U.M.S.A. Ingeniería Química Facultad de Ingeniería
Inicial Ap. Paterno:
“C”
Infor In forme me # 4
Nombre: UNIV. Choque Vega Boris Renán Docente: ING. Gabriel Mejía Carrera: INGENIERÍA QUÍMICA Fecha: 9 de MAYO del 2016 Grupo:
¨C¨
ELE CTR ÓLISIS DEL AG UA 1.- OBJETIVO **Objetivo General:
Determinar El número de Avogadro, a partir de la electrólisis del agua.
**Objetivo Específico:
Calcular la cantidad de masa producida de oxígeno e hidrógeno durante la electrólisis durante un tiempo determinado.
Encontrar experimentalmente la relación de volúmenes de oxígeno e hidrógeno formados durante el proceso.
2.- FUNDAMENTO TEÓRICO Todo proceso electrolítico, se basa en la aplicación de una diferencia de potencial a una celda electrolítica, para así producir la descomposición de sustancias que se encuentran en la solución, ya sea con una ganancia de electrones, o en su defecto con la pérdida de éstos, obteniéndose compuestos u elementos con estados de oxidación diferentes a los iniciales. La electrólisis se basa en este simple principio de paso de electrones transferidos de una a otra especie. En nuestro caso tendremos la electrólisis del agua, donde esta solución acuosa, pasará a sr reducida y oxidada simultáneamente en el cátodo y ánodo respectivamente:
1⁄2 O
2 H+ (ac) + 2e-
Oxidación
2 H2O (l) + 2e- ➔ H2 (g) + 2 OH - (ac)
Reducción
H2O (l) ➔
2 (g) +
1⁄2 O
3 H2O (l) ➔
2 (g) +
H2O (l)
H2 (g) + 2 H2O (ac) Reacción Total
⁄ O
2 (g) +
H2 (g)
Esta reacción de Oxido-reducción, nos indica que por cada mol de agua se obtendría medio mol de oxígeno y un mol de hidrógeno, ambos en estado molecular gaseoso, obteniéndose mayor proporción de hidrógeno, durante una electrólisis de esta naturaleza, con lo que ya podemos esperar resultados teóricos, para nuestra práctica.
Para descomponer el agua mediante electrólisis, es conveniente utilizar una solución acuosa de ácido sulfúrico al 10% en peso, esto con el fin de facilitar el paso de la corriente eléctrica, por medio de los iones del ácido presentes en la solución acidificada. Para nuestra experiencia, desarrollaremos la electrólisis en el voltámetro de Hoffmann, este voltámetro, tiene la propiedad de separar en columnas paralelas la producción de oxígeno y de hidrógeno de manera separada, facilitándose el cálculo de volumen de cada elemento.
H2
O2
-
+
Con la reacción final determinada anteriormente, podemos ver que se obtiene oxígeno en la zona de oxidación, es decir, en el ánodo o polo positivo, por consiguiente sabemos que el hidrógeno se obtendrá en el polo negativo, es decir, en el cátodo
Como este proceso es una operación electrolítica, debe obedecer y cumplir con las Leyes de Faraday, las cuales relacionan la carga eléctrica con la cantidad de materia que se libera o deposita en un electrodo.
= − ∗ ∗ En base a los cuales se puede determinar el número constante, que es el número de Avogadro.
. =
3.- MATERIALES Y REACTIVOS MATERIALES - Voltámetro de Hoffman
- Fuente de cc. (10 V)
- Soporte universal
- Cronómetro
- Pinza nuez doble
- Cables conductores
- Pinza Portaburetra
- Regla
- Amperímetro cc. REACTIVOS Solución de agua acidulada: H 2SO4 al 10% en peso. 4.- PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
INICIO
Armar el sistema de acuerdo a la figura ya mostrada.
Llenar el voltámetro con la solución preparada, hasta llenar totalmente las ramas laterales.
Verificar que las llaves estén bien cerradas.
Cerrar el circuito y medir el tiempo y la intensidad de corriente.
Medir las alturas del hidrogeno y oxigeno respectivamente.
FIN
5.- CÁLCULOS Y RESULTADOS O2
H2
+
_
**Voltaje: 10 [V] **Temperatura: 20 [ºC] TIEMPO VS. INTENSIDAD DE CORRIENTE: Tiempo [s]
Intensidad [A]
0
0,41
30
0,4
60
0,4
90
0,4
120
0,4
150
0,4
180
0,4
210
0,41
240
0,41
t (TOTAL) = 240
I = 0,40333
ALTURAS Y VOLÚMENES MEDIDOS Columna
V [ml]
h [cm]
(Ánodo) O2
10.0
13,7
(Cátodo) H2
20.0
23.0
CÁLCULOS a) Para el cátodo tenemos:
2+ 2− → ℎ =
……………..(1)
Tomemos en cuanta los siguientes datos para reemplazar en la ecuación (1) y así determinar el valor de P( H2):
= 495∙ 101325 760 = 65994,570 Convirtiendo la altura medido en altura de Hg
∙ ℎ = ∙ ℎ 101325 = 2254,481 [] ℎ = ( 1∙23 ) = 1, 6 91∙ 13,6 76 Para la presión de vapor determinamos de tablas a 24 °C y 0,65 atm:
10 = 0.029858Bar∙ 1 = 2985,8 De la ecuación (1) obtenemos:
= 65994,572254,4812985,8 = ,
De la ecuación de estado para gases ideales, tenemos:
= ∙∙∙ ∙ , ∙ ∙ = ,∙∙∙ = ,∙− ∙ − = ̅ ∙ ∙ 0,403∙240s = 1−1,057∙10 − ……………. (2)
= ,
b) Para el ánodo tenemos:
ℎ =
2− → 2− …………….. (4)
Tomemos en cuanta los siguientes datos para reemplazar en la ecuación (1) y determinar la P (O2):
= 495∙ = 65994,570 Convirtiendo la altura medido en altura de Hg
∙ ℎ = ∙ ℎ ℎ = ∙,, [] = 1,007∙ = 1343,027 Para la presión de vapor determinamos de tablas a 24 °C y 0,65 atm:
= 0.029858Bar∙ = 2985,8 De la ecuación (4) obtenemos:
= 65994,571343,0272985,8 = , De la ecuación de estado para gases ideales, tenemos:
= ∙ ∙ ∙
∙ = ,,∙∙∙∙∙ = ,∙− ∙ − = ̅ ∙ ∙ 0,403∙240s = 8−8,34∙10 −
= ,
CALCULANDO EL VALOR DE FARADAY PROMEDIO
= 2 +, , =
= ,.
