Nombre de la practica:IV.2 Migración de iones, celdas electrolíticas y leyes de Faraday | Practica 2 | Paginas | Paginas de la |
Realizo:César Camacho GuzmanMiguel Angel soriano CavitaValeria Martínez VillalvazoBetsie Martínez Cano | Revisó: | Autorizó: |
Fecha:07/Febrero/2012 |
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Contenido | Pagina |
I. CONOCIMIENTOS PREVIOS | 2-4 |
II. OBJETIVO | 5 |
III. PROCEDIMIENTO | 5-6 |
IV. RESULTADOSV. DISCUSION. | 7-12 12 |
VI. CONCLUSIONESVII. BIBLIOGRAFIA | 1313 |


I. CONOCIMIENTOS PREVIOS.
1. Definir: anodo, catodo, electrodo, ión.

Anodo: es un electrodo en el cual se lleva a cabo la reacción de oxidación.

Catodo: es un electrodo en el cual se lleva a cabo la reacción de reducción.

Electrodo: es un conductor eléctrico utilizado para hacer contacto con una parte “no metalica” de un circuito.

Ion: un atomo o grupo de atomos que tienen carga eléctrica.

2. ¿Cómo estan constituidas las celdas electrolíticas.
Consiste esencialmente en dos electrodos sumergidos en la misma solución de un electrolito o en dos soluciones con electrolitos distintos en reciproco contacto intimo a través de un puente electrolítico.
3. Defina los siguiente términos:
Equivalente electroquímico
Equivalente Electroquímico (E).- Masa del electrolito descompuesto por un coulomb de electricidad, o por una corriente de intensidad de un amperio por segundo.E=

Equivalente Gramo de un Elemento: Es el peso atómico del elemento, divido entre el numero de electrones involucrados en la reacción (para una reacción rédox o de precipitación); o por la cantidad de iones H+ u OH- que se liberen en la reacción ( para reacciones de acido-base).
Peso equivalente gramo= Peso del elemento o compueston
Donde n podría o vendría a ser
Número de H+ que libere el acido.
Número de OH- que libere la base.
Cambio en el número de oxidación.
Intensidad de corriente
Velocidad en la que se transporta la carga en un punto dado por un sistema conductor. Sus unidades son C/s (coulomb/segundo) unidad que se denomina ampere.
I=
Donde
I = intensidad.
q = carga que se transporta.
t = tiempo.

Coulomb
Es la carga transferida en un segundo a través de cualquier sección transversal de un conductor, mediante una corriente constante de un ampere.
1 C= 6.25X1018 electrones

Número de Avogadro
Número de entidades elementales (atomos, moléculas u otras partículas) que hay exactamente en 12 gramos de carbono 12. El valor comúnmente aceptado para este número es
NA= 6.0221367X1023
4. Describa tres aplicaciones industriales de las leyes de la electrolisis de Faraday diferentes a las mencionadas en esta practica.
El flujo de electrones y las leyes de Faraday se aplican a la construcción de motores eléctricos (maquina eléctrica que transforma energía eléctrica en energíamecanica por medio de interacciones electromagnéticas), en electrometalurgia (procesos para obtención de la forma pura del metal por procedimientos electroquímicos) y en electro chapado (que consiste en la deposición de un metal sobre otro por medio de un proceso electrolítico).

5. Calcule el equivalente electroquímico de la plata, cobre y aluminio.

Plata: E= = = 0.0011181

Cobre 1+: E= = 0.000658576

Cobre 2+: E= = 0.000329295

Aluminio: E= = 0.000093199
II. OBJETIVOS.
* Identificar el anodo y el catodo a través de la migración de cationes y aniones hacia sus respectivos electrodos, por medio de la coloración en las especies químicas participantes.
* Observar el funcionamiento de una celda electrolítica y sus respectivas reacciones de oxido-reducción en cada uno de los electrodos
III. PROCEDIMIENTO.
Se realizaron las soluciones de cromato de cobre amoniacal, sulfato de amonio al 20%, cloruro de sodio 1M y acido sulfúrico 0.5M.
A) Migración de iones en un campo eléctrico
Se coloco una solución de cromato de cobre amoniacal con agar en una caja pequeña de plastico para hacer la membrana de gel, una vez completado el proceso de solidificación, se cortaron los extremos del gel formado dejando solo un pequeño trozo en el centro. Se llenaron las 2 secciones vacías con unasolución de sulfato de amonio al 20% y se conectaron dos electrodos a la fuente de poder a través de dos pinzas caiman-banana: uno de plomo y uno de fierro, se hizo pasar una corriente de 15 volts y se espero a que las soluciones de cada uno de los electrodos presentara cambios y a través de estos se determino que electrodo era el catodo y que electrodo el anodo.

