• Author / Uploaded
• Jesus

• Categories
• Electrodo
• Ion
• Electroquímica
• Electrólito
• Química

Citation preview

INFORME NOVENO LABORATORIO “ELECTRODEPOSICION Y LEYES DE FARADAY” 1. OBJETIVO En la siguiente practica se buscan los siguientes objetivos:  Aplicar la energía eléctrica para la realización de una reacción química.  Aplicar las leyes de Faraday de la electrolisis.  Descubrir los usos y aplicaciones de la electrodeposicion de metales. 2. FUNDAMENTO TEÓRICO INTRODUCCIÓN.Electroquímica.- Parte de la química que trata de la relación entre las corrientes eléctricas y las reacciones químicas, y de la conversión de la energía química en eléctrica y viceversa. En un sentido más amplio, la electroquímica es el estudio de las reacciones químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes o voltajes. 2.1CORRIENTE ELÉCTRICA Y MOVIMIENTO DE IONES.La disolución electrolítica es el fenómeno por el cual, bajo la acción de un disolvente una molécula se descompone en iones, que se define como Ion, partícula que se forma cuando un átomo neutro o un grupo de átomos ganan o pierden uno o más electrones. Un átomo que pierde un electrón forma un ion de carga positiva, llamado catión; un átomo que gana un electrón forma un ion de carga negativa, llamado anión. En el la disolución electrolítica la sustancia que se dispersa formando iones en una solución se denomina electrolito. La mayoría de los compuestos inorgánicos y algunos de los orgánicos se ionizan al fundirse o cuando se disuelven en agua u otros líquidos; es decir, sus moléculas se disocian en especies químicas cargadas positiva y negativamente que tienen la propiedad de conducir la corriente eléctrica (véase Ion; Ionización). Si se coloca un par de electrodos en una disolución de un electrólito (compuesto ionizable) y se conecta una fuente de corriente continua entre ellos, los iones positivos de la disolución se mueven hacia el electrodo negativo y los iones negativos hacia el positivo. Al llegar a los electrodos, los iones pueden ganar o perder electrones y transformarse en átomos neutros o moléculas; la naturaleza de las reacciones del electrodo depende de la diferencia de potencial o voltaje aplicado. La acción de una corriente sobre un electrolito puede entenderse con un ejemplo sencillo. Si el sulfato de cobre se disuelve en agua, se disocia en iones cobre positivos e iones sulfato negativos. Al aplicar una diferencia de potencial a los electrodos, los iones cobre se mueven hacia el electrodo negativo, se descargan, y se depositan en el electrodo como átomos de cobre. Los iones sulfato, al descargarse en

el electrodo positivo, son inestables y se combinan con el agua de la disolución formando ácido sulfúrico y oxígeno. Esta reacción de descomposición producida por una corriente eléctrica se llama electrólisis En la practica se realizara la electrolisis del agua. Se tiene una disolución acuosa de ácido sulfúrico (agua con gotas de ácido sulfúrico). La disolución de ácido sulfúrico se producirá de acuerdo con la siguiente ecuación: Por otro lado, en el campo eléctrico presente se movilizan los iones provenientes del ácido y los provenientes del agua. En estas condiciones los iones SO 4- y OH- se dirigirán al ánodo y allí el ion OH- cederá su carga, mientras que el ion SO4- la retiene. Como resultado de ello, la descarga del ion OH- forma agua y moléculas gaseosas de oxigeno, el cual se desprende del ánodo en forma de burbujas, mientras que el Ion SO4- retorna a la solución y permanece en estado de ion. Al mismo tiempo, en el cátodo, los iones H+ provenientes del ácido y del agua, al ceder sus cargas, forman moléculas de hidrógeno gaseoso, las cuales se desprenden en forma de burbujas por el cátodo. En el ejemplo anterior se puede comprobar que los electrodos no sufrieron transformaciones durante el proceso, pero hay casos en que esto puede ocurrir. Por ejemplo, cuando un electrolito contiene iones del mismo material del que están hechos los electrodos ene el proceso de electrolisis, los iones positivos, al ponerse en contacto con el cátodo, reaccionan con el disolviéndolo mientras que, en el ánodo, los iones negativos se unen solidariamente con el recubrimiento. La explicación que se da a esta forma de electrolisis se basa en el hecho de que las impurezas del electrodo que se desintegran no forman parte del proceso de la electrolisis y, por lo tanto, al final del proceso quedan como impurezas en el fondo del recipiente, de este se puede retirar o purificar metales. En todos los casos, la cantidad de material que se deposita en cada electrodo al pasar la corriente por un electrolito sigue la ley enunciada por el químico físico británico Michael Faraday. Esta ley afirma que la cantidad de material depositada en cada electrodo es proporcional a la intensidad de la corriente que atraviesa el electrolito, y que las masas de distintos elementos depositados por la misma cantidad de electricidad son directamente proporcionales a las masas equivalentes de los elementos, es decir, a sus masas atómicas divididas por sus valencias. Todos los cambios químicos implican una reagrupación o reajuste de los electrones en las sustancias que reaccionan; por eso puede decirse que dichos cambios son de carácter eléctrico. Para producir una corriente eléctrica a partir de una reacción química, es necesario tener un oxidante, es decir, una sustancia que gane electrones fácilmente, y un reductor, es decir, una sustancia que pierda electrones con facilidad. Las reacciones de este tipo se pueden entender bien con un ejemplo, el funcionamiento de un tipo sencillo de pila electroquímica. Al colocar una varilla de cinc en una disolución diluida de ácido sulfúrico, el cinc, que es un reductor, se oxida fácilmente, pierde electrones y los iones cinc positivos se liberan en la disolución, mientras que los electrones libres se quedan en la varilla de cinc. Si se conecta la varilla por medio de un conductor a un electrodo de metal inerte colocado en la disolución de ácido sulfúrico, los electrones que están

