ELECTROQUIMICA I, Guías, Proyectos, Investigaciones de Química

¡Descarga ELECTROQUIMICA I y más Guías, Proyectos, Investigaciones en PDF de Química solo en Docsity!

1.1. OBJETIVOSOBJETIVOS

GeneralGeneral oo Determinar experimentalmente el numero de Faraday y aplicar sus leyesDeterminar experimentalmente el numero de Faraday y aplicar sus leyes oo Realizar mediciones de conductividad de disoluciones electrolíticasRealizar mediciones de conductividad de disoluciones electrolíticas EspecificoEspecifico oo Aplicar la energía eléctrica para laAplicar la energía eléctrica para la realización de una reacción quimica yrealización de una reacción quimica y mostrar la descomposición del agua en sus elementos componentesmostrar la descomposición del agua en sus elementos componentes oo Realizar el tratamiento de datos con énfasis en PROMEDIOS,ERRORES YRealizar el tratamiento de datos con énfasis en PROMEDIOS,ERRORES Y DESVIACIONESDESVIACIONES 2.2. FUNDAMENTO TEORICOFUNDAMENTO TEORICO  ElectroquímicaElectroquímica La electroquímica es una rama de la química que estudia la transformación entre laLa electroquímica es una rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química.1 En otras palabras, las reaccionesenergía eléctrica y la energía química.1 En otras palabras, las reacciones químicasque se dan en la interfaz de un conductor eléctrico (llamado electrodo, quequímicasque se dan en la interfaz de un conductor eléctrico (llamado electrodo, que puede ser un metal o un semiconductor) y un conductor iónico (el electrolito)puede ser un metal o un semiconductor) y un conductor iónico (el electrolito) pudiendo ser una disolución y en algunos casos especiales, un sólidopudiendo ser una disolución y en algunos casos especiales, un sólido Si las reacciones químicas son provocadas por una diferencia de potencial aplicadaSi las reacciones químicas son provocadas por una diferencia de potencial aplicada externamente, se hace referencia a una electrólisis. En cambio, si la diferencia deexternamente, se hace referencia a una electrólisis. En cambio, si la diferencia de potencial eléctrico es creada como consecuencia de la reacción química, se conoce comopotencial eléctrico es creada como consecuencia de la reacción química, se conoce como un "acumulador de energía eléctrica", también llamado batería o celda galvánica.un "acumulador de energía eléctrica", también llamado batería o celda galvánica. Las reacciones químicas en las que se produce una transferencia de electrones entreLas reacciones químicas en las que se produce una transferencia de electrones entre moléculas se conocen como reacciones redox, y su importancia en la electroquímica esmoléculas 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 generanvital, pues mediante este tipo de reacciones se llevan a cabo los procesos que generan electricidad o, en caso contrario, son producidos como consecuencia de ella.electricidad o, en caso contrario, son producidos como consecuencia de ella. En general, la electroquímica se encarga de estudiar las situaciones donde se danEn general, la electroquímica se encarga de estudiar las situaciones donde se dan reacciones de oxidación y reducción encontrándose separadas, físicamente oreacciones de oxidación y reducción encontrándose separadas, físicamente o temporalmente, en un entorno conectado a un circuito eléctrico. Esto último es motivotemporalmente, en un entorno conectado a un circuito eléctrico. Esto último es motivo de estudio de la química analítica, en una subdisciplina conocida como análisisde estudio de la química analítica, en una subdisciplina conocida como análisis potenciométricopotenciométrico  Unidades eléctricasUnidades eléctricas Las unidades de la electricidad definidas por el Sistema Internacional para lasLas unidades de la electricidad definidas por el Sistema Internacional para las magnitudes relacionadas por la ley de Ohm son: el voltio para la tensión; el amperiomagnitudes relacionadas por la ley de Ohm son: el voltio para la tensión; el amperio para la intensidad; y el ohmio parapara la intensidad; y el ohmio para la resistencia.la resistencia.

