UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS(Universidad del Perú, DECANA DE AMÉRICA)

FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERÍA QUIMICA

E.A.P DE INGENIERÍA QUIMICA- 07.2

QUÍMICA GENERAL

PRÁCTICA Nº 10

ELECTROQUÍMICA

-PERALTA GUTIERREZ NAYDA ROCÍO 14070046

-SÁNCHEZ SÁNCHEZ GINO ALEXANDER 14070156

FECHA DE ENTREGA: 02/ 07 /2014

1-INTRODUCCIÓN: Una de las formas de energía de mayor importancia práctica para vida es la energía eléctrica. He aquí algunos ejemplos. Alguna vez hemos observado que las llaves están cubiertas por otra capa metálica, así mismo nos hemos preguntado acerca de como se obtiene el alambre de cobre que usamos como conductor eléctric. Los vehículos requieren energía

eléctrica. ¿De donde proviene? A falta de energía eléctrica en nuestra casa hemos usado una linterna que funciona a pilas. ¿Cómo producen energía eléctrica las pilas?

Para eso necesitamos conocer la relación cualitativa y cuantitativa entre una reacción química rédox y la corriente eléctrica continua.

Todas las reacciones químicas son fundamentalmente de naturaleza eléctrica, puesto que hay electrones involucrados en todos los tipos de enlaces químicos. Sin embargo, la electroquímica es primordialmente el estudio del fenómeno óxido-reducción.

Las relaciones entre cambios químicos y energía eléctrica tienen importancia teórica y práctica. Las reacciones químicas pueden utilizarse para producir energía eléctrica (pilas voltaicas).La energía eléctrica puede utilizarse para para realizar transformaciones químicas (pilas electrolíticas).

2-RESEÑA HISTÓRICA:

Es, durante finales del siglo XVIII (Ilustración), que Luigi Galvani marcó el nacimiento de la electroquímica de forma científica al descubrir el fenómeno que ocurría, al pasar electricidad por las ancas de rana y nuevamente al tocar ambos extremos de los nervios empleando el mismo escalpelo descargado.

Es de esta forma que en 1791 propuso la existencia de una sustancia"nervio-eléctrica" existente en toda forma de vida. Alvani pensó que esta nueva fuerza vital.

Los aportes posteriores en la fabricación de la primera batería de la época moderna dada por Alessandro Volta , famoso principalmente por haber desarrollado la pila eléctrica en 1800 ,permitieron que durante la revolución industrial

Para mediados del siglo XIX, el modelamiento y estudio de la electroquímica, se vieron aclarados por Michael Faraday (leyes de la electrólisis) y John Daniell (pila dependiente solo de iones metálicos Zinc-Cobre).

3. OBJETIVOS

Observar la descomposición química de sustancias por la corriente eléctrica.

Identificar los productos formados, desprendidos y depositados.

Diferenciar entre electrodo soluble o insoluble.

4-PRINCIPIOS TEORICOS:

ELECTROLISIS:

La electrolisis es un proceso mediante el cual se logra la disociación de una sustancia llamada electrolito, en sus iones constituyentes (aniones y cationes), gracias a la administración de corriente eléctrica.

Electrolitos:

Básicamente hay dos tipos de electrolitos, los llamados fuertes y débiles. Los utilizados en la electrolisis son los electrolitos fuertes. Esta familia está formada por todas las sales, ácidos fuertes e hidróxidos fuertes. Como bases fuertes podemos citar a las de los metales alcalinos y alcalinotérreos como los hidróxidos de Sodio, Potasio, Calcio y Magnesio. Como ejemplos de ácidos fuertes tenemos al ácido clorhídrico, sulfúrico, nítrico y perclórico.

Este proceso se tiene que llevar a cabo en un aparato llamado cuba o celda electrolítica. Está formada por dos electrodos de un metal inerte, por ejemplo Platino o Paladio. Conectados a una fuente de energía eléctrica o FEM. El circuito lo cierra justamente la sustancia que se va a disociar en iones, el electrolito. En algunos casos, cada electrodo se ubica en un vaso distinto por separado. Cuando esto sucede se usa un puente salino que los conecta. Es una especie de tubo en U con una sustancia iónica como una sal que permite el flujo constante de cargas.