en este circuito fluirán hacia la disolución, donde serán atrapados por los iones hidrógeno positivos del ácido diluido. La combinación de iones y electrones produce gas hidrógeno, que aparece como burbujas en la superficie del electrodo. La reacción de la varilla de cinc y el ácido sulfúrico produce así una corriente en el circuito externo. Una pila electroquímica de este tipo se conoce como pila primaria o pila voltaica. En la batería de acumuladores, o acumulador (conocida comúnmente como pila secundaria), se proporciona energía eléctrica desde una fuente exterior, que se almacena en forma de energía química. La reacción química de una pila secundaria es reversible, es decir, se produce en un sentido cuando se carga la pila, y en sentido opuesto cuando se descarga. Por ello, una pila secundaria puede descargarse una y otra vez. 2.2 APLICACIONES INDUSTRIALES.- La descomposición electrolítica es la base de un gran número de procesos de extracción y fabricación muy importantes en la industria moderna. El hidróxido de sodio o sosa cáustica (un producto químico importante para la fabricación de papel, rayón y película fotográfica) se produce por la electrólisis de una disolución de sal común en agua (véase Álcalis). La reacción produce cloro y sodio. El sodio reacciona a su vez con el agua de la pila electrolítica produciendo hidróxido de sodio. El cloro obtenido se utiliza en la fabricación de pasta de madera y papel. Una aplicación industrial importante de la electrólisis es el horno eléctrico, que se utiliza para fabricar aluminio, magnesio y sodio. En este horno, se calienta una carga de sales metálicas hasta que se funde y se ioniza. A continuación, se obtiene el metal electrolíticamente. Los métodos electrolíticos se utilizan también para refinar el plomo, el estaño, el cobre, el oro y la plata. La ventaja de extraer o refinar metales por procesos electrolíticos es que el metal depositado es de gran pureza. La galvanotecnia, otra aplicación industrial electrolítica, se usa para depositar películas de metales preciosos en metales base. También se utiliza para depositar metales y aleaciones en piezas metálicas que precisen un recubrimiento resistente y duradero. 3 MATERIALES Y REACTIVOS Fuente de corriente continua Amperímetro de corriente continua 0 – 300 mA. Vaso de precipitado Electrodos (cobre, níquel) Voltámetro de Hoffman Sulfato de cobre (0.1 M) Disolución acuosa de ácido sulfúrico(agua con gotas de ácido sulfúrico). 4. PROCEDIMIENTO       

5. TABLA DE DATOS a) Electrodeposicion del cobre Intensidad de corriente (mA) Tiempo de electrolisis (seg) Peso del ánodo inicial (g) Peso del cátodo inicial (g) Peso del ánodo final (g) Peso del cátodo final (g) Concentración del electrolito

PRUEBA 1

PRUEBA 2

PRUEBA 3

2.7 15 8.80 Zn 8.64 Cu 8.17 9.24 0.1

2.8 14 9.02 Zn 9.64 Cu 8.46 10.86 0.1

2.8 5 8.62 Cu 9.71 Cu 9.44 8.84 0.1

Dibujar la electrodepocion del cobre realizado en el laboratorio

La ecuación de la reducción del cobre que funciona como cátodo es: Cu+2 + 2e-  Cu0 (reducción) PRUEBA 1 Calculo de la carga total transferida en la experiencia: Q  2.7 A * 900 seg  2430C

