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• Gabriel Ricardo Gutierrez Vivanco

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UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN CRISTÓBAL DE HUAMANGA FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y METALURGIA ESCUELA DE FORMACIÓN PROFESIONAL DE INGENIERÍA QUÍMICA

Laboratorio de Química General “B” ASIGNATURA: QU – 142 QUÍMICA II PRACTICA N0 2 CELDAS ELECTROLÍTICAS PROFESOR DE TEORÍA

: ING. VARGAS CAMARENA, Mauro

PROFESOR DE PRÁCTICA

: ING. VARGAS CAMARENA, Mauro

ALUMNA

- MUÑOZ QUISPE, Nicoli Carolina

GRUPO

: miércoles de 7:00am – 10:00am

MESA

: “B”

FECHA DE EJECUCION : 25 // 10 // 2017 FECHA DE ENTREGA

: 01 // 11 // 2017 AYACUCHO-PERÚ 2017

CELDAS ELECTROLÍTICAS I. OBJETIVOS Al finalizar la práctica, el alumno será capaz de:   

Construir celdas electrolíticas con los materiales e instrumentos de laboratorio y las soluciones acuosas disponibles. Explicar cualitativamente la producción de reacciones químicas no espontáneas al aplicar corriente eléctrica continua a soluciones de electrolitos. Comprender el fundamento de los procesos electrolíticos y su aplicación en la obtención de metales de alta pureza y otras sustancias químicas.

II. BIBLIOGRAFIA Electrólisis   

Aplicando una f.e.m. adecuada se puede conseguir que tenga lugar una reacción redox en el sentido que no es espontánea. En una cuba electrolítica se utiliza energía eléctrica para producir un cambio químico. Durante la electrolisis se hace pasar una corriente eléctrica para producir un cambio químico cuyo potencial de celda es negativo.

 Dado que la electrólisis es el proceso en el que se consigue forzar una reacción redox no espontánea mediante la aplicación de una fem adecuada, es necesario que el sistema al que se realiza la electrolisis sea conductor de la corriente. En caso contrario el circuito estaría abierto y la corriente no fluiría.  Los compuestos iónicos, como el cloruro de sodio sólo conducen la corriente eléctrica cuando se encuentran fundidos o disueltos en agua. Estudiaremos primero la electrolisis del NaCl fundido y a continuación la compararemos con su electrolisis disuelto en agua.

 Al igual que en la pila galvánica se produce la reducción en el cátodo y la oxidación en el ánodo, pero en la electrólisis, el cátodo es negativo y el ánodo es positivo  El recipiente donde se realiza la electrólisis se denomina cuba electrolítica Electrolisis del NaCl fundido Por ejemplo: 2 Na + Cl2 → 2 NaCl G  0  espontánea 2 NaCl → 2 Na + Cl2 G  0  no espontánea Se puede obligar a que los iones Cl- cedan 1e - a un ion Na+, con una pila de f.e.m adecuada El cloruro de sodio fundido está disociado en sus iones. Los electrodos inertes se introducen en el electrolito y se conectan a una fuente de corriente continua. Los iones se mueven hacia los electrodos de signo contrario al suyo: los Cl- al ánodo (+) donde se oxidan y los Na+ al cátodo (-) donde se reducen.

En la práctica, debido a la resistencia de los hilos conductores y de la propia cuba electrolítica, es necesario aplicar una tensión mayor de 4,07 V Electrolisis del agua ánodo: 2 H2O → O2+ 4 H+ + 4 e-

ε°= -1,23V

cátodo: 4 H2O + 4 e- → 2 H2+ 4 OH-

ε°= -0,8V

2 H2O → 2 H2+ O2

ε° = -2.01 V

Electrolisis en disolución acuosa  Cuando se realiza la electrolisis de una sal en disolución acuosa es más difícil predecir qué reacciones se producirán en los electrodos.  En el cátodo (reducción) además del catión de la sal también puede reducirse el agua produciéndose un desprendimiento de hidrógeno. M+n → M ó H+ → H2  En el ánodo (oxidación) además del anión de la sal puede oxidarse el agua produciéndose un desprendimiento de gas oxígeno