NUMERO DE AVOGADRO
. = , = ,∙
. = ,∙−
Teniendo como datos teóricos para el numero de Avogadro y el Faraday
= ,∙− = , DETERMINACIÓN DEL ERROR CON RESPECTO AL VALOR TEÓRICO:
− 5,752∙10− 6,023∙10 % = | 6,023∙10− |∙100%
% = ,%
92140,618 96500, 0 0 % = | 96500,00 |∙100%
% = ,% Relación de volúmenes de hidrogeno y oxigeno:
⁄ = = Masa de hidrogeno y oxigeno:
= ,∙−− = ,∙ Numero de Faraday obtenido:
= , Numero de Avogadro:
= ,∙− 6.- CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES La práctica nos ayudó a determinar el valor del número de Avogadro experimentalmente, además de la constante de Faraday; mediante el proceso de electrólisis del agua, demostrando de manera experimental que ambas Leyes planteadas, son valederas en una celda electrolítica con una solución acidificada. También se pudo determinar la masa de hidrógeno gaseoso que se produce durante la reducción de un catión H + a su estado molecular, además de la masa de oxígeno que simultáneamente se produce en el ánodo como consecuencias de la oxidación que ocurre en la celda de trabajo Como se pudo observar, la intensidad de corriente y el tiempo de electrólisis que se aplica a un electrodo es directamente influenciable sobre la cantidad de materia que se va obtener depositada de cada uno, verificándose la primera y segunda Ley de Faraday. Se recomienda mantener constante el flujo de corriente, debido a que una variación en la intensidad, no nos permitirá calcular valores exactos de cantidad de gas Hidrógeno y Oxígeno que se produce, debido a que en nuestros cálculos, trabajamos con un solo flujo de corriente, que debido a que se mantiene relativamente constante, asumimos un flujo de intensidad de corriente promedio.
7.- CUESTIONARIO 1º Indicar la diferencia entre electrolisis con producción de gases y deposito sólido Las electrolisis con producción de gases deben realizarse en los aparatos indicados (cerrados) debido a la producción de un gas, en cambio, las electrolisis de depósito sólido, puede realizarse abiertos al ambiente. Además, la disminución de concentración del electrolito es notable en la electrolisis de producción de gases y no puede revertir el proceso fácilmente, a diferencia de una electrólisis sólida, donde puede ser reversible mediante un proceso de energía aplicada para forzar y cambiar el sentido de la reacción.
2.- ¿Porque debe acidificarse el agua? Considerando que en la electrólisis del agua, debemos buscar que el flujo de corriente eléctrica logre descomponer este compuesto en sus iones con desprendimiento de gases, mediante la reacción:
H2O (l)
1⁄2 O
➔
2 (g) +
H2 (g)
Tomando en cuenta que la electrolisis del agua es la descomposición de agua (H2O) en los gases oxigeno e hidrogeno, es necesario el acidulante para una mejor eficacia de la electrolisis. La eficacia de la electrolisis aumenta con la adición de un electrolito (como sal, un ácido o una base) Debido a que la cantidad de iones, tanto aniones(radical) y cationes(hidronio) aumenta en la solución acuosa, mejorando su grado de conductividad eléctrica.
3º Escribir la reacción total del sistema
Reacción total del sistema H2O (l) ➔
1⁄2 O
2 H+ (ac) + 2e-
2 (g) +
2 H2O (l) + 2e- ➔ H2 (g) + 2 OH - (ac)
1⁄2 O
3 H2O (l) ➔
H2O (l)
2 (g) +
H2 (g) + 2 H2O (ac)
⁄ O
2 (g) +
H2 (g)
Oxidación (ANODO) Reducción (CATODO) Reacción Total
.
4º ¿Cuál es el voltaje mínimo para que exista electrolisis del agua? A una densidad de corriente de aproximadamente 5 kA/m2 y a 1 bar de presión, se necesita 1.23 V para que se produzca la electrolisis.
2 2− → 2 − 2 → 4 + 4−
E = - 0 828 [V] E = - 1.23 [V]
Observando los potenciales de electrólisis, de tablas para éstas dos semireacciones obtenemos un potencial total de trabajo E = ( – 1.23 – 0.828) [V]
E = - 2.058 [V]
Es el potencial mínimo de trabajo para que exista descomposición electrolítica del agua. El signo negativo, únicamente nos indica que en lugar de entregar energía, se debe aplicar diferencia de potencial a nuestro voltámetro de Hoffmann.
8.- BIBLIOGRAFIA TEXTOS “Ingeniería Electroquímica ” Mantell C. Guía “ Prácticas de Electroquímica ” Ing Mejia G.
INTERNET http://www.infoagro.com/instrumentos_medida/doc_principios_de_electrólisis.asp?k=57 http://www.ecured.cu/Leyes_de_Faraday http://www.textoscientíficos.com
