadas electrolitos. También se conoce como celda galvánica o voltaica, en honor de los científicos Luigi Galvani y Alessandro Volta, quienes fabricaron las primeras de este tipo a fines del S. XVIII. Las celdas electroquímicas tienen dos electrodos: El Ánodo y el Cátodo. El ánodo se define como el electrodo en el que se lleva a cabo la oxidación y el cátodo donde se efectúa la reducción. Los electrodos pueden ser de cualquier material que sea un conductor eléctrico, como metales, semiconductores. También se usa mucho el grafito debido a su conductividad y a su bajo costo. Para completar el circuito eléctrico, las disoluciones se conectan mediante un conductor por el que pasan los cationes y aniones, conocido como puente de sal (o como puente salino). Los cationes disueltos se mueven hacia el Cátodo y los aniones hacia el Ánodo. La corriente eléctrica fluye del ánodo al cátodo por que existe una diferencia de potencial eléctrico entre ambos electrolitos. Esa diferencia se mide con la ayuda de un voltímetro y es conocida como el voltaje de la celda. También se denomina fuerza electromotriz (fem) o bien como potencial de celda. celda.1 En una celda galvánica donde el ánodo sea una barra de Cinc y el cátodo sea una barra de Cobre, ambas sumergidas en soluciones de sus respectivos sulfatos, y unidas por un puente salino se la conoce como Pila de Daniell. Sus semi-reacciones son estas:

La notación convencional para representar las celdas electroquímicas es un diagrama de celda. En condiciones normales, para la pila de Daniell el diagrama sería:

La línea vertical representa el límite entre dos fases. La doble línea vertical representa el puente salino. Por convención, el ánodo se escribe primero a la izquierda y los demás componentes aparecen en el mismo orden en que se encuentran al moverse de ánodo a cátodo. 3.3 Reducción-oxidación Reducción-oxidación La pila CuCu-Ag, un ejemplo de reacción redox. Las reacciones de reducción-oxidación (también conocidas como reacciones redox) redox) son las reacciones de transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de elementos químicos, uno oxidante y uno reductor (una forma reducida y una forma oxidada respectivamente). Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones y otro que los acepte: 



El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir; oxidándose. El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir; reducido.

Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un par redox. Análogamente, se dice que cuando un elemento químico capta electrones del medio se convierte en un elemento reducido.

4 DETALLES EXPERIMENTALES: El trabajo experimental en el laboratorio se baso en una experiencia. Y para ello utilizamos:

-

Vaso de precipitados. 2 Varillas de cobre. Fuente de energía. Balanza electrónica.

El propósito en esta una experiencia es saber la cantidad de cobre que se deposita en un electrodo. Un detalle que podemos observar, es que en uno de los electrodos se deposita una capa medio rojiza que va a ser el cobre. En esta experiencia el objetivo es determinar la masa de cobre depositada sobre la superficie de un electrodo. El máximo voltaje que tiene el cobre (Cu) es de color rojo. Q = Carga = I.t I = amperios t = tiempo 1 Faraday = 96500carga #eq-g = # Faraday == (W/M)θ 5 CÁLCULOS Y RESULTADOS Experiencia 1: S. 1) Determinar cuál es el cátodo, colocar cualquier voltaje al equipo y observe luego de colocar las placas de Cu en cada polo, donde se deposita Cu.  El voltaje fue =3.9 voltios 2) Determinar el voltaje adecuado para depositar el Cu.  El voltaje adecuado es : 3.9 voltios 3) Limpiar el electrodo (cátodo) -Lijar -desenchufar. -secar. -pesar (W1) W1 = 22.15g El amperaje marca: 0.118 Amperios

Empieza la practica en 15 minutos, mi nutos, anotar el amperaje. 4) Después de 15min. Pesamos la placa con cobre (seca) (W2). W2 = 22.20g Muestra un amperaje de: 0.134Amperios 5) Hallamos la masa de cobre depositada W2 - W1 = mCu mCu = 22.20g - 22.15g mCu = 0.05g (experimental) (WCu/63,5)*2 = # Faraday Q = 0.134*15 Q = 120.6 1 Faraday --------------- 96500carga X --------------- 120.6 X = 0.04 (Teórico) % Error = (WExp + WTeór) / WTeór W Teór % Error = (0.05+ 0.04) / 0.04 % Error = 2.25% 6.-DISCUSIÓN DE RESULTADOS: RESULTADOS: Experiencia 1: 







