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ASIGNATURA

: LABORATORIO DE QUÍMICA I

TEMA

: ELECTRÓLISIS

PROFESOR(A)

: NANCY FUKUDA

ALUMNO (a)

: CARMEN CAPUÑAY CHACÓN

CICLO

TURNO

: II

: NOCHE

2013

I.

OBJETIVOS

 Descomposicion química de sustancias por la corriente eléctrica.  Identificación de los productos formados, depositados y desprendidos. II.

PRINCIPIOS TEÓRICOS: El origen exacto de la electroquímica se desconoce, pero prácticamente puede considerarse que nació con Galvani y su famoso experimento con las ranas, a fines del siglo XVIII. Importantes contribuciones fueron aportadas por Volta, con la construcción de la pila eléctrica, y más tarde se sumaron científicos de nombre como Arrhenius, Vantt Hoff, Ostwald, Nernst, y principalmente Michael Faraday. El estudio de la composición de las sustancias químicas llevó al químico inglés Davy a investigar la influencia de la corriente eléctrica wn la separación de diferentes sustancias compuestas fundidas, en sus diferentes constituyentes. Posteriormente Michael Faraday, discípulo de Dave, extendió los estudios de su maestro a las disoluciones o introdujo, por primera vez, el nombre de electrolisis para referirse a la separación o roptura de sustancias compuestas mediante la corriente eléctrica. ELECTRÓLISIS Proceso en el que se utiliza la energía eléctrica continua para generar una reacción redox no espontánea. Este fenómeno químico permite la descomposición de ciertas sustancias

(generalmente electrolitos), simples o compuestas.

generándose nuevas sustancias

APLICACIONES DE LA ELECTROLISIS Los procesos electrolíticos tienen diversas aplicaciones practicas, entre ellas tenemos: obtención de elementos metalicos como el Na, K, Ca, Al, etc., elementos no metalicos como H2, Cl2, O2, Br2, etc., recubiertos de superficies metalicas con alta pureza (electrorrefinación). ELEMENTOS O COMPONENTES DE LOS PROCESOS ELECTROLÍTICOS Fuente de Energía Eléctrica Un sistemas que genran corriente eléctrica continua. En el laboratorio se pueden utilizar pilas o baterías; estos sistemas actúan como una bomba de electrones, es decir, son capaces de sustraer electrones de uno de los electrodos (ánodo) y suministrarlos al otro electrodo (cátodo) quedando electrizados. A nivel industrial se utilizan sistemas de diodos de rectificación de corriente para transformar corriente alterna en corriente continua.

Electrodos Son barras sólidas (principalmente metálicas) que son buenos conductores eléctricos y están en contacto mediante un cable conductor con la fuente de energía eléctrica. Actúan como plomos positivo (+) y negativo (-), que colocados dentreo de la celda electrolítica generan un campo eléctrico. Estos electrodos se denominan cátodo y ánodo. Hacia el catodo electrizado negativamente fluyen los cationes que generalmente se reducen; mientras que el ánodo electrizado positivamente fluyen los aniones, los cuales generalmente se oxidan. Los electrodos se pueden clasificar como:  Inertes.- Son aquellos cuya única función es conducir la corriente eléctrica durante un proceso electrolítico, por lo tanto no se consumen (su masa es constante), entre ellos tenemos: platino, paladio, mercurio, grafito,etc. Se utilizan para producirse sustancias simplea en su superficie.  Activos.- Son aquellos que aparte de conducir la corriente eléctrica participan en el proceso, es decir, se consumen (liberan iones de su estructura) oxidándose. Entre ellos tenemos: cromo, cinc, cobre, plata, etc. Que son muy utilizados en la elctrodeposición. Electrolito Son sustancias químicas disueltas en agua o fundidas (liquidos) son capaces de generar iones libres, que por acción de fuerzas eléctricas se mueven y conducen la corriente eléctrica. En los procecesos electrolíticos se utilizan como electrolitos: oxidos metalicos, sales, hidróxidos y acidos fuertes para obtener una suficiente cantidad de iones. Los iones móviles son conductores de segundo orden. Los oxidos y sales deben estar fundidos, si son pocos solubles o insolubles en agua.

Celda Electrolítica Es el recipiente que contiene al electrolito, y donde se produce la electrolisis. Las celdas electrolíticas varian mucho según la naturaleza de los electrolitos y la temperatura de proceso. Para su concentración, el material utilizado debe de resistir el ataque de las soluciones acidas y alcalinas, generalmente es de acero revestido con policloruro de vinilo (PVC) o plástico con características especiales.

Primera Ley de FARADAY La masa descopuesta o producida en una celda electrolítica es directamente proporcional a la cantidad de carga eléctrica que pasa a través de los electrodos. Segunda Ley de FARADAY

1 Faraday < > carga de 1 mol e- = 96 500 C Para una cantidad dada de carga eléctrica, la cantidad dde sustancia producida en los electrodos es proporciona a sus respectivos pesos equivalentes.

Estos resultados que obtuvo Faraday se peden explicar con suma facildad ya que por el catodo y por el ánodo de una cdlda electrolítica fluye la misma cantidad de carga eléctrica y por ende igual numero de Faraday. ** Como cada faraday de carga eléctrica produce 1 eq-g, se concluye que el número de Eq-g (equivalente-gramo) de sustancia producida en el cátodo y en el ánodo es igual. Generalizando la segunda ley de faraday, podemos decir que cuando se hace de forma circular (o pasar) la misma cantidad de electricidad a través de dos o mas celdas electrolíticas conectadas en serie, las sustancias se producen en los diferentes electrodos con igual numero de equivalentes- gramos **

III.

PARTE EXPERIMENTAL:

a) Materiales: -

Fuente poder de corriente continua – Transformador Soporte universal con pinza Bureta Pipeta de 10 ml Lija Piceta Cables de conexión Bagueta Vaso de precipitado Termómetro Cronometro

b) Reactivos: -

Disolución de ácido sulfúrico 0.1 M Cable en línea de cobre Lámina de cobre puro Disolución acida de Sulfato de Cobre (CuSO4)

c) Procedimiento: • ELECTRÓLISIS

DE

UNA

DISOLUCIÓN

DE

ÁCIDO

SULFÚRICO: Viertase 250 mL de acido sulfurico 0.1M en un vaso. Disponer una bureta invertida con su extremo bien sumergido en la disolucion, llena del mismo acido.

Tomar una lamina de cobre gruesa que actuara como anodo y pesarlo exactamente en la balanza. A continuacion, sumergirlo en la disolucion de acido Sulfurico.

Introducir un trozo de cable de hilo de linea de cobre, con 8 cm de metal, por el extremo sumergido de la bureta.

Con la fuente de corriente apagada o transformador 12V, conectar el borne positivo al anodo, y el negativo al catodo.

Conectar la fuente electrica o transformador anotando la hora de comienzo del experimento. entre 3 y 6 min., la bureta se habra llenado de gas. Detener el experimento desconectando la fuenteo transformador, anotando el tiempo transcurrido desde su inicio. Determinar exactamente el volumen de gas recogido

BIBLIOGRAFIA

1. QUIMICA, ANALISIS DE PRINCIPIOS Y APLICACIONES TOMO II – Editorial Lumbreras // Autor: Asociacion de Investigadores y editores// Tercera edición: setiembre 2010 Pag. Consultadas: 296 - 310