La electrolisis tiene una utilidad muy grande en la industria. Ya que muchos procesos requieren de esta. Por ejemplo, cuando se quieren obtener elementos como Sodio, Aluminio, Litio y otros muchos metales. En la Galvanoplastia, cuando se quiere proteger a un metal de la corrosión, se le aplica una película de otro metal que es inoxidable. Para la producción de gases como el Hidrógeno y Oxígeno también se usa la electrolisis.

Leyes de Faraday:

El científico que mejor estudio, explico y descubrió este proceso fue el Inglés Michael Faraday. Enuncio dos leyes importantísimas que se aplican en los problemas de electrolisis.

Primera Ley: La cantidad de sustancia depositada o liberada en un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de electricidad (carga) que pasa por él.

Segunda Ley: La cantidad de electricidad que se requiere para depositar o liberar un equivalente químico de un elemento es siempre la misma y es aproximadamente 96500 C (Coulombs o Culombios).

Para recordar el concepto de equivalente químico, diremos que el equivalente químico de un elemento es igual al peso molecular dividido por su valencia. Si tiene más de una se usa la que utiliza en la reacción.

Las reacciones químicas de una electrolisis, son reacciones redox. Al electrodo negativo se llama Cátodo. Allí es donde ocurre la reducción y en el positivo o ánodo se produce la oxidación .

Ambas leyes pueden resumirse en el siguiente enunciado: “Para descomponer o liberar un equivalente-grama de cualquier electrolito (anión o catión), se requiere la

cantidad de electricidad de 96 500 C”. A esta cantidad de electricidad se le denomina Faraday y se representa por el símbolo F.

Una expresión matemática de las leyes mencionadas es la siguiente:

W = I x t x Eq-g / F

Donde:

W : Masa depositada o disuelta (g)

I : Intensidad de Corriente (A)

t : Tiempo (s)

Eq-g : Peso de 1 Eg-g

(1 F = 96 500 C)

Michael Faraday (Científico inglés)

5-

MATERIALES Y REACTIVOS:

Bureta Conector y cable Gradilla y

tubos de ensayo

Electrodos de grafito Fuente de corriente Matraz Erlenmeyer

Piceta Tubo en “u” 1 vaso

de 250 mL

HCl HNO3 H2SO4 Almidón

CCl4 Cu2SO4 Cu (chatarra)

Alambre de Cu Anaranjado de metilo Electrodos de grafito

6-PARTE EXPERIMENTAL:

A.Electrolisis de la solución de KI (electrodos insolubles):

1-Colocar una cantidad suficiente de solución de KI (con exceso de iodo, para mejor visualización del color) 0.5 M en el tubo en ”U” de modo que llegue hasta 1 cm por debajo de la parte superior.

2-Instalar el aparato de electrólisis . La fuente de corriente directa (continua) tendrá una potencia de 15 V. Hacer las conexiones correspondientes y dejar transcurrir la electrolisis.

4- Extraer con el gotero del ánodo , 2 alícuotas de 2 mL y colocarla en dos tubos de

ensayo. En un tubo agregar 3 gotas de CCl4 y en el otro agregar 3 gotas de almidón.

4- Extraer con el gotero del cátodo, 2 alícuotas de 2 mL y colocarla en dos tubos de ensayo. En un tubo agregar 3 gotas de FeCl3 y en el otro agregar 3 gotas de fenolftaleína.

Ánodo (+): Reacción de oxidación

2I- = I2 + 2e-

Cátodo (+): Reacción de reducción

2e- + H2O = H2 + 2OH-

OBSERVACIONES:

-Después de extraer una alícuota del ánodo y agregarla en 2 tubos de ensayo. Al agregarle el indicador (almidón), esta solución se tornó de un color violeta. Y por lo tanto se podía deducir la presencia de Iodo.Para confirmar, en el segundo tubo de ensayo se agregó el indicador (CCl4) y esta otra solución tomó un color violeta. Así confirmamos nuevamente la presencia de iodo (I2).

