electrolisis informe unmsm laboratorio de quimica general

Universidad Nacional Mayor de San Marcos Escuela Profesional de Física Laboratorio de Química General Practica n° 8 Electrolisis

 Profesora: Rosario Flores Centurión  Integrantes: o o o o o

Alayo Onton, Joel Telmo Churata Huamaní Paulo Cesar Trejo Fernandez , Braulio Valverde Valladares , Darwin Pariona Casas , Richard

 Fecha de entrega: 16/11/15

14130108 14130011 1413 14130105 1413

INTRODUCCION

La Electrólisis es un proceso electroquímico que consiste en la descomposición mediante una corriente eléctrica continua de sustancias ionizadas denominadas electrolítos. La palabra electrólisis procede de dos radicales, electro que hace referencia a electricidad y lisis que quiere decir ruptura. En el proceso se desprenden el oxigeno(O) y el hidrogeno(H). El proceso de electrolísis es muy útil y efectivo , pues a base de cargas eléctricas se separan los elementos de un compuesto, pero debido al calor de la reacción se obtienen en forma gaseosa, lo cual no es muy conveniente a nivel industrial, ya que en esta forma destruyen fácilmente los equipos. La descomposición por electrolisis 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 . 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.

FUNDAMENTOS TEORICOS

La electrólisis o electrolisis es un método de separación de los elementos que forman un compuesto aplicando electricidad: se produce en primer lugar la descomposición en iones, seguido de diversos efectos o reacciones secundarios según los casos concretos. Electrólisis procede de dos radicales, electro que hace referencia a electricidad y lisis que quiere decir rotura. El proceso electrolítico consiste en lo siguiente. Se disuelve una sustancia en un determinado disolvente, con el fin de que los iones que constituyen dicha sustancia estén presentes en la disolución. Posteriormente se aplica una corriente eléctrica a un par de electrodos conductores colocados en la disolución. El electrodo cargado negativamente se conoce como cátodo, y el cargado positivamente como ánodo. Cada electrodo atrae a los iones de carga opuesta. Así, los iones positivos, o cationes, son atraídos al cátodo, mientras que los iones negativos, o aniones, se desplazan hacia el ánodo. La energía necesaria para separar a los iones e incrementar su concentración en los electrodos, proviene de una fuente de potencia eléctrica que mantiene la diferencia de potencial en los electrodos. En los electrodos, los electrones son absorbidos o emitidos por los iones, formando concentraciones de los elementos o compuestos deseados. Por ejemplo, en la electrólisis del agua, se forma hidrógeno en el cátodo, y oxígeno en el ánodo. Esto fue descubierto en 1820 por el físico y químico inglés Michael Faraday. La electrólisis no depende de la transferencia de calor, aunque éste puede ser producido en un proceso electrolítico, por tanto, la eficiencia del proceso puede ser cercana al 100%. Ánodo El ánodo es un electrodo en el cual se produce la reacción de oxidación. Un error muy extendido es que la polaridad del ánodo es siempre positivo (+). Esto es a menudo incorrecto y la polaridad del ánodo depende del tipo de dispositivo, y a veces incluso en el modo que opera, según la dirección de la corriente eléctrica, basado en la definición de corriente eléctrica universal. En consecuencia, en un dispositivo que consume energía el ánodo es positivo, y en un dispositivo que proporciona energía el ánodo es negativo.

Cátodo El cátodo es un electrodo en el cual se produce la reacción de reducción. Un error muy extendido es pensar que la polaridad del cátodo es siempre negativa (-). La polaridad del cátodo depende del tipo de dispositivo, y a veces incluso en el modo que opera, según la dirección de la corriente eléctrica, basado en la definición de corriente eléctrica universal. En consecuencia, en un dispositivo que consume energía el cátodo es negativo, y en un dispositivo que proporciona energía el cátodo es positivo.