Calculo de la cantidad de cobre depositado por el método teórico: mCu 

63.5 * 2430C  1.59 C g 96500 g

Calculo de cantidad de cinc depositado en el cátodo por el método experimental de la diferencia de la masa cátodo final y el cátodo inicial: mCu   9.24  8.80  g  0.44 g

Determinación del error entre el valor teórico y el valor experimental: % Error 

0.004  0.44 0.44

100  90.9%

Porcentaje del rendimiento de la electrodeposicion del, cobre y zinc: % Re n dim iento 

0.04 *100  9.09% 0.44

PRUEBA 2 Calculo de la carga total transferida en la experiencia: Q  2.8 A * 840 seg  2352C

Calculo de la cantidad de cinc depositado por el método teórico: mCu 

65.4 * 2352C  1.59 C g 96500 g

Calculo de cantidad de cinc depositado en el cátodo por el método experimental de la diferencia de la masa cátodo final y el cátodo inicial: mzn  10.86  9.64  g  1.22

Determinación del error entre el valor teórico y el valor experimental: % Error 

1.22  1.59 1.59

*100  23.27%..

Porcentaje del rendimiento de la electrodeposicion del, cobre: % Re n dim iento 

1.22 *100  76.72% 1.59

PRUEBA 3 Calculo de la carga total transferida en la experiencia: Q  2.8 A * 300 seg  840C

Calculo de la cantidad de cobre depositado por el método teórico: mCu 

63.5 * 840C  0.55 C g 96500 g

Calculo de cantidad de cobre depositado en el cátodo por el método experimental de la diferencia de la masa cátodo final y el cátodo inicial: mzn   9.44  8.62  g  0.82

Determinación del error entre el valor teórico y el valor experimental: % Error 

0.55  0.82 0.82

*100  32.92%..

Porcentaje del rendimiento de la electrodeposicion del, cobre: % Re n dim iento 

0.55 *100  67.07% 0.82

En los comentarios del experimento de electricidad por medio salino solo se tiene que tomar encuenta que en la reaccion de las dos sustancias mas el medio salino nos demuestra que por medio de una reaccion se puede obtener electricidad con los reactivos adecuados GRAFICA DEL SEGUNDO EXPERIMENTO

TERCER EXPERIMENTO El tercer experimento no resulto ya que tanto el cátodo y el ánodo del instrumento de medición estaban sulfatados y no permitian el paso de corriente eléctrica. 6 COMENTARIO DE LOS RESULTADOS DE LA PRACTICA En la electrodeposicion del cobre se observa en la practica que los iones negativos del cobre se unen y empiezan a recubrir al cátodo, además se observa que el ánodo de cinc al final de la electrólisis que debido al paso de los electrones de la energía eléctrica se empieza a oscureces, en los datos obtenidos en la practica se tiene los resultados diferentes debido a que el amperímetro no indicaría el valor verdadero de la lectura de las escalas del amperímetro provocando un error de la masa teórica, y en el caso de la masa calculado por el método experimental cuando se hace circular la corriente eléctrica se produce el transporte del cinc desde el ánodo hasta el cátodo, las sustancias extrañas se precipitan al

fondo del recipiente. Por lo que la masa de cobre obtenido disminuirá con lo calculado teóricamente 7 CONCLUSIÓN En la practica se aprende el manejo de los instrumentos para la electrólisis. También se observa que con la ayuda de la energía eléctrica ayuda en la reacción química para lograr la electro deposición de metales, con la ayuda de las leyes de Faraday con estas bases teóricas que mediante la electrólisis se transportan los iones negativos para el recubrimiento de los metales. Tecnológicamente la electrodeposición de metales se emplea en diferentes campos de la industria como: Refinado de cobre, la electrólisis del cobre ayuda al refinado o purificación, el cobre es de gran importancia en la industria como materia prima en la fabricación de conductores eléctricos, porque la presencia de impurezas en el cobre puede presentar cambios no convenientes en la resistencia en la resistencia del metal. La galvanoplastia y la galvanostegia, son dos de los métodos basados en la electrólisis que usa para recubrir objetos con determinado metal como oro, plata, etc. En la galvanoplastia se recubre un objeto que y recubierto con algún polvo metálico para que pueda actuar como cátodo en la cuba electrolítica, al final del proceso el objeto se recubrio del metal deseado. En la galvanostegia, el procedimiento se realiza en forma similar, aunque el objeto no es el de reproducir modelos, sino mas bien recubrirlo para darle mayor belleza, resistencia o protección a determinadas sustancias. Entre las operaciones de la galvanostegia se pueden citar las siguientes: el dorado, plateado, niquelado, cromado etc. 8 BIBLIOGRAFIA Guia de laboratorio Ing. Oscar Vila Compendios de Química General – Leonardo Coronel