-Después de extraer una alícuota del cátodo y agregarla en 2 tubos de ensayo. Al agregarle el indicador (fenolftaleína), esta solución se tornó de un color grosella. Y por lo tanto se podía deducir la presencia de iones (OH-).

Para confirmar, en el segundo tubo de ensayo se agregó el indicador (FeCl3) y se formó un precipitado en forma coloidal Fe(OH)3 . Así confirmamos nuevamente la presencia de ión (OH-).

FeCl3 + OH- = Fe(OH)3 + Cl-

B-Electrolisis de la solución de CuSO4 (electrodos insolubles):

1-Colocar una cantidad suficiente de solución de CuSO4 0.5 M en un tubo en “U” a 1 cm por debajo de la parte superior.

2- Instalar el aparato de electrólisis. La fuente de corriente directa (continua)

tendrá una potencial de 15.1 V. Hacer las conexiones correspondientes y dejar transcurrir la electrolisis.

4- Extraer con el gotero del ánodo, 2 alícuotas de 2 mL y

colocarla en dos tubos de ensayo.En un tubo agregar 3 gotas de anaranjado de metilo y en el

otro agregar 3 gotas de

fenolftaleína.

4- Extraer con el gotero del cátodo, 1 alícuotas de 2 mL y colocarla en un tubo de ensayo.En un tubo agregar 3 gotas de HNO3 y en el otro tubo debe ir una viruta de cobre (también le agregaremos 3 gotas de HNO3).

Ánodo (+): Reacción de oxidación

2H2O – 4e- = O2 + 4H+

Cátodo (+): Reacción de reducción

Cu+2 + 2 e- = Cu

OBSERVACIONES:

-Después de extraer una alícuota del ánodo y agregarla en 2 tubos de ensayo. Al agregarle el indicador (anaranjado de metilo), esta solución se tornó de un color rojo pálido. Y por lo tanto se podía deducir la presencia de iones H+.Para confirmar, en el segundo tubo de ensayo se agregó el indicador (fenolftaleína) y esta otra solución se volvió incolora. Así confirmamos nuevamente la presencia de iones H+.

-Después de extraer una alícuota del cátodo y agregarla en 2 tubos de ensayo. Al agregarle HNO3 esta solución se tornó de colores verde y naranja. Y por lo tanto se podía deducir la presencia de Cu.

Para confirmar, en el segundo tubo de ensayo se agregó una viruta de cobre y se le agregó el HNO3 y el cobre reaccionó y tomó los mismos colores (aunque diferencia en intensidad) que la solución extraída .Así confirmamos nuevamente la presencia del Cu.

C.PURIFICACION DEL COBRE (ELECTRÓLISIS DEL Cu: ÁNODO SOLUBLE)

1. En un vaso de 250 ml, agregar 100ml de 2.Luego instalar un alambre de Cu

Solución de sulfato de cobre puro en el ánodo y una lámina de Cu en el cátodo

(previamente o Pesado)

3 .Hacer conexiones eléctricas, y dejar transcurrir 15.1 voltios

Se dan las siguientes reacciones:

Sobre el ánodo (+) :

Cu Cu2 + 2e-

Sobre el cátodo (-):

Cu2+ + 2e - Cu

OBSERVACIONES:

Durante la electrólisis se oxida el ánodo, y los iones de cobre (Cu2+) se dirigen al cátodo, donde se depositan como cobre metálico. Las impurezas del ánodo se sedimentan en el fondo de la celda electrolítica.

CALCULOS:

Con la masa obtenida del Cu en la electrolisis calcular el tiempo en el que se lleva a cabo este proceso

W inicial del Cu en el ánodo

2.764 g

W final del Cu en el ánodo

2.8308 g

W Del Cu acumulado 0.0659g

INTENCIDAD = 2.12 A

Eq-g del Cu =63.5/2

1 F=96500 C

TIEMPO = ?