Voltio Es la unidad del SI para el potencial eléctrico, la fuerza electromotriz y el voltaje. Recibe su nombre en honor de Alessandro Volta, quien en 1800 inventó la primera batería química. Es representado simbólicamente por la letra V. Se define como la diferencia de potencial a lo largo de un conductor cuando una corriente con una intensidad de un amperio consume un vatio de potencia. Amperio Es la unidad del SI para la intensidad de corriente eléctrica. Fue nombrado en honor de André-Marie Ampère. Un amperio es la intensidad de corriente que, al circular por dos conductores paralelos, rectilíneos, de longitud infinita, de sección circular despreciable y separados entre sí en el vacío a lo largo de una distancia de un metro, produce una fuerza entre los conductores de 2·10-7 newton por cada metro de conductor; también se puede conceptualizar como el paso de un Culombio (6.24 · 1018 electrones) en un segundo a través de un conductor. Se representa con la letra A. Ohmio Es la unidad del SI para la resistencia eléctrica. Se representa con la letra griega Ω. Su nombre deriva del apellido del físico Georg Simon Ohm, que definió la ley del mismo nombre. Un ohmio es la resistencia eléctrica que presenta una columna de mercurio de 106,3 cm de altura y 1 mm2 de sección transversal, a una temperatura de 0 °C.  La electrólisis La electrólisis o electrolisis1 es el proceso que separa los elementos de un compuesto por medio de la electricidad. En ella ocurre la captura de electrones por los cationes en el cátodo (una reducción) y la liberación de electrones por los aniones en el ánodo (una oxidación). Fue descubierta accidentalmente en 1800 por William Nicholson mientras estudiaba el funcionamiento de las baterías. En 1834 el físico y químico inglés Michael Faraday desarrolló y publicó las leyes de la electrólisis que llevan su nombre y acuñó los términos. Electrólisis del agua Si el agua no es destilada, la electrólisis no sólo separa el oxígeno y el hidrógeno, sino los demás componentes que estén presentes como sales, metales y algunos otros minerales (lo que hace que el agua conduzca la electricidad no es el H2O, sino que son los minerales. Si el agua estuviera destilada y fuera 100% pura, no tendría conductividad).

En otros procesos de electrodepositación donde se emplea un ánodo no consumible, como los de plomo o grafito, los iones del metal que se deposita debe ser periódicamente repuestos en el baño a medida que se extraen de la solución. ELECTRODEPOSICION DE Cu: La electrodeposición de cobre, se refiere a la obtención de cátodos de cobre de alta pureza, los cuales se producen sumergiendo dos electrodos en una solución electrolítica de sulfato de cobre. En la electrodeposición el ánodo es insoluble de manera que el electrolito no llegará a ser contaminado durante la operación y de ese mismo modo el ánodo no requerirá ser reemplazado frecuentemente. Al pasar la corriente eléctrica provoca ¡a deposición de cobre en el cátodo, mientras en el ánodo se descompone el agua dando lugar a burbujas de oxígeno Se trata de fabricar una celda electrolítica con una fuente externa de alimentación eléctrica y de observar en ella la electrodeposición de una capa de cobre sobre un objeto de acero inoxidable, que actúa como cátodo de la celda. Las reacciones de corrosión son de naturaleza electroquímica, ya que implican transferencia de electrones entre el metal que sufre el ataque (que actúa como dador electrónico o ánodo) y una segunda sustancia que recibe tales electrones, y que por tanto se reduce, actuando como oxidante en la reacción redox .Muchas partes metálicas se protegen de la corrosión por electrodeposición, para producir una fina capa protectora de metal. En este proceso, la parte que va a ser recubierta constituye el cátodo de una celda electrolítica. El electrolito es una sal que contiene cationes del metal de recubrimiento. Se aplica una corriente continua por medio de una fuente de alimentación, tanto a la parte que va a ser recubierta como al otro electrodo. Un ejemplo de deposición en varias capas es la del cromado de los automóviles. En el cromado la electrodeposición consta de una capa inferior de cobre ,una intermedia de níquel y una capa superior de cromo. En una celda electrolítica se produce una reacción redox no espontánea suministrando energía eléctrica al sistema por medio de una batería o una fuente de alimentación. La batería actúa como una bomba de electrones, arrancándolos del ánodo y empujándolos al interior del cátodo. Dentro de la celda, para que se mantenga la electro neutralidad ,debe ocurrir un proceso que consuma electrones en el cátodo y que los genere en el ánodo. Este proceso es una reacción redox  Leyes de Faraday 1 a ley de Faraday de la electrólisis - La masa de una sustancia depositada en un electrodo durante la electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de electricidad transferida a este electrodo. La cantidad de electricidad se refiere a la cantidad de carga eléctrica, que en general se mide en coulombs.