B) Celdas Electrolíticas. Electrolisis cloro-alcali.
En dos vasos de precipitados de 10ml se colocaron 2 electrodos de grafito conectados a una fuente de poder a través de 2 pinzas caiman-banana, se coloco en cada uno de ellos 5 ml de NaCl 1M, se conectaron las dos semiceldas a través de un puente hecho con papel filtro (0.5x5 cm) y se colocaron 3 gotas de indicador universal. Se le aplico al sistema una corriente de 3V de corriente directa y se observaron cada uno de los fenómenos ocurridos en las semiceldas.
C) Electrolisis del Agua. Comprobación de las leyes de la electrolisis.
Se armo un equipo Hoffman, el cual consta de: dos buretas invertidas unidas a través de un tubo de vidrio; una entrada en el tubo en el cual se coloca una manguera conectada a un embudo y dos electrodos de platino, colocados en las bocas de las buretas a través de tapones, los cuales se conectaron a un amperímetro y a una fuente de poder.
Un electrodo se conecto al amperímetro en el orificio que presentaba las siglas COM, el segundo electrodo se coloco directamente a la terminal negativa de la fuente depoder y a través de una pinza banana-banana se conecto el amperímetro que estaba conectado en la posición que indicaba 20A a la parte positiva de la fuente de poder.
Se aplico un amperaje de aproximadamente 0.15A y se observo el desprendimiento de H2 u O2 dependiendo del electrodo que se estuviera observando, se tomo la lectura del amperímetro a un tiempo cero y en intervalos de 30 segundos hasta lograr un volumen de 30ml de H2, se apago la fuente se anoto el tiempo total, el volumen de gas obtenido y la altura que se presento.
IV. RESULTADOS.
Diagrama general de las celdas electrolíticas.
A) Migración de iones
[Escriba una cita del documento o del resumen de un punto interesante. Puede situar el cuadro de texto en cualquier lugar del documento. Utilice la ficha Herramientas de cuadro de texto para cambiar el formato del cuadro de texto de la cita.]

Al inicio del experimento los dos compartimentos en los que estaba la solución eran incoloros, después de un par de minutos, con un voltaje de 10v se observó un cambio de color en las soluciones, en la solución, en la que se coloco el catodo (puesto que en una celda electrolítica el catodo es negativo atrae a los iones positvos, donde se llevan a cabo las reducciones) se presento un color azul que indica la migración de los iones Cu2+ y en la solución que tenia al anodo (Electrodo donde se dan las reducciones, en un celda electrolítica es positivo) esta tomo un color amarillo porla migración de los iones Cromato.
Lo que nos indica que en los electrodos se presentaron reacciones de oxido reducción.

Cu2+ + 2e- Cu
2H+ + 2e- H2
Pb Pb2+ + 2e-
Pb2+ + O2- PbO
O2- O2 + 2e-

B) Celda Electrolítica: Cloro-alcali

a.
b.
c.
d.
Para la parte de la celda que comprende al anodo se observo un cambio de color de verde a amarillo, lo que indico un cambio en el pH de la solución, debido a la formación del hipoclorito de sodio, este provino de la reacción del ClO- con el Na+ presente en la solución. Esta media celda presento un olor a cloro, que es el gas que se desprendió.

REACCIONES
NaCl Na+ + Cl-
2Cl- Cl2 + 2e-
Cl2 + H2O HClO + Cl- + H+
HClO ClO- + H+
ClO- + Na+ NaClO
El cloruro de sodio al estar en solución se disocia en sus respectivos iones, el Cl- que es sometido a una oxidación con la consiguiente formación de Cl2, este a su vez al entrar en contacto con el agua forma acido hipocloroso, que al igual que el cloruro de sodio se separa en sus iones dando como resultado H+ que acidifica la solución y ClO- que reaccióna con el agua para formar hipoclorito de sodio.
Para el catodo la solución paso de un color verde a azul, lo que indicaba la presencia de iones OH- en el medio, estos iones hidroxilo se formados a partir de la separación del agua en sus iones.H2O H+ + OH-
2H+ + 2e- H2
NaCl Na+ + Cl-
OH- + Na+ NaOH
Como se muestra en las reacciones los H+ provienen de la disociación del agua, estos pasan por un proceso de reducción y salen de la solución como gas, los iones OH- que son el segundo producto de la disociación del agua quedan en la solución lo que provoca la formación de NaOH, esta reacción es no espontanea es por ello que requiere de energía para poder llevarse a cabo.