APLICANDO LA FORMULA

W = I x T x Eq-g / F

Luego

T = W x F/ I x Eq-g

T = 0.0659gx96500 C x 2/2.12Ax63.5g

Tiempo =94.5 sg

d. ELECTROLISIS DE LA SOLUCION DE NaCl (electrodos insolubles)

1 .en el tubo en U llenar una solución de NaCl emplear electrodos de carbón hacer las conexiones eléctricas y dejar transcurrir la electrolisis con una tención de 15.1V .

Se dan las siguientes reacciones:

Sobre el ánodo (+) :2Cl - Cl2

+ 2e-

Sobre el cátodo (-): 2H2O + 2e - H2 + 2OH –

Se observa que en uno de los electrodos se produce un burbujeo lo que indica que se está liberando un gas .

Terminada la electrolisis extraer la solución de ambos extremos del tubo en U y vaciarlos en 4 tubos de ensayo (dos de cada lado) .

a) En dos tubos de ensayo con la solución de ambos extremos añadir 3 gotas de fenolftaleína a cada tubo

B) En dos tubos de ensayo con la solución de ambos extremos añadir AgNO3 a cada tubo .

OBSERVACIONES:

En parte A se observa que en el tubo que contiene la solución de la parte donde se produjo el burbujeo tiende a un color grosella lo que indica que dicha solución tiene un carácter básico , además que el gas liberado es el hidrogeno y que dicha reacción se produce en el cátodo. Mientras que en el otro tubo no se produce ningún cambio.

En la parte B que en el tubo que contiene la solución del lado donde no se produjo el burbujeo, al añadirle AgNO3 tiende a formar un precipitado lo que indica la presencia de Cl2 y que dicha reacción se da en el ánodo.

CONCLUSIONES:

Hemos conocido la electroquímica la cual estudia las reacciones químicas producidas por acción de la corriente eléctrica (electrólisis) así como la producción de una corriente eléctrica mediante reacciones químicas (pilas, acumuladores), en pocas palabras, 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

También aprendimos sobre las leyes de Faraday y su aplicación en la electroquímica.

Se comprobó en el cátodo se da la reducción y en ánodo la oxidación Se comprobó que el gas hidrogeno se difunde más rápido que el gas de cloro

el cual obedece a la ley de difusión de gases.Los cationes del grupo 1A Y IIA , en medio acuoso no se reduce el que se reduce es el H2O , generando H2 gaseoso en el cátodo.

Los oxoaniones cuyo átomo central tiene su máximo estado de oxidación ,no se oxidan estos ejemplo :NO3

- ,SO4-2 ,PO4

-2 , etc . el que se oxida es el agua que tiene mayor capacidad para perder electrones por lo tanto se forma O2 en el ánodo

RECOMENDACIONES:

Después de agregar los indicadores a las muestras, poner a contraluz para mejor visualización. Como en el caso del Fe(OH)3.

Para mejor apreciación de los colores en las soluciones, se puede agregar en exceso uno de sus componentes.

Asegurarse que el voltaje de la corriente eléctrica sea el indicado

Asegurarse de que la conexión este correctamente colocada, dado que si esta al revés el experimento no saldrá como se desea.

Nunca juntar los electrodos dado que se podría generar un corto circuito.

Después de terminar el primer experimento lavar el gotero para que no contamínela siguiente muestra.

Asegurarse que tanto los instrumentos como los reactivos no estén contaminados, ya que si estos se encuentran mezclados con otras sustancias, el experimento no obtendrá resultado alguno.

El uso de etiquetas para diferenciar entre los tubos de ensayos es importante.

Cuestionario

1. Para cada proceso ensayado electrolítico ensayado en clase escribir las semireacciones que se producen en cada proceso electrolítico y la reacción global .

