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• Roberto Mayen

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INSTITUTO POLITECNICO NACIONAL

UNIDAD PROFECIONAL INTERDICIPLINARIA DE INGENIERIA Y CIENCIAS SOCIALES Y ADMINISTRATIVAS

PRACTICA No: 7 NOMBRE DE LA PRÁCTICA:

ELECTROQUIMICA

MATERIA: QUIMICA INDUSTRIAL (EXPERIMENTAL)

ALUMNO:

GOMEZ PELCASTRE JORGE LUIS SECUENCIA:

2IV33 EQUIPO DE LABORATORIO:

2

PROFA: NAVA TIRADO MARIA DOLORES

Practica No. 7 ELECTROQUIMICA

OBJETIVO: 1) El alumno identificara los componentes de celdas electroquímicas, galvánicas y electrolíticas. 2) El alumno determinara el potencial estándar de celdas formadas por diferentes pares metálicos. 3) El alumno determinara la masa de cobre depositado en una celda electrolítica.

INTRODUCCION TEORICA. ELECTROQUIMICA. Electroquímica es una rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química. En otras palabras, las reacciones químicas que se dan en la interface de un conductor eléctrico (llamado electrodo, que puede ser un metal o un semiconductor) y un conductor iónico (el electrolito) pudiendo ser una disolución y en algunos casos especiales, un sólido. Si una reacción química es conducida mediante una diferencia de potencial aplicada externamente, se hace referencia a una electrólisis. En cambio, si la caída de potencial eléctrico es creada como consecuencia de la reacción química, se conoce como un "acumulador de energía eléctrica", también llamado batería o celda galvánica. Las reacciones químicas donde se produce una transferencia de electrones entre moléculas 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 generan electricidad o en caso contrario, son producidos como consecuencia de ella. En general, la electroquímica se encarga de estudiar las situaciones donde se dan reacciones de oxidación y reducción encontrándose separadas, físicamente o temporalmente, se encuentran en un entorno conectado a un circuito eléctrico. Esto último es motivo de estudio de la química analítica, en una subdisciplina conocida como análisis potenciométrico.

CELDAS ELECTROQUIMICAS. La Celda Electroquímica es el dispositivo utilizado para la descomposición mediante corriente eléctrica de sustancias ionizadas denominadas electrolitos o para la producción de electricidad. También se conoce como celda galvánica o voltaica, en honor de los científicos Luigi Galvani y Alessandro Volta, quienes fabricaron las primeras de este tipo a fines del S. XVIII.1 Las celdas electroquímicas tienen dos electrodos: El Ánodo y el Cátodo. El ánodo se define como el electrodo en el que se lleva a cabo la oxidación y el cátodo donde se efectúa la reducción. Los electrodos pueden ser de cualquier material que sea un conductor eléctrico, como metales, semiconductores. También se usa mucho el grafito debido a su conductividad y a su bajo costo. Para completar el circuito eléctrico, las disoluciones se conectan mediante un conductor por el que pasan los cationes y aniones, conocido como puente de sal (o como puente salino). Los cationes disueltos se mueven hacia el Cátodo y los aniones hacia el Ánodo. La corriente eléctrica fluye del ánodo al cátodo por que existe una diferencia de potencial eléctrico entre ambos electrolitos. Esa diferencia se mide con la ayuda de un voltímetro y es conocida como el voltaje de la celda. También se denomina fuerza electromotriz (fem) o bien comopotencial de celda.1 En una celda galvánica donde el ánodo sea una barra de Zinc y el cátodo sea una barra de Cobre, ambas sumergidas en soluciones de sus respectivos sulfatos, y unidas por un puente salino se la conoce como Pila de Daniell. Sus semi-reacciones son estas:

La notación convencional para representar las celdas electroquímicas es un diagrama de celda. En condiciones normales, para la pila de Daniell el diagrama sería:

Este diagrama está definido por: ANODO --> CATODO Electrodo negativo/electrolito // Electrolito/electrodo positivo (el / indica flujo de electrones y el // significa puente salino) La línea vertical representa el límite entre dos fases. La doble línea vertical representa el puente salino. Por convención, el ánodo se escribe primero a la izquierda y los demás componentes aparecen en el mismo orden en que se encuentran al moverse de ánodo a cátodo.

Material y Equipo:

Sustancias o Reactivos

1 voltímetro 1 fuente de poder de c.d. 4 Electrodos 1 Celda (frasco con tapa) 1 Cronometro 1 Balanza electrónica 1 Potenciómetro (pH metro de campo) 1 Vidrio de reloj 1 Termometro 2 Cables y caimanes para conexión 2 Guantes desechables de polietileno Papel secante y lija de esmeril.

Solución electrolito de H2SO4 al 10% v Solución electrolítica de CuSO4 1M Acetona o etanol Agua destilada detergente

DESARROLLO EXPERIMENTAL: Idéntico al manual. Consultar pagina 63-64

FOTOS DE APOYO AL DESARROLLO EXPERIMENTAL.