¿Cómo saber qué proceso ocurre en cada electrodo?  En el ánodo se producirá la oxidación más favorable.  En el cátodo se producirá la reducción más favorable  Si el anión es menos oxidable que el agua, en el ánodo se oxida el agua SO4 2- , NO3  Si el catión es menos reducible que el agua, en el cátodo se reduce el agua Li+, Ca+2 alcalinos y alcalinotérreos  En los demás casos en el ánodo se oxida el anión de la sal y en el cátodo se reduce el catión del electrolito Aplicaciones del electrólisis. Se utiliza industrialmente para obtener metales a partir de sales de dichos metales utilizando la electricidad como fuente de energía. Se llama galvanoplastia al proceso de recubrir un objeto metálico con una capa fina de otro metal: Ejemplo: Zn2+ + 2 e–  Zn (cincado)

Electrólisis. Ecuación de Faraday Las relaciones cuantitativas entre la energía eléctrica y las cantidades de sustancia que se obtienen en los electrodos durante una electrolisis fueron denunciadas por Michael Faraday en 1832. La carga de un electrón es de 1’6 x 10–19 C y la de 1 mol de electrones (6’02 x 1023) es el producto de ambos números: 96500 C= 1 F. 1 Faraday = 96500 Culombios Intensidad = carga / tiempo Carga = intensidad. tiempo Carga (culombios) = Intensidad (amperios). tiempo (segundos) Electrólisis. Ecuación de Faraday

Ag+ + 1 e- → Ag

Con 1 F se depositan 107,9 g de Ag

Cu+2 + 2 e- → Cu

Con 1 F se depositan 63,5/2 g de Cu

Al+3 + 3 e- → Al

Con 1 F se depositan 27/3 g de Al

Con una mol de electrones se es capaz de reducir 1 mol de metal monovalente o ½ mol de metal divalente, es decir, a una masa de (Mat/n), siendo n el nº de electrones ganados por la especie que estamos considerando (o perdidos si la especie se oxida). Electrólisis. Ecuación de Faraday. Con 96500 C Con I.t C

se depositan

( Mat/n) gramos

se depositarán

M(g) = Meq  I  t = 96500

m (g)

Mat  I t n°e-  96500

Corrosión. Un problema muy importante es la corrosión de los metales; por ejemplo, el hierro: Oxid. (ánodo): Fe(s)  Fe2+(ac) + 2eRed. (cátodo): O2(g) + 4 H+(ac) + 4e-  2 H2O(l) En una segunda fase el Fe2+ se oxida a Fe3+: 4 Fe2+(ac) + O2(g) + 4 H2O(l)  2 Fe2O3(s) + 8H+(ac) Protección catódica

Sirve para prevenir la corrosión. Consiste en soldar a la tubería de hierro a un ánodo de Mg que forma una pila con el Fe y evita que éste se oxide, ya que quien se oxida es el Mg.

TIPOS DE ELECTRODOS. 5.1. Electrodos activos.

Participan en la reacción química de la pila. • Se consumen o forman a medida que se produce la reacción. p.ej.: pila Daniell Þ Varillas de Zn y Cu (Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu) 5.2. Electrodos inertes. • No participan en la reacción química de la pila. • Sólo proporcionan el soporte donde ocurre la transferencia de ep.ej.: Varilla de Pt (Cu + 2 Fe3+ → Cu2+ + 2 Fe2+) 5.3. Electrodos de gas En él participa una especie gaseosa. p.ej.: electrodo de hidrógeno 

Ionización - Es una fase previa antes de la aplicación de la corriente y para efectuar la sustancia a descomponer ha de estar ionizada, lo que se consigue disolviéndola o fundiéndola.



Orientación - En esta fase, una vez aplicada la corriente los iones se dirigen, según su carga eléctrica, hacia los polos (+) ó (-) correspondiente



Descarga - Los iones negativos o aniones ceden electrones al ánodo (+) y los iones positivos o cationes toman electrones del cátodo (-).