A) Electrólisis de la solución de KI (Electrodos insolubles)

EN EL ÁNODO: 2I- I2 + 2e- (Oxidación)

EN EL CÁTODO :2H2O + 2e- H2 + 2OH- (Reducción)

* OH- + K- KOH

Reacción global

2 H2O (l) + 2 KI (ac) I2(s) + H2(g) + 2KOH

B) Electrólisis de la solución de CuSO4 (Electrodos insolubles)

EN EL ÁNODO: 2H2O O2(g) + 4H+

+ 4e- (Oxidación)

* SO42+ + 4H+

H2SO4

EN EL CÁTODO :

Cu2+ + 2e- Cu (Reducción)

Reacción global

  2H2O + 2 CuSO4 (ac) O2 (g) + 2 H2SO4 (ac)+ + 2 Cu

C) Electrólisis del cobre (Electrodo de Cu: ánodo insoluble)

EN EL ÁNODO:

2H2O O2 + 4H+ + 4e- (Oxidación)

Esta reacción libera electrones, la fuente eléctrica los toma y los lleva hacia el cátado.

EN EL CÁTODO Cu2+ + 2e- → Cu (Reducción)la multiplicamos x2

Reacción global2H2O + 4e- + 2 Cu2

+ O2(g) + 4H+ + 4e- + 2Cu

D) Electrólisis de la solución de NaCl (Electrodos insolubles)

EN EL ÁNODO: 2Cl- Cl2 + 2e- (Oxidación)

EN EL CÁTODO 2H2O + 2e- H2 + 2OH- (Reducción)

* OH- + Na- NaOH

Reacción global2H2O + NaCl H2 + NaOH + Cl2

2. ¿Cuáles son los productos que se formaron, depositado o desprendido en cada electrodo?¿cómo se identifican física y químicamente cada uno de los productos?

A) Electrólisis de la solución de KI (Electrodos insolubles)

2 H2O (l) + 2 KI (ac) I2(s) + H2(g) + 2KOH

Producto:

- I2 ( el cual se puede ver de color lila gracias al CCl4)

- H2 (lo podemos ver en el cátodo en forma de burbujas)

- KOH ( Es la combinación de los iones K+ y OH- , podemos notar su presencia gracias a que es una base y al echarle fenolftaleína se tiñe de color rojo grosella)

En el cátodo

- H2 y OH- (A esto se le llama como el nombre de la electrólisis del agua)En el ánodo

- I2 ( el cual se puede ver de color lila gracias al CCl4)Depositado

- KOH ( el cual tiñe a la solución de color amarillo)Iones Libres

- K+ , OH- , I-

B) Electrólisis de la solución de CuSO4 (Electrodos insolubles)

2H2O + 2 CuSO4 (ac) O2 (g) + 2 H2SO4 (ac)+ + 2 Cu

Producto:

- O2 ( el cual se va a formar por la electrólisis del agua)

- Cu (el cobre estará impregnado al cátodo, y tiene color rojo)

- H2SO4 ( Es la combinación de los iones H21+ y SO4

2- , podemos notar su presencia gracias a que es una ácido y al echarle anaranjado de metilo se tiñe de color morado)

En el cátodo

- Cu (se notará con el paso del tiempo, que el cátodo tomará una color rojizo, este es el cobre)

En el ánodo

- O2 y H+ ( Ya que se realiza la electrólisis del agua)

Depositado

- H2SO4 (A simple vista, no se nota en la sustancia, pero podemos comprobar su presencia gracias al anaranjado de metilo)

Iones Libres

- H+ , Cu2+ , SO42-

C) Electrólisis del cobre (Electrodo de Cu: ánodo insoluble)

2H2O + 4e- + 2 Cu2+ O2(g) + 4H+ + 4e- + 2Cu

Producto:

- O2 ( el cual se va a formar por la electrólisis del agua)

- H+ (el cual se va a formar por la electrólisis del agua)

- Cu ( Vemos un pequeño cambio en el proceso de electrólisis , en vez de ser con ayuda de un tubo en forma de “U”, utilizaremos un vaso de precipitado, en el cátodo se realizara la deposición del Cu , y en ánodo se forma Cu+2)