DATOS EXPERIMENTALES TABLA No. 1 CELDAS ELECTROQUIMICAS.

Celda 1 2 3

Ánodo

Cátodo

Hierro Aluminio Aluminio

Cobre Cobre Hierro

Temperatura de la solución: 22ºC

Voltaje teórico (calculado) 0.7767 1.9987 1.222

Voltaje leído (experimental) 0.440 v 0.570 v 0.120 v

pH de la solución: 0

TABLA No. 2 ELECTROLISIS.

Masa inicial de cobre (Cu) 21.4 g

Masa final de cobre (Cu) 21.2 g

Masa inicial de hierro (Fe) 15.4 g

Temperatura de la solución: 18ºC Temperatura final: 20 ºC

Masa final de hierro (Fe) 15.9 g

Tiempo 300 s

Intensidad de corriente 1A pH de la solución: 1 pH final: 3

CALCULOS 1. Voltaje teórico esperado con cada uno de los pares de metales insertados en la solución electrolito de acido sulfúrico

Eºcelda=Eºanodo - Eºcatodo a) Hierro – Cobre Eºcelda=0.44v – (-0.3367) = 0.7767 b) Aluminio – Cobre Eºcelda= 1.662 – (-0.3367) = 1.9987 c) Aluminio – Hierro Eºcelda= 1.662 – 0.44 = 1.222 2. Calculo de la masa de cobre que teóricamente se espera obtener, depositado en la placa de hierro en el experimento Nº 2 m = (eeq)(i)(t)

eeq = Peq / 96500 C

Peq = PM / valencia

Peq = 159.54 (g/mol) / 2 (eq-g/mol) = 31.77 (g / eq-g) eeq = 79.77 (g / eq-g) / 96500 C = 8.2663 x10-4 (g/C) m = 8.2663 x10-4 (g/C) * 1 A * 300 s = 0.2479 g

3. Eficiencia del proceso de electrolisis ɳ=[(masa real obtenida de Cu) / (masa teórica esperada)] x 100 ɳ=[(0.2 g) / (0.2479 g)] x 100 = 80.6776 %

CUESTIONARIO 1) ¿Cómo resultaron los voltajes leídos experimentalmente, con respecto a los teóricamente esperados en cada una de las celdas electroquímicas?

Los voltajes obtenidos experimentalmente fueron muy lejanos a los teóricos, ya que fueron mucho menores, esto pudo haber ocurrido porque no se midió exactamente las cantidades que deben ser, las condiciones climatológicas e incluso errores humanos. 2) Calcule el voltaje que se podría obtener con una celda construida por: a) Li y Au Eºcelda= (3.045) – (-1.5) = 4.545v b) Mg y Al Eºcelda= (2.37) – (1.662) = 0.708 3) ¿Qué reacción se lleva a cabo en el ánodo de la celda electrolítica durante el proceso de electrolisis? Se lleva a cabo la oxidación 2+

Cuº(s) -------------Cu

+ 2e

4) Calcule la cantidad de cromo a partir de una solución de iones Cr3+ que puede depositarse sobre un llavero al paso de una corriente de 500 mA durante 60 minutos si la eficiencia del proceso es del 95 %. La masa inicial del llavero es de 54.17 g ¿Cuál será su masa final después de cromarlo? Formulas a ocupar: m = (eeq)(i)(t)

eeq = Peq / 96500 C

Peq = PM / valencia

ɳ=[(masa real obtenida ) / (masa teórica esperada)] x 100 Desarrollo matemático: Peq = 52 (g/mol) / 3 (eq-g/mol) = 17.333(g / eq-g) eeq = 17.333(g / eq-g) / 96500 C = 1.7962x10-4(g/C) m = 1.7962x10-4 (g/C) * 0.5 A * 3600 s = 0.3233 g mtotal = minicial + mteorica = 54.17 g + 0.3233 g = 54.4933 g

CONCLUSION.

ɳ= 95%

En la realización de la práctica aprendimos a observar la electrolisis y la función de celdas electroquímicas, la importancia de la utilización de la ionización en la vida cotidiana (industrialmente hablando) ya que se utiliza en la joyería con el recubrimiento de metales más fuertes adhiriendo partículas de otro metal, al antes mencionado mediante la separación de soluciones electrolíticas y con ayuda de corriente. Y aprendimos a calcular cual es la masa de cobre formado o existente en un fenómeno electrolítico.

BIBLIOGRAFIA

Química General Experimental. George G. Hess, Edit. C.E.C.S.A 1ª ed., Octubre 1973. México

Manual de laboratorio QUIMICA INDUSTRIAL II IPN. http://es.wikipedia.org/wiki/Electroqu%C3%ADmica