III.MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS  1 balanza de precisión 0,01  8 cables de conexión eléctrica  1 fiola de 100 ml  1 fiola de 250 ml  4 probetas de 50 ml  2 vasos de precipitado de 250 ml  2 vasos de precipitado de 400 ml  2 electrodos de acero inoxidable  1 espátula  1 electrodos de cobre  4 varillas de vidrio  8 nueces  8 pinzas para refrigerante  4 fuentes de corriente continua  1 electrodo de zinc  Electrodo de grafito REACTIVOS QUÍMICOS: H2SO4 concentrado. Sustancias sólidas: CuSO4 .5H2O y NaCl IV.

PROCEDIEMIENTO EXPERIMENTAL

3.1 Electrólisis del agua en medio ácido  En un vaso de precipitado de 400 ml- colóquese 300 ml- de agua destilada y adiciónese poco a poco 5 ml- de ácido sulfúrico concentrado y agítese la solución ácida.  Llénese la solución ácida a dos (2) probetas de 50 ml- hasta el tope.  Tápese cada probeta con un pedazo de papel e introdúzcalo en la solución ácida contenida en el vaso de precipitado, de tal manera que permanezca con la boca hacia abajo sostenidas con las respectivas pinzas, pero siempre llena con la solución acuosa y con ausencia de aire.  Introdúzcase los electrodos de acero inoxidable provistos con los cables de conexión en el interior de la probeta, debiendo permanecer dentro de ella. La unión del metal y el acero inoxidable debe estar protegido con aislante (cera o silicona). (Ver figura).  Contrólese el tiempo de electrolisis y conéctese los electrodos al generador de corriente continua (batería), teniendo en cuenta la polaridad, la intensidad de corriente (1 A) y el voltaje requerido, a fin de obtener oxígeno gaseoso en el ánodo e hidrógeno gaseoso en el cátodo.  Agítese la solución acuosa con una varilla de vidrio a intervalos de tiempo.  A la conclusión del ensayo, regístrese el tiempo de electrólisis, el voltaje y amperaje aplicados y los volúmenes de cada uno de los gases obtenidos.

Observaciones: Se armó el sistema con la ayuda de dos soportes, se utilizó dos probetas y un vaso precipitado, se llenaron las probetas con una solución de agua más ácido sulfúrico (evitar que contenga aire en su interior) y colocar invertido al vaso precipitado. Después colocamos los electrodos (acero inoxidable y grafito) al interior de las probetas y encendemos la fuente de corriente continua y se observa que se producen burbujas en los electrodos. Ahí se observa la electrolisis del agua y la formación de oxigeno e hidrogeno que se va acumulando en las probetas. En la probeta donde está el hidrogeno gaseoso se torna un color anaranjado que por la oxidación del acero.

3.2 Electrólisis de una solución acuosa de cloruro de sodio (solución concentrada)  En un vaso de precipitado de 400 mL colóquese 350 ml- de agua destilada y adiciónese 10,50 gramos de cloruro de sodio y agítese la solución salina.  Llénese la solución salina a dos (2) probetas de 50 mL hasta el tope.  Tápese cada probeta con un pedazo de papel e introdúzcalo en la solución salina contenida en el vaso de precipitado, de tal manera que permanezca con la boca hacia abajo sostenidas con las respectivas pinzas, pero siempre llena con la solución acuosa y con ausencia de aire.  Introdúzcase el electrodo de acero inoxidable (cátodo) provisto con el cable de conexión en el interior de una de las probetas, debiendo permanecer dentro de ella y en la otra probeta el electrodo de grafito (ánodo). La unión del grafito y el acero inoxidable con los cables de conexión deben estar protegidos con un aislante (cera o silicona). (Ver figura).  Contrólese el tiempo de electrólisis y conéctese los electrodos al generador de corriente continua (batería), teniendo en cuenta la polaridad, la intensidad de corriente (1 A) y el voltaje requerido, a fin de obtener cloro gaseoso en el ánodo, hidrógeno gaseoso en el cátodo y la solución alcalina (NaOH) en el vaso.  Agítese la solución acuosa con una varilla de vidrio a intervalos de tiempo.  A la conclusión del ensayo, regístrese el tiempo de electrólisis, el voltaje y amperaje aplicados y los volúmenes de cada uno de los gases obtenidos.  A la solución resultante adiciónese gotas de indicador fenolftaleína para comprobar el medio de la solución. (Debe obtenerse una solución color rojo grosella).