En el cátodo y en el ánodo respectivamente

- Cu y Cu+2 (Vemos que en ambos electrodos se empieza a formar Cu esto se debe a que están en un mismo recipiente , en este caso es el vaso de precipitado)

Depositado

- Cu (Podemos ver pequeños restos sólidos en el fondo de recipiente , este es el cobre)

Iones Libres

- H+ , O2- , Cu2+

D) Electrólisis de la solución de NaCl (Electrodos insolubles)

2H2O + NaCl H2 + NaOH + Cl2

Producto:

- Cl2 (el cual se va a formar en el ánodo)

- H2 (se va a formar por la electrólisis del agua en el cátodo )

- NaOH ( Es la combinación de los iones Na+ y OH- , podemos notar su presencia gracias a que es una base y al echarle fenolftaleína se tiñe de color rojo grosella)

En el cátodo

- H2 y OH- (se producen por la electrólisis del agua, podemos notar la presencia del hidrógeno por la aparición de burbujas)

En el ánodo

- Cl2 (se puede notar la presencia del cloro por la aparición de burbujas)Depositado

- NaOH (A simple vista, no se nota en la sustancia, pero podemos comprobar su presencia gracias a la fenolftaleína)

Iones Libres

3. De acuerdo a tus observaciones prediga ¿Cuáles serían las semireacciones y los productos en cada electrodo si el electrolito es una solución de Na2SO4?

EN EL ÁNODO:

2H2O → O2 + 4H+ + 4e- (Oxidación)

EN EL CATODO:

2H2O + 2e- → H2 + 2OH- (Reducción)

4-¿Que entiende por electrodo soluble y cual es su aplicación industrial? Explique

-Electrodo soluble sería aquella sustancia conductora de corriente eléctrica (mal o buen conductor) que se disocia en el agua. En la industria se utiliza para el refinamiento de metales .

5-Se electroliza 300 gr de una solución de K2SO4 al 20% con una intensidad durante 4 horas. Calcular la cantidad de agua descompuesta y la concentración final de la solución.Aquí tanto el catión K+1 como el anion SO4-2 seran espectadores, en cambio se llevará a cabo la electrólisis del agua

Ánodo (+): Reacción de oxidación

2H2O – 4e- = O2 + 4H+

Cátodo (+): Reacción de reducción

(2e- + H2O = H2 + 2OH-)x2

___________________________

Reacción neta: 2H2O =2 H2 + O2

En la solución de K2SO4 al 20%W. Hay 240 gr de H2O. Con la intensidad y el tiempo, podemos hallar la cantidad de agua descompuesta, calculando la masa formada de O2 o de H2. En este caso, hallaremos la masa de hidrogeno (H2)

W=IxTxEq-g WH2=6Ax14400sx1 WH2=0.895 g 96500 96500

2H2O = 2 H2 + O2

2x18.015 4.031

“N” 0.895

W descompuesta de H2O=”N”=26.00 gr

WH2Ofinal= 240.00-26.00=214.00 gr H20

%WK2SO4final=Wstox100=60gr K2SO4x100 = 21.13% Wsol 284 gr sol

6-Se electroliza 500 mL de solución de CuSO4 0.2M empleando una corriente de 3ª durante 35 min ¿Cuál será la concentración final de Cu+2? Asumir que la solución no cambia durante el proceso

Ánodo (+): Reacción de oxidación

2H2O – 4e- = O2 + 4H+

Al inicio la concentración de Cu+2 es 0.2 M, es decir hay 0.1 moles de Cu+2=

Cátodo (+): Reacción de reducción

Cu+2 +2e- = Cu

1 mol Cu+2 2x96500C

“k”mol Cu+2 3x35x60C

“k”mol Cu+2= 0.033

Nº moles Cu+2 al final= 0.1-0.33=0.067

[Cu+2 ]=0.067x500mLx1L =0.335

1000mL