* Electrolisis de la solución de acido sulfúrico.
Tiempo (S) | Amperaje | Volumen de H2 | Tiempo (s) | Amperaje | Volumen de H2 |
0 | 0.132 | 0 | 480 | 0.205 | 15.2 |
30 | 0.156 | 0.7 | 510 | 0.205 | 15.9 |
60 | 0.156 | 2.1 | 540 | 0.205 | 16.9 |
90 | 0.182 | 3.1 | 570 | 0.205 | 18 |
120 | 0.182 | 4 | 600 | 0.205 | 18.9 |
150 | 0.192 | 4.9 | 630 | 0.205 | 19.9 |
180 | 0.198 | 5.9 | 660 | 0.208 | 21 |
210 | 0.204 | 6.8 | 690 | 0.205 | 21.9 |
240 | 0.204 | 7.3 | 720 | 0.205 | 22.9 |
270 | 0.205 | 8.3 | 750 | 0.205 | 23.8 |
300 | 0.204 | 9.2 | 780 | 0.203 | 24.5 |
330 | 0.204 | 10.3 | 810 | 0.205 | 25.2 |
360 | 0.205 | 11.3 | 840 | 0.205 | 26.2 |
390 | 0.205 | 12.1 | 870 | 0.205 | 27 |
420 | 0.205 | 12.1 | 900 | 0.205 | 28.1 |
450 | 0.205 | 14.1 | 930 | 0.204 | 29.2 |
| 960 | 0.204 | 30.1 |

Promedio de la intensidad: 0.197 A
Tiempo Total: 21.5 min= 960 s
Determinación de la carga (Q).-
Q= (I)(Δt)= (0.197 A)(960s)= 189.12 C

Presiones de vapor del agua
Temperatura (°C) | Presión de Vapor (torr) | Densidad del vapor (g/L) |
0 | 4.6 | 0.0048 |
20 | 17.5 | 0.0173 |
40 | 55.3 | 0.0511 |

Determinación de los moles de H2 y de electrones obtenidos.-
PH2VH2= nH2RTamb
PH2= Patm-Pcolumna-Pvapor del agua PH2= Patm-(h)(g)(ρlíquido)-Pvapor del agua
Patm= 620 mmHg= 82659.8 Pa
ρlíquido(H2SO4)= 1.84 g/cm3= 1840 kg/m3
g= 9.81 m/s2
h (altura)= 30.01 cm= 0.3001 m
Pvapor del agua a 20°C= 17.5 torr= 17.5 mmHg= 2333.14 Pa
PH2= (82659.8 Pa) - (0.3001 m) (9.81m/s2) (1840 kg/m3) – (2333.14 Pa)
PH2= 74909.73496 Pa
nH2= = = 9.22X10-4 moles de H2

2H+ + 2e- H2 ne-= 2nH2= 2(9.22x10-4)= 1.844x10-3 moles de e-

Determinación de la constante de Faraday
F== = 189.12C/1.844x10-3= 102 559.6529
Determinación del número de Avogadro
NA= = 102559.6529/1.602x10-19= 6.401x1023
e (carga elemental del electrón)= 1.602x10-19 C
V. DISCUSIÓN.
La constante de Faraday que obtuvimos experimentalmente presento una variación con respecto a la bibliografía.
El valor que se obtuvo fue de 102 559.6529 C/mol el cual varía con respecto al de la bibliografía (96494), lo que representa un porcentaje de error del 6.28 %. lo cual nos dice que alguna parte en el proceso de experimentación fue erróneo suponemos que fue debido a la gran variabilidad del amperaje que aplicamos a la solución de acido sulfúrico.
Para elvalor del número de Avogadro, la variación con respecto al teórico también fue significativa siendo 6.34%.

Aunque el porcentaje de error es significativo asumimos que en condiciones de laboratorio con un mejor control de temperatura y de amperaje aplicados, este porcentaje de error sera mucho menor lo cual nos lleva a comprobar las leyes de Faraday.

I.
II.
III.
IV.
VI. CONCLUSIÓN.
La migración iónica dentro de una celda electrolítica siempre lleva un orden, los cationes con carga positiva se dirigen hacia el catodo y los aniones con carga negativa se dirigen hacia el anodo. Siempre dentro de la celda los encargados de migrar hacia los electrodos y con ello transportar los electrones son los iones derivados de las sales que se ponen en solución.
Las celdas electrolíticas son reacciones no espontaneas por lo cual requieren de que se le proporcione energía para poder llevar a cabo las reacciones correspondientes a diferencia de una pila la cual proporcionaría energía.
VII. BIBLIOGRAFÍA.
RAYMOND CHAG, 2002. Química. Ed. McGraw-Hill. Séptima Edición. Pag. 48, 69
RAYMOND CHANG, 2008. Fisicoquímica. Ed. Mc Graw Hill. Tercera Edición. Pags. 351-364
GENNARO ALFONSO R, 2000. Remington Farmacia. Ed. Medica Panamericana. 20a edición. Pag. 748
CLAVIJO DÍAZ ALFONSO, 2002. Fundamentos de química analítica: equilibrio iónico y analisis químico. Universidad Nacional de Colombia. Primera Edición. Pag. 364-366