Electrolisis

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA Facultad de Ingeniería Química y Textil  Área académica académica de ciencias ciencias básicas

INFORME Nº 8 ELECTROQUIMICA Y ELECTROLISIS CODIGO DEL CURSO

:

QU119 / B

 ALUMNOS

:

AGUILAR SÁNCHEZ, VICTOR ENRIQUE ENRIQUE JOYO CASTAÑEDA, INES HAYDEE

PROFESORES

:

ING. PEDRO ROMERO Y OTINIANO. ING. BERTHA CARDENAS VARGAS.

NÚMERO DE MESA

:

02  – B

FECHA

:

24 de Noviembre de 2006 LIMA - PERU

CONTENIDO

ELECTROQUIMICA Y ELECTROLISIS OBJETIVO FUNDAMENTO TEORICO: PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

Experiencia N°1: Serie electroquímica o serie de actividades. Experiencia N°2: Celdas voltaicas o galvánica. Experiencia N°3: Electrolisis del KI (ac) electrodos insolubles BIBLIOGRAFIA CUESTIONARIO RECOMENDACIONES

ELECTROQUIMICA Y ELECTROLISIS I. OBJETIVO: 

Construir celdas voltaicas y determinar el potencial de la celda.



Estudiar la influencia de la concentración del conductor iónico en el potencial de la celda.



Construcción y operación de celdas electrolíticas.



Realizar pruebas de identificación de los productos de la electrolisis.

II. FUNDAMENTO TEORICO: La electroquímica es la parte de la química que trata la relación entre la corriente eléctrica y las reacciones químicas, y de la conversión de la energía química en eléctrica y viceversa. Para lograr este objetivo, la electroquímica tiene dos tipos de sistemas de estudio que son: la celda o célula voltaica (o celda galvanica) es un sistema electroquímico en el que por medio de una reacción espontánea (



G 1,103 V (potencial estándar de la celda). Se encuentra que el Ecel varía linealmente con L og Zn2  Cu 2   . No es difícil establecer una relación entre el potencial de la celda, E cel, y las concentraciones de reactivos y productos. O

G   G RT lnQ G  y

O

G

 pueden sustituirse por  –nFEcel y -nFEocel respectivamente. o  RT lnQ -nFEcel =-nFEcel

 Ahora dividiendo por  –nF se obtiene

Ecel =Eocel 

RT  nF 

ln Q

Esta ecuación fue propuesta por primera vez por Walter Nernts en 1889 y suele ser utilizada por los químicos analíticos en la forma en que Nernts la formuló. Se puede obtener la ecuación de Nernts pasando de logaritmos neperianos a decimales: o  Ecel =Ecel

2,3026RT  nF 

logQ

De esta manera se ve que la ecuación de Nernts  nos permite calcular el potencial de una celda para cualquier concentración.

BIBLIOGRAFIA



Raymon Chang, QUÍMICA. Séptima Edición, Mac Graw Hill, Pág. 116



Arthur Vogel, Química Analítica Cualitativa, Editorial KAPELUSZ, Pag. 450



Juan Galmez, Manual de Química, Editorial Tip Cat Casal, Pag 276



Petrucci, Harwood, Herring; QUÍMICA GENERAL, octava edición, Editorial Prentice Hall, 2003, Pág. 838-839,845-846.



Sayan, Rosa; MANUAL DE LABORATORIO DE QUMICA, segunda edición, Editorial FAMET, 2006, Pág. 157-158; 164.

RECOMENDACIONES Verificación de la ecuación de Nernst. Objetivo: 

Observar el comportamiento eléctrico de soluciones de electrolitos.



Observar el cambio del potencial eléctrico en función de la actividad iónica en la solución.



Comparar el comportamiento del potencial eléctrico de diferentes iones en una misma celda electroquímica.

Objetivo experimental.