Aplicaciones de la electrólisis    



 

Producción de aluminio, litio, sodio, potasio y magnesio. Producción de hidróxido de sodio, clorato de sodio y clorato de potasio. Producción de hidrógeno con múltiples usos en la industria: como combustible, en soldaduras, etc. La electrólisis de una solución salina permite producir hipoclorito (cloro): este método se emplea para conseguir una cloración ecológica del agua de las piscinas. La electrometalurgia es un proceso para separar el metal puro de compuestos usando la electrólisis. Por ejemplo, el hidróxido de sodio es separado en sodio puro, oxígeno puro y agua. La anodización es usada para proteger los metales de la corrosión. La galvanoplastia, también usada para evitar la corrosión de metales, crea una película delgada de un metal menos corrosible sobre otro metal.

PARTE EXPERIMENTAL

Electrolisis de la solución de Kl (electrodos insolubles)   

Colocar la cantidad suficiente de solución de KI a 0,5 M en el tubo en “U” Hicimos las conexiones eléctricas correspondientes y dejamos transcurrir la electrolisis alrededor de 10 minutos Observar y anotar todos los cambios que se producen en los electrodos, cambios de color Nuestra solución empezó a cambiar de color, oscurecerse







Al finalizar la electrolisis observamos que la solución, en el lado izquierdo del tubo, esta oscura y que el lado derecho del tubo en U comenzaba a expulsar gas debido a que comenzaba burbujear ; ambos olores eran distintos Al comparar las observaciones con las ecuaciones concluimos que la parte oscura de la solución era el I2 el cual se trasladaba al ánodo, mientras que el gas expulsado por el cátodo era H2 el cual era expulsado por la reacción Una vez retirados los implementos tomamos 2 ml de la parte del ánodo y 2 ml de la parte del cátodo. Ambas muestras los colocamos en tubos de ensayos (2 tubos por cada muestra) para luego utilizarlos



Al primer tubo de 1ml se le agrega fenolftaleína, al realizar esta acción se puede observar que el líquido se presenta una fase, color fucsia, en la parte inferior del tubo. Esto nos da a entender que el líquido esta en medio básico

 En el segundo tubo se le adiciona 20 gotas de FeCl3 y esto ocasiona que el líquido en el tubo cambie a un color ladrillo

Electrolisis de la solución de CuSO4 (electrodos insolubles)



Emplear solución de CuSO4 0.5M y seguir las indicaciones de los pasos (1) al (5) del experimento anterior.









Para el primer tubo al agregar fenolftaleína se nota que el líquido no cambia en su apariencia lo que quiere decir que es menor de 8, según la escala dada anteriormente En el segundo tubo al añadir anaranjado de metilo se puede observar que el líquido toma un color rojo, lo que indica que es menor que 3.5 en la escala dada anteriormente. Se puede concluir que se está trabajando con un PH ácido

Al adicionar el HNO3 se llega a notar claramente el cobre presente en la plancha de metal.

Purificación del cobre (electrodos de Cu, ánodo) ÁNODO

CÁTODO

Oxidación

reducción

Cu 



Cu2+ + 2e-

Cu2+ + 2e-

Cu

En un vaso de 250ml agregamos 100ml de una solución de CuSO4 de concentración conocida. Introducir los electrodos (lámina de cobre y un alambre de cobre ) evitando el contacto entre ambas. Conforme se desarrollaba el experimento se observa que el cobre de la aguja se traslada a la placa

Electrolisis de la solución de NaCl Ánodo

Cátodo

Oxidación 2Cl-



 

Cl2 + 2e-

Reducción Na+ + 1e-

Na

En un vaso de 250ml agregamos 100ml de una solución de NaCl de concentración conocida , empleamos los mismos electrodos de carbón de los experimentos A y B. Introducir los electrodos evitando que toquen el fondo del vaso Hicimos las conexiones eléctricas y dejamos transcurrir la electrolisis 5 min con una tensión de 12 V Concluida la electrolisis, titulamos 10 ml de la solución en un matraz con HCl 0.1N empleando anaranjado de metilo como indicador (Nosotros usamos 6 gotas)

DISCUSION DE RESULTADOS En este experimento se pudo observar que por medio de la corriente eléctrica(modo pila)

hacia el cátodo electrolizado negativamente fluyen los

cationes que generalmente se reducen mientras que hacia el ánodo electrolizado positivamente fluyen los aniones los cuales generalmente se oxidan la dificultad, la dificultad que tuvimos en el experimento es que los materiales que usamos no estuvieron limpios por ejemplo los electrodos ello influyo en los resultados del experimento realizado.