Observaciones: Al igual que el anterior ensayo armamos el mismo sistema pero la solucion es diferente la cual contiene cloruro de sodio disuelto en agua. Ya colocados los electrodos encendemos la fuente de corriente continua donde tambien se observa la formacion de burbujas que salen de los diferentes electrodos ,en donde se forman cloro gaseoso e hidrogeno gaseoso y se depositan e las diferentes provetas . Al pasar un detreminado tiempo se observa el cambio de color en la solucion ,la que es producida por la corrocion del acero , y otro de los factores es por el grafito que contiene particulas que se desprenden en la reaccion (se debe

aglutinar) tambien se debe a la diferencia de electrodos (reacciones secundarias) La solucion por la electrolisis se forma una base la cual observamos añadiendo gotas del indicador (fenoftaleina)que se torna el color rojo rozeida y nos indica la formacion de una base (hidroxido de sodio). 3.3 Electrodeposición o recubrimiento electrolítico de cobre  En un vaso de precipitado de 250 ml colóquese 100 mL de solución acuosa de sulfato cúprico 0,5 M, preparado a partir de CuSO 4.5H2O.  Dispóngase de un electrodo de cobre (ánodo) con la superficie metálica limpia e introdúzcase en la solución. (Ver figura).  Dispóngase de un material (moneda) a recubrir limpia y seca.  Determine la masa inicial de dicho material.  Instálese como electrodo (cátodo) dicho material, debiendo introducirse en la solución de Cu++(ac) toda la superficie del metal.  Contrólese el inicio del tiempo de electrólisis, el voltaje y amperaje inicial utilizado en el proceso de electrólisis y conéctese los electrodos al generador de corriente continua (batería), teniendo en cuenta la polaridad, la intensidad de corriente (1 A) y el voltaje requerido, a fin de obtener cobre metálico depositado en el cátodo.  Agítese la solución acuosa con una varilla de vidrio a intervalos de tiempo.  A la conclusión del ensayo, regístrese el tiempo de electrólisis, el voltaje y amperaje aplicado.  Observar las características de la superficie de los electrodos de cobre utilizados, tanto como ánodo y cátodo.  Secar cuidadosamente el material utilizado como cátodo en la estufa eléctrica y determine la masa final.

Observaciones: Se arma un sistema utilizando una lamina de cobre y una moneda la cual seran los electrodos conectados a una fuente de energia , sumerimos los electrodos a una solucio de sulfato de cobre y encendemos la fuente , al pasar un determinado tiemp se observa que la moneda esta en parte recubierta de cobre y la lamina corroida .esto se debe al desprendimiento de los iones cobre que mediante la electricidad se depositan en la moneda (galbanoplastia).

3.4 Electrodeposición o recubrimiento electrolítico de zinc  En un vaso de precipitado de 250 mL colóquese 100 ml- de solución de vinagre comercial (color blanco) y 2,88 g de ZnS04.7H20.  Dispóngase de un electrodo de zinc (ánodo) con la superficie metálica limpia e introdúzcase en la solución. (Ver figura).  Dispóngase de un material (moneda) a recubrir limpia y seca.  Determine la masa inicial de dicho material.  Instálese como electrodo (cátodo) dicho material, debiendo introducirse en la solución ácida toda la superficie del metal.  Contrólese el inicio del tiempo de electrólisis, el voltaje y amperaje inicial utilizado en el proceso de electrólisis y conéctese los electrodos al generador de corriente continua (batería), teniendo en cuenta la polaridad, la intensidad de corriente (1 A) y el voltaje requerido, a fin de obtener cobre metálico depositado en el cátodo.  Agítese la solución acuosa con una varilla de vidrio a intervalos de tiempo.  A la conclusión del ensayo, regístrese el tiempo de electrólisis, el voltaje y amperaje aplicado.  Observar las características de la superficie del electrodo de zinc utilizado y la del material recubierto (cátodo).  Secar cuidadosamente el material utilizado como cátodo en la estufa eléctrica y determine la masa final.