2 a ley de Faraday de la electrólisis - Para una determinada cantidad de electricidad (carga eléctrica), la masa depositada de una especie química en un electrodo , es directamente proporcional al peso equivalente del elemento. El peso equivalente de una sustancia es su masa molar dividido por un entero que depende de la reacción que tiene lugar en el material.

3. PROCEDMIENTO  ELECTROLISIS DEL AGUA  Armar el voltámetro de Hoffman debe contener agua destilada aciduladad con acido sulfúrico al 5% para facilitar el paso de la elctricidad  Conectar el circuito ,con una diferencia de potencial de 10 a 12 V y esperar a que la reacción transcurra (como maximo 20 min) , medir el tiempo la intensidad de corriente cada 30 segundos la temperatura del electrolito y las alturas de los gases formados (de H2 y O2)  Realizar 2 manómetros uno con el Hidrogeno y otro con el oxigeno para determinar la presión del gas seco  DEPOSICION ELECTRICA DE UN METAL  Disponer de una celda electrolítica con una solución electrolítica de CuSO4 a 0.5M  Pesar los electrodos antes de la electrolisis , los electrodos deben ser uno de cobre y otro de un material conductor deben estar perfectamente fijos  Conectar el circuito (2-3v) y esperar a que la reacción transcurra (debe medirse el tiempo y la intensidad de la corriente que circula)  El tiempo de la electrolisis no debe ser mayor a 5 min  Desconectar el circuito y pesar los electrodos una vez secos  CONDUCTANCIA ELECTROLITICA MEDICION DE LA COONDUCTIVIDAD  Medir la conductividad de las disoluciones con el conductivimetro y registrar los datos  Calcular la conductancia equivalente de cada disolución  Graficar (Conductancia Equivalente) vs (Raiz uadrada de la Normalidad de la solucion)y luego interpole la grafica para hallar el valor de la conductancia equialente a dilución infinita  Indicar a que tipo de electrolitos pertenecen cada una de las soluciones utilizadas en la practica

eq-g = ( ) #(  ) eq-g H2=  /   =1 eq-g

 CALCULAR LA CARGA TOTAL TRANSFERIDA EN CADA EXPERIENCIA

MEDIANTE LA RELACION

Q=It Donde Q es la carga en culombios , I es la intensidad en amperios y el tiempo t en segundos I=0.22 AMPERIOS 1° experiencia 2° experiencia t=845.4 seg t=600.6 seg Q=It Q=0.22845.4 Q=0.22600. Q=185.98 COULOMBS Q=132.132 COULOMBS  CALCULAR LA MASA DE HIDROGENO QUE SE HA PRODUCIDO La reacción para el H2 ocurre en el catodo donde el agua se reduce e-^ + APLICANDO LA PRIMERA LEY DE FARADAY  = ∗∗ ∗ donde :  

ENTONCES LA EXPRESION SE REDUCE A :

∗∗  F=96500^ coulombs 1° experiencia 2° experiencia  H2 = .∗.∗   H2 =^ .∗.∗   2 = 1. 93 *10-3^ g  2 = 1. 37 *10-3^ g  CALCULAR LA MASA EXPERIMENTAL DE HIDROGENO PRODUCIDA EMPLEANDO LA ECUACION GENERAL DE LOS GASES EN LAS CONDICIONES DE VOLUMEN , TEMPERATURA Y PRESION DEL SISTEMA EN LA EXPERIENCIA Pvapor (T=16°c) =13.6 mmHg  ∗  =  ∗  ∗  1° experiencia 2° experiencia Primero calculamos las presiones del gas seco para cada experiencia PH2 = hH2 + Patm – Pvapor PH2 = hH2 + Patm – Pvapor

H2O = H2 + OH-

eq-g = ( ) #(  ) eq-g H2=  /   =8 eq-g

PH2 = 20.82+495-13.6 PH2 = 16.3+495-13.