Determinar la actividad de iones hidrógeno de diversas soluciones de electrolitos mediante el uso de una membrana (electrodo de hidrógeno) con selectividad iónica para comprobar la validez de la ecuación de Nernst. Material necesario

1.- Por grupo:



Botella lavadora 1



Agitador magnético 1



Electrodo combinado para H + 1



Balanza analítica. 1



Pipetas serológicas de 1 ml 2



Espátula 1



Pipetas serológicas de 5 ml 6



Matraces volumétricos de 250



Potenciómetro de lectura directa

ml 2

1



Parrilla magnética 1



Probeta de 50 ml 1



Propipeta 1



Vasos de precipitados de 50 ml



Termómetro -10 a 200°C 1



Vasos de precipitados de 250 ml

2. Por equipo Soluciones

1. Por grupo 

Acido clorhídrico (HCl), 250 ml, 0.1 N.



Hidróxido de sodio (NaOH), 250 ml, 0.1 N.

8



Solución amortiguadora de pH 7.



Solución amortiguadora de pH 4.



Solución amortiguadora de pH 10.

2. Por equipo 

Acido clorhídrico (HCl), 50 ml, 0.1 N y 25 ml de diluciones 1 x 10-2 M, 1 x 10-3 M y 1 x 10 -4 M.



Hidróxido de sodio (NaOH), 50 ml, 0.1 N y 25 ml de diluciones 1 x 10-2 M, 1 x 10-3 M y 1 x 10 -4 M.



Soluciones problema para análisis (ver "Comentarios"), proporcionadas por los alumnos.

PROCEDIMIENTO.

Equipo de protección. Ojos. 



Anteojos de policarbonato o monogógles sin ventilación.



No respire los vapores.



Precauciones especiales.

Guantes de neopreno para



Baño de ojos disponible.

ácidos y álcalis.



Regadera de seguridad

Ropa de algodón.

  Respiratorio.

 

para vapores. 

Piel. 

Maneje los ácidos en campana

Respirador para vapores ácidos

disponible. 

Lave abundantemente después de usar los reactivos.

(Código amarillo). Método:

1. Preparación de soluciones. 

Se preparan 250 ml de HCl 0.1 N por grupo y a partir de ésta, en cada equipo se hacen tres diluciones (1 x 10 -2 M, 1 x 10 -3 M y 1 x 10 -4 M).



Se preparan 250 ml de NaOH 0.1 N por grupo y a partir de ésta, en cada equipo y se hacen tres diluciones (1 x 10 -2 M, 1 x 10 -3 M y 1 x 10 -4 M).

2. Experimento. Electrodo de vidrio para H +.



Para verificar la respuesta "Nernstiana" del electrodo de vidrio para hidrógeno se elabora una curva de calibración de - log [HCl] contra la diferencia de potencial ( mV ) con las soluciones de HCl y NaOH.



Se calibra el potenciómetro a 0.0 mV con la solución de HCl 0.1 N.



Posteriormente, se lee la diferencia de potencial ( mV ) de cada solución problema (Ver "Comentarios").



Como control se lee la diferencia de potencial ( mV ) de soluciones estándar de pH 4, pH 7 y pH 10.



Uso de la ecuación de Nernst.



Para determinar la concentración de iones hidrógeno y el pH (- log [H+]) de las soluciones problema se lee la diferencia de potencial ( mV ) de cada una de ellas y se interpola el valor en la curva de calibración de - log [H+] vs mV.

Registro de resultados 

Tabule los datos de -log [H+] y ajústelos por un método de regresión lineal (ver "Comentarios"), registrando los parámetros de regresión.



Trace la curva de calibración de -log [H+] vs mV  ajustada e indique los valores de la pendiente ( m) y la ordenada al origen ( b).



Señale en la curva de calibración los valores correspondientes a las soluciones estándar de pH conocido.



Calcule los valores de pH de las soluciones estándar y de las muestras problema.



Elabore una tabla con los datos de diferencia de potencial ( mV ) y pH de las soluciones estándar y de las muestras problema.