Observaciones: Se arma un sistema parecido al anterior ensayo pero ahora el electrodo positivo sera el zinc y en el catodo una moneda la cual sera recubierta se sumerge en una solucion acuosa de zinc. Al pasar una cantidad de tiempo se observa que el zinc se deposito en la moneda recubriendolacasi por completo, aquí podemos obvervar que la cantidad que se deposita es la misma cantida que se disuelve y la deposicion termina cuando todo el ion de zinc se deposita (lo mismo pasa en el cobre) V

I

tmin

VH2

VO2

A

8

1

11,5

37ml

11ml

B

8

1

10,5

29ml

C

8

1

D

2

1

VCl2

mi

mf

18

4,42

4,52

6,0

3,51

3,53

1ml

V.

DATOS Y RESULTADOS EXPERIMENTALES

Para cada uno de los procesos electrolíticos: 4.1. Representar en forma esquemática cada una de las celdas construidas.

4.2. Señalar los cationes y aniones que contienen cada una de las soluciones electrolíticas, al inicio y después de los procesos de electrólisis.

4.3. Formular las semirreacciones químicas que ocurren en el ánodo y en el cátodo de cada celda. Mesa “A” ε°ox= 1,23 V

O2(g) + 4H+ + 4e-

Ánodo: 2H2O(l) Cátodo: 2H+(ac) + 2e-

ε°red= 0,0 V

H2(g)

Mesa “B” Ánodo: 2Cl-(ac)

ε°ox= -1,359 V

Cl2(g) + 2e-

H2(g) + 2OH-(ac) ε°red= -0,83 V

Cátodo: 2H2O(l) + 2eMesa “C” (cátodo)

Cu++(ac) + 2e-

A: Cu(s) + A B: Cu++(ac) – C + 2e-

Cu(s) + C

ε°ox= -0,337 V ε°red= +0,337 V

Mesa “D” (cátodo) A: Zn(s) C: Zn++ + 2e-

Zn++ + 2eZn(s)

ε°ox= 0,76 V ε°red= -0,76 V

4.4. Formular la reacción química redox que ocurre en cada una de las celdas. Mesa “A” Mesa “B” Mesa “C” Mesa “D” 4.5. Calcular el potencial o voltaje estándar mínimo (ε°celda) que debe aplicarse a cada celda para que se produzca el proceso de electrólisis. ɛ°celda = ɛ°ox(ánodo) + ɛ°red(cátodo) Mesa “A” ɛ°celda = -1,23 V + 0,0 V = -1,23 V Mesa “B” ɛ°celda = -1,359 V + (-0,83 V) = -2,189 V Mesa “C” ɛ°celda = -0,337 V + 0,337 V = 0,0 V Mesa “D” ɛ°celda = 0,76 V + (-0,76 V) = 0,0 V