PH2 =502.22mmHg PH2 =497.7mmHg Reemplazando en la ecuación general de los gases  2 = .∗.∗ .∗8

.∗.∗ .∗8 mH2 = 2.01* 10 -3^ mH2=1.48* 10 -  OBTENER EXPERIMENTALMENTE LA CONSTANTE DE FARADAY (F) Y CUAL ES SU PORCENTAJE DE ERROR Partimos de la siguiente expresión  = ∗∗  y usamos los datos de masa obtenidos 1° experiencia 2° experiencia  = ∗∗  ^ =^ ∗∗   = .∗.∗ .∗ ^ =^ .∗.∗ .∗  =88565.71 coulombs  =89278.36 coulombs Para calcular los errores respecto al valor teorico (F=96500 Coulombs) %error = −88.  ∗ 100 % %error = −88. 

%error=8.22% %error=7.48%  DETERMIINAR EL ERROR ENTRE EL VALOR TEORICO Y EL PRACTICO O EXPERIMENTAL Entonces los valores encontrados de la constante de Faraday son : F1=88565.71 coulombs F2=89278.36 coulombs F (^) promedio =88922.04 coulombs n(#de medidas)=2 SF=503. Asumimos un nivel de confianza del 95 % F = F (^) promedio. ± tα  ∗sF √^ tα/2=12. F = ( 88922.04 ± 4527.46) coulombs  REPETIR LOS CALCULOS PARA EL OXIGENO  CALCULAR LA MASA DE OXIGENO QUE SE HA PRODUCIDO La reacción para el O2 ocurre en el anodo donde el agua se oxida

H 2 O = O 2 + 4 H+^ +

APLICANDO LA PRIMERA LEY DE FARADAY

e-

eq-g = ( ) #(  ) eq-g H2= . /   =31.75 eq-g

 DETERMIINAR EL ERROR ENTRE EL VALOR TEORICO Y EL PRACTICO

O EXPERIMENTAL

Entonces los valores encontrados de la constante de Faraday son : F1=92994coulombs F2=88088coulombs F (^) promedio =90541 coulombs n(#de medidas)=2 SF=3469. Asumimos un nivel de confianza del 95 % F = F (^) promedio. ± tα  ∗sF √^ tα/2=12. F = ( 90541 ± 3469.06) coulombs Electrodeposición del cobre Intensidad de corriente Inicial: 0.20 A Final: 0.6 A Tiempo de electrolisis 2 minutos (totales) Peso ánodo inicial(g) 12.76 g Peso cátodo inicial(g) 7.320 g Peso ánodo final(g) 12.746 g Peso cátodo final(g) 7.329 g Concentración del electrolito 0.5 M  EMPLEANDO LA PRIMERA LEY DE FARADAY, CALCULAR LA CANTIDAD DE COBRE DEPOSITADA EN EL CATODO REPETIR PARA LA MASA LIBERADA EN EL ANODO COINCIDEN ESTOS VALORES? EXPLIQUE:  = ()∗∗  F=96500^ coulombs La reacción para el Cu que ocurre en el catodo es: =  = .∗∗.   =7.96*10-3^ g es la masa depositada en el catodo Masa (^) anodo inicial – Masa (^) anodo final = Masa (^) liberada Masa (^) liberada =0.014 g  Los valores claramente difieren mucho uno del otro entonces , se podría decir que hubo un error en los procedimientos hechos en laboratorio  Lo que podría haber afectado al experimento seria que la intensidad de corriente y el tiempo de electrodeposición no fue medido correctamente