Al principio nos salió 3.4 voltios, luego en un nuevo experimento salió 3.9 voltios, la cual fue el adecuado para este experimento. Para algunos integrantes del grupo no le pareció el peso teórico a uno le dio 0.045g la cual modifica el porcentaje de error en 2.11%. Otros quisieron trabajar con otro cátodo, la cual te da otros resultados erróneos, pero al final se eligió lo correcto. Los datos con respecto al pesaje de la muestra varían con el tiempo que se saca la muestra a la superficie, en la cual tuvimos 10 seg. Para poder hacer el pesaje respectivo de la muestra; así no pierda peso nuestra muestra y el margen de error sea menor, al final es eso que se busca el menor margen de error y el pesaje adecuado de la muestra con la que se está trabajando.

7 CONCLUSIONES: 

 





  

El ánodo y el cátodo no tienen tienen que estar juntos porque porque esto provocaría que la fuente se sobre cargué y por consecuente consecuente esta esta se queme. Si la lámina de cobre se pone negro esto indica que es el cátodo. Mediante la fuente se puede regular el voltaje de la carga y la cantidad de amperios que se desea. Se realizan varias pruebas hasta determinar el voltaje máximo en el cual el cátodo y el ánodo reaccionan. Se calcula el voltaje máximo para averiguar cuál es la carga adecuada para después determinar un tiempo de reacción en el ánodo y el cátodo. Se usan vasos de 50 ml ya que son son más manipulables. Se usan láminas de cobre y se conectan a la fuente. Se realizan cálculos porcentaje experimental y el real y hallar el porcentaje de error.

8 RECOMENDACIONES: 







Al manipular manipular las láminas láminas cobre ubicarlas lo más distante que se se pueda pueda ya que si se se llegan a cruzar cruzar las cargas se se malogra la fuente. Mantener el área en la que se trabaja trabaja lo más seca posible. La manipulación de los materiales de vidrio exigen una cuidadosa manipulación; además, es necesario lavar con abundante agua los equipos como: tubos de ensayo, probetas, vaso de precipitado, etc. porque siempre queda residuo de algunos componentes químicos. Usar el equipo de seguridad, como lentes de protección, guantes y el mandil; ya que se está trabajando con compuestos químicos dañinos al ser humano, que pueden provocar quemaduras.

9 BIBLIOGRAFÍA: TEXTO: - “Salcedo Lozano, Alfredo”. Química. Ed. San Marcos. I, 2000.Pág. (418). - EDICIONES SANTILLANA”. S.A. Terra Química. Ed. Santillana.2005, Pág. (306). “

INTERNET: - http://es.wikipedia.org/wiki/Cat%o%B3n http://es.wikipedia.org/wiki/Cat%o%B3n_qu%C3%qmica _qu%C3%qmica - http://es.wikipedia.org/wiki/Anodo_a - http://es.wikipedia.org/wiki/elEctrolisis.ak - http://es.wikipedia.org/wiki/galnoplasTia//eltrok. - http://www.edebedigital.com/EV/v http://www.edebedigital.com/EV/vmas/1eso/separmes mas/1eso/separmesc.PDF c.PDF

10 APÉNDICE:

.

Esquema de la Pila de Daniell. El puente salino (representado por el tubo en forma de U invertida) contiene una disolución de KCl permitiendo la interacción eléctrica entre el ánodo y el cátodo. Las puntas de éste deben estar tapadas con pedazos de algodón para evitar que la disolución de KCl contamine los otros contenedores

Trozo de metal oxidado (corroído)

Varillas de Cobre.

Fuente de Energía.

Celda galvánica.

Leyes de Faraday Se trata de leyes que relacionan la corriente eléctrica con la masa que se deposita (ejm. Ag) o libera (ejm. Cl 2) en cada electrodo como producto de la Electrólisis. - 1era Ley: La masa que se deposita o libera en un electrodo es directamente proporcional a la carga eléctrica que atraviesa la solución. mαQ

m = KQ

donde: m = masa depositada o liberada. K = constante de proporcionalidad. Q = carga eléctrica. - 2da Ley: Para una misma cantidad de electricidad, las masas de diferentes sustancias liberadas o depositas son proporcionales a sus masas equivalentes. Podemos expresar esta ley indicando que en cada electrodo se deposita o libera el mismo número de equivalentes gramo: #eq-g(B) = #eq-g(D) + +

AB

A - B+

-

+

CD

C- D+

-