VI. CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES Se puede concluir, que cuando se comenzó a realizar el proceso de electrolisis, hubo una reacción química, el cual era producido, por medio de la corriente eléctrica proveniente del electrodo, descomponiendo los compuestos químicos y desasiéndolos en iones. En si lo que ocurre en este proceso, es una reacción de oxidación-reducción, donde la fuente de alimentación eléctrica se encarga de aportar la energía necesaria Con el desarrollo del trabajo presentado pudimos conocer un poco más sobre la este proceso y su funcionamiento, puesto a que la electrolisis es un proceso, sencillo a realizar fue interesante, también deducir la aplicación que esta tiene a nivel industrial y comercial. Se recomienda tener el conocimiento previo antes de realizar las prácticas para poder tener buenos resultados. Utilizar los materiales con cuidado y conectar bien los electrodos para que la prueba sea mas efieciente. VII. CUESTIONARIO VI.1. ¿Cuáles de las siguientes reacciones tienen lugar espontáneamente y cuáles pueden llevarse a cabo sólo por electrólisis, suponiendo que todos los productos y reactivos están en sus estados estándar? Para las reacciones que requieran electrólisis, ¿cuál es el voltaje mínimo requerido? a) 2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g) (en H+(ac) 1M) b) Zn(s) + Fe2+(ac) → Zn++(ac) + Fe(s) c) 2Fe2+ + I2(s) → Fe3+(ac) + 2I-(ac) d) Cu(s) + Sn4+(ac) → Cu++(ac) + Sn2+(s)

5.2 Una solución acuosa de Na2SO4 se somete a un proceso de electrólisis durante 50 minutos y 50 segundos, utilizando electrodos inertes de platino y una corriente de 6,0 amperios. ¿Qué volúmenes de volúmenes de oxígeno e hidrógeno, en litros, se liberan en los electrodos en condiciones normales y de laboratorio (t = 18 0C y p = 550 mmHg)?

5.3 Cuando una disolución acuosa que contiene una sal de oro (III) se electroliza, el oro metálico se deposita en el cátodo, y en el ánodo se genera gas oxígeno. a) Si en el ánodo se libera 400 ml- de oxígeno a 18 0C y 550 mmHg, calcule la masa de oro metálico (Au) que se deposita en el cátodo (en gramos). b) ¿cuál sería la intensidad de corriente que se usa si el proceso electrolítico toma 3,0 h?

5.4 El cobre se purifica industrialmente por electrólisis. El cobre impuro (blíster) actúa como ánodo, mientras que el cátodo es de cobre puro. Los electrodos se sumergen en una disolución de CuS04. Durante la electrólisis, el cobre del ánodo entra a la disolución como Cu 2+, en tanto que los iones Cu 2+ se reducen en el cátodo. a) Escriba las reacciones de semicelda y la reacción global para este proceso electrolítico. b) Suponga que el ánodo estaba contaminado con Zn y Ag. Explique qué les sucede a estas impurezas durante la electrólisis. c) ¿Cuántas horas llevará obtener 5,0 kg de Cu con una corriente de 6,0 A?

5.5 Una importante fuente de plata es su recuperación como subproducto

en la metalurgia del plomo. El porcentaje de plata en el plomo se determina como sigue. Una muestra de 1,00 g se disuelve en ácido nítrico produciéndose Pb2+(ac) y Ag (ac). La disolución se diluye hasta 500 mL con agua, se introduce el electrodo de plata en la solución y se encuentra que la diferencia entre este electrodo y el electrodo estándar de hidrógeno (EEH) es de 0,65 V. a) Formule las ecuaciones de las reacciones químicas que ocurren en el ánodo, cátodo y celda completa. b) ¿cuál es el porcentaje de plata en masa en la muestra de plomo?

5.6 Una compañía constructora está instalando una alcantarilla de hierro

(un tubo cilíndrico grande) con una longitud de 50,0 m y un radio de 0,80 m. Para evitar la corrosión, la alcantarilla debe galvanizarse. Este proceso se lleva acabo pasando una. hoja de hierro de las dimensiones adecuadas a través de una celda electrolítica con iones Zn 2+, haciendo uso de grafito como el ánodo y la hoja de hierro como el cátodo. Si el voltaje es de 3,26 V ¿cuál es el costo de la electricidad por depositar una capa de 0,30 mm de espesor si la eficiencia del proceso es de 90%. La tarifa de. electricidad es de S/. 1,0 por kilowatt hora (kWh), donde IW = 1 J/s y la densidad del zinc es de 7,14 g/cm3

BIBLIOGRAFIA 

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