 DETERMINAR EL RENDIMIENTO O EFICIENCIA DE CORRIENTE

η=     ∗ 10 0% I total = 0.6 A Entonces usamos :  = ()∗∗  F=96500^ coulombs

1. 014 = ()∗∗.  I^ útil^ =^ 0.35^ A Entonces el rendimiento seria : η= . . ∗ 10 0% η = 58.33%  INDICAR EL PORCENTAJE DE ERROR , DEL VALOR EXPERIMENTAL ¿Cómo SE DETERMINA ESTE VALOR? RESPECTO DEL TEORICO Podemos calcular la masa de cobre depositada en el cátodo a partir de la estequiometría del proceso: La masa teórica depositada en el catodo será:  = .∗∗.  ^ =7.96* -3 (^) g La masa experimental depositada será : Masa (^) anodo inicial – Masa (^) anodo final = Masa (^) depositada 12.76 - 12.746 (^) = Masa (^) depositada =0.014 g  INDICAR Y EXPLICAR LAS PROBABLES FUENTES DE ERROR DE ESTE EXPERIMENTO  La intensida de corriente y el tiempo de electrodeposición no fue medido correctamente  Los equipos usados en laboratorio tenían ya un tiempo prolongado de vida y sus resultados no son tan exactos  Los resultados nos dicen que los errores estuvieron presentes en este experimento , aunque los errores no son conocidos en su totalidad estos serian sistemáticos Conductancia electrolítica Los datos tomados en laboratorio fueron de conductividad especifica y los tuvimos que transformar en conductividad equivalente con la siguiente formula: Λ= ∗   K=conductividad especifica N=Normalidad 7.96*10-3^ 0.
2. 014  7. 9 6 ∗ 1 0  3

× 100 % = 43. 14 %

• 0 100 200 300 400 500 600 700 800

1. 01 0. 0316 0. 1 0. 2236 Λ = 1 0 0 0 / √(N)

ACIDO ACETICO

TEORICA EXPERIMENTAL  INDICAR A QUE TIPO DE ELECTROLITOS PERTENECEN CADA UNA DE LAS SOLUCIONES UTILIzADAS EN LA PRACTICA Los son aquellos que ionizan completamente es decir, se separan a un 100 %— mientras que los se ionizan solo parcialmente. Este porcentaje de ionización suele estar alrededor del 1 a 10 %. Para diferenciar mejor estos dos tipos de electrolitos se puede decir que en la solución de un electrolito fuerte la especie (o especies) principal(es) son los iones resultantes, mientras que en la solución de electrolitos débiles la especie principal es el propio compuesto sin ionizar.  Cloruro de sodio (NaCl)  Nitrato de potasio (KNO 3 )  Cloruro de magnesio (MgCl 2 )  Acetato de sodio (CH 3 COONa)

 Ácido acético (CH 3 COOH)  Ácido benzoico (C 6 H 5 COOH)  Ácido fórmico (HCOOH)  Ácido cianhídrico (HCN)  Ácido cloroacético (CH 2 ClOOH)  Ácido iódico (HIO 3 )  Ácido nitroso (HNO 2 )  Ácido carbónico (H 2 CO 3 )  Ácido fosfórico (H 3 PO 4 )  Ácido sulfuroso (H 2 SO 3 ) Las soluciones ya están en tablas pues los años de experimentación y los resultados nos clasifican al NaCl (Cloruro de Sodio) como electrolito fuerte y el CH3COOH (Acido Acetico) es un electrolito débil

6. ANALISIS DE RESULTADOS o Realizando una comparación de los datos obtenidos con el conductivímetro podemos observar que la solución de NaCl tiene mayor conductibilidad que la solución de ácido acético. o Se puede observar que la conductibilidad de ambas soluciones es directamente proporcional a la concentración normal de las mismas. o En la electrodeposición del cobre el error casi alcanza el 50 % esto demuestra que otros factores como el ambiente y los instrumentos de laboratorio sin su correcta limpieza afectan al experiento
7. COMPARACION CON DATOS BIBLIOGRAFICOS Para este laboratorio los valores bibliográficos y los experimentales estuvieron cerca uno del otro exceptuando la electrodeposición la cual tiene un error alto , los demás resultados son aceptables La grafica a disolución infinita lleva 2 curvas una teorica y otra experimental , al extrapolarlas se alejan una de la otra; el alejamiento repentino se debería mas que todo a que los valores obtenidos en laboratorio son los incorrectos