CUESTIONARIO 1) Escribir las ecuaciones de las semi-reacciones y las reacciones totales de los procesos primarios y secundarios que tienen lugar en los electrodos.

a) Electrolisis del Yoduro de Potasio (KI)



Cátodo:

2



Ánodo:

2



+2



- 2

Reacción total:

+ 2

2



+2

+ 2

b) Electrolisis del Sulfato de cobre (

 

Cátodo: Ánodo:

2 2

+ -

Reacción total:

)

 

4 4

2

+

+

2Cu 

2

+

4

2Cu

+

c) Purificación del cobre  

Cátodo: Ánodo:

Cu



+ 2 + 2

Cu 

d) Electrolisis de la solución de cloruro de sodio (NaCl) 

Ánodo:



Cátodo:

Reacción total:



2 2

+ 2 2

+2

+ 2 

+2 

+

+2

+

4

2) ¿Qué productos se han formado, depositado y desprendido en los electrodos y que iones quedan presentes en las soluciones? En la solución de KI, las reacciones a lugar son: Ánodo: 2H2O + 2e- → H2↑ + 2OHCátodo: 2I → I2↓ + 2e En la solución de CuSO4, las reacciones a lugar son: Ánodo: 2H2O → O2↑ + 4OH- + 4eCátodo: +2 2Cu + 4e- → 2Cu↓ En la purificación de CuSO4, las reacciones a lugar son: Ánodo: Cu → Cu+2 + 2eCátodo: +2 Cu + 2e- → 2Cu↓ 3) En la electrólisis de una solución de CuSO4 ¿Qué volumen de O2 (medido a condiciones normales) es liberado en el ánodo, en el tiempo que transcurre para depositar sobre el cátodo 5g de Cu? Tenemos la siguiente reacción sobre el cátodo: +2

Cu

-

+ 2e

Cu

Vemos que 2F depositan 63.5 g de Cu, entonces

Se necesitan 0.016 F para depositar 0.5g de Cu en cierto tiempo t La reacción sobre el ánodo es 2H2O

4H

+ (ac)

+ O2

-

(g)

+ 4e

Puesto que cuatro faradays producen 22.4 litros de O2 ? litros de O2 =

(g)

= O2

(g)

(g)

a TPE

4) ¿cuál es la molaridad de H+ en la solución después de la electrolisis descrita en el problema anterior . el volumen final de la solución es 300 ml?

Del problema anterior notamos que cuatro faradays también producen cuatro moles de H+ (ac) ? moles de H+ (ac) = H+ (ac)

=

La pequeña contribución de H+ (ac) de la ionización del agua se puede ignorar y se puede suponer que hay 0.0157 moles de H+ (ac) en 300 ml de solución: ? de moles de H+(ac)= H+(ac)

=

Por consiguiente, la solución es 0.0523 M de iones de hidrógeno.

5) Si 250 mL de CuCl2 0.2 N es electrolizado empleando una corriente de 3 A por 45 Min . ¿Cuál es la concentración final de Cl- y Cu+2 . asumir que el volumen de la solución no cambia durante el proceso?

W = Para W=

= 2,97 g Para

W=

= 2,66 g Luego:

[Cl] =

=

= 0,33 M

[Cu]=

=

= 0,16 M

6) ¿Que papel juega la concentración de iones H+ en la solución durante la electrolisis. de un ejemplo y explique con semi-reacciones?

Cambia el pH de la solución, al acidificar el medio, permitiendo después una neutralización. En la solución de CuSO4, las reacciones a lugar son:

Anódica: 2H2O → O2↑ + 4OH- + 4e- (Oxidación) Catódica: 2Cu+2 + 4e- → 2Cu↓ (Reducción)

BIBLIOGRAFIA     

Academia Cesar Vallejo. Química. Editorial lumbreras. Lima- Perú Raymond Chang-QUIMICA-novena edición-año 2007 Whitten Kenneth. Química General. Edit MC Graw Hill. Tercera edición.1992 http://cipres.cec.uchile.cl/~cdolz/links/1.2%20electroquimica%20.html http://www.profesorenlinea.cl/quimica/electrolisis_concepto.htm