Práctica de electrolisis, Apuntes de Química

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Tania Díaz Santana

LABORATORIO INTEGRADO DE QUÍMICA | INGENIERIA QUIMICA INDUSTRIAL

Electrólisis.

Índice:

1. Objetivos.

2. Introducción.

3. Material a utilizar.

4. Reactivos.

5. Procedimiento.

6. Datos obtenidos.

7. Cálculos y resultados.

8. Conclusión.

Conectamos el otro cable unido al polo positivo de la pila al amperímetro. Introducimos la lámina de cobre en la disolución y la conectamos a un tercer cable. Cuando se conecte este último cable el amperímetro quedará cerrando el circuito. Posicionamos el amperímetro en 200mA. Conectamos el cable unido a la lámina de cobre con el amperímetro y ponemos en marcha el cronómetro hasta que transcurran 10 minutos. Tomamos la intensidad inicial, a los 5 minutos y a los 10 minutos y calculamos una media de ello. Una vez transcurridos los 10 minutos desmontamos el circuito y lavamos la lámina de cobre y la lámina de plomo de nuevo con acetona y lo secamos al aire, para posteriormente pesarlos.

6. Datos obtenidos:

Masa inicial (g) Masa final (g) Variación (g) Lámina de plomo 37.0966 37.1897 0. Lámina de cobre 28.1396 28.2497 0. I 0 I5min I10min Intensidad (mA) 17 .4 1 4.4 1 4.

7. Cálculos y resultados:

A partir de los datos obtenidos comprobamos la validez de la primera ley de Faraday: “La masa de sustancia liberada en una electrolisis es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que ha pasado a través del electrolito”. Por lo que vamos a poner a prueba esta ley y comenzamos calculando la cantidad de corriente que ha pasado: 𝑄 = 𝐼 ∗ 𝑡 𝑄 = 15. 4 ∗ 10 −^3 𝐴 ∗ 600 𝑠 → 𝑄 = 9. 24 𝐶 Por otro lado, sabiendo que la carga de un mol de electrones equivale a la constante de Faraday: 96485 C/mol, calculamos el número de moles de electrones que han circulado: 𝑛𝑒−^ =

→ 𝑛𝑒−^ =

96485 𝐶/𝑚𝑜𝑙−^

= 0. 95766 ∗ 10 −^4 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟𝑜𝑛𝑒𝑠

Sabiendo que por cada 2 moles de electrones se deposita 1 mol de cobre, como se puede observar en la estequiometria del proceso: Cu2+ + 2e-=Cu: 𝑛𝐶𝑢^2 +^ =

0. 29413 ∗ 10 −^4

= 0. 47883 ∗ 10 −^4 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝑢^2 +

Siendo la masa atómica del cobre 63.55 (g/mol): Intensidad promedio: I=15.4*10-^3 A Tiempo: t=10 minutos * 60 segundos/1 minuto =600 segundos

𝑚𝐶𝑢 2 + = 𝑛𝐶𝑢 2 + ∗ 𝑃𝑀 = 0. 47883 ∗ 10 −^4 (𝑚𝑜𝑙) ∗ 63. 55 (

Comparamos con las variaciones de peso del cobre y del clip: Variación de peso (g) Masa Cu2+obtenida por Faraday (g) Lámina de plomo 0.

1. 0030429 Lámina de cobre 0.

8. Conclusión:

Como se puede observar en la comparación de datos hay un margen de error. Esto puede deberse a que inicialmente solo lavamos los metales con agua destilada y no con acetona como se debería haber hecho. Por otra parte, se han adquirido los conocimientos de realizar una electrolisis y obtener la masa depositada a partir de la primera ley de Faraday.