Informe 7-Electroquímica

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7° LABORATORIO –  ELECTROQUÍMICA  ELECTROQUÍMICA

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA FACULDAD DE INGENIERÍA INGENIERÍA GEOLÓGICA, GEOLÓGICA, MINERA Y METALÚRGICA

LABORATORIO N°7 CURSO: Química CURSO:  Química II SECCIÓN: R SECCIÓN: R    

TEMA: Electroquímica. Electroquímica. FECHA DE REALIZACIÓN: 03/06/15. FECHA DE ENTREGA: 10/06/15. ENTREGA:  10/06/15. DOCENTE: Lembi DOCENTE:  Lembi Castromonte, Reinaldo.

GRUPO N° 05 INTEGRANTES:   

Moreano Vargas, Kiomi Roxy. Nestares Cóndor, Edson Fabricio. Ortiz García, Ricardo Adán.

20142682I 20142674F 20141060D

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ÍNDICE

1. Introducción……………………………………………… …………………………………………………………………………..……… …………………………..……… Pág.3 2. Objetivos………………………………………… …………………………………………………………………………..………….. ………………………………..………….. Pág.4 3. Fundamento Teórico……………………………………………………………… ……………………………………………………………….…….. .…….. Pág.5 4. Parte Experimental…………………………………………………… ………………………………………………………………….….…. …………….….…. P ág.8 5. Cuestionario…………………………………………… ……………………………………………………………………………...….. ………………………………...….. Pág. 14 6. Observaciones……………………………………………………………………..….….…. Pág.18 7. Conclusiones…………………………………………………………………………….…... Pág.19 8. Aplicaciones…………………………………………………………………………..………Pág.20 9. Bibliografía…………………………………………………………………………..……… Pág.21

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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 cómo se obtiene el alambre de cobre que usamos como conductor eléctrico. Los vehículos requieren energía eléctrica. ¿De dónde 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 Redox 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). La electroquímica, rama de la química que estudia las interrelaciones entre los procesos químicos y los procesos eléctricos. El flujo de electrones desde un punto a otro se llama corriente eléctrica. Cuando la concentración de electrones se iguala en ambos puntos, cesa la corriente eléctrica. El material por el cual fluyen los electrones se denomina conductor. Los conductores pueden ser de dos tipos: conductores electrónicos o metálicos, y los conductores electrolíticos. La conducción tiene lugar por la migración directa de los electrones a través del conductor bajo la influencia de un potencial aplicado. El punto principal del presente trabajo, será la electroquímica, las aplicaciones que esta posee, cuáles son sus unidades fundamentales.

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OBJETIVOS

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Construir celdas voltaicas y determinar el potencial de la celda. Construcción y operación de celdas electrolíticas. Observar la descomposición química de sustancias por la corriente eléctrica. Identificar los productos formados, desprendidos y depositados. Realizar pruebas de identificación de los productos de la electrolisis. Consiste en encontrar las relaciones que existen entre diferentes sistemas metal-ión metálico, y la aplicación para generar energía y distinguir el sistema químico de una pila identificando sus electrodos, los principios estequiométricos en procesos químicos y la determinación de los potenciales estándar de las pilas.

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FUNDAMENTO TEÓRICO La electrólisis 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.

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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. Puente salino

Es un tubo con un Puente salino electrolito en un gel que está conectado a las dos semiceldas de una celda galvánica; el puente salino permite el flujo de iones, pero evita la mezcla de las disoluciones diferentes que podría permitir la reacción directa de los reactivos de la celda. ELECTROQUÍMICA La electroquímica estudia los cambios químicos que producen una corriente eléctrica y la generación de electricidad mediante reacciones químicas. Es por ello, que el campo de la electroquímica ha sido dividido en dos grandes secciones. La primera de ellas es la Electrólisis, la cual se refiere a las reacciones químicas que se producen por acción de una corriente eléctrica. La otra sección se refiere a aquellas reacciones químicas que generan una corriente eléctrica, éste proceso se lleva a cabo en una celda o pila galvánica.

CELDAS ELECTROQUÍMICA : Son aquellas en las cuales la energía eléctrica que procede de una fuente externa provoca reacciones químicas no espontáneas generando un proceso denominado electrólisis. Las celdas electrolíticas constan de un recipiente para el material de reacción, dos electrodos sumergidos dentro de dicho material y conectados a una fuente de corriente directa.

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CELDAS GALVÁNICAS O VOLTAICAS: Son celdas electroquímicas en las cuales las reacciones espontáneas  de óxido-reducción producen energía eléctrica. Las dos mitades de la reacción de óxido reducción, se encuentran separadas, por lo que la transferencia de electrones debe efectuarse a través de un circuito externo. En todas las reacciones electroquímicas hay transferencia de electrones y por tanto, son reacciones de óxido-reducción (redox). soluciones electrolíticas. LEYES DE FARADAY a) Primera Ley de Faraday: La cantidad de sustancias que se depositan (o altera su número de oxidación) en un electrodo, es proporcional a la cantidad de electricidad que pasa por el sistema. Lo anterior significa que a mayor Faraday mayor cantidad de sustancia depositada. Se denomina equivalente electroquímico de una sustancia a la masa en gramos de dicha sustancia depositada por el paso de un culombio. De acuerdo con esta definición podemos escribir la expresión:

Donde: m : masa en gramos que se ha depositado. I : intensidad de la corriente expresada en amperios t : tiempo en segundos 96500 : factor de equivalencia entre el Faraday y el culombio, ya que 1F = 96500C. b) Segunda Ley de Faraday:

La cantidad de diferentes sustancias depositadas o disueltas por una misma cantidad de electricidad, son directamente proporcionales a sus respectivos pesos equivalentes. Por ejemplo, si la corriente eléctrica se hace pasar por una serie de celdas electrolíticas que contienen distintas sustancias, la cantidad de electricidad que circula a través de cada electrodo es la misma y las cantidades de elementos liberados son proporcionales a sus respectivos pesos equivalentes.

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PARTE EXPERIMENTAL EXPERIMENTO N°1: Pilas electroquímicas. PARTE A: Preparar las semipilas

/+(0.01M)//+(0.1M)/

1. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL 

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Lave con agua destilada 2 vasos de precipitado de 150 ml y enjuague uno de los vasos con   0.1 M y añada la misma solución hasta la mitad del vaso y el otro con   0.1 M. Colocar el electrodo de cobre previamente limpio en el vaso que contiene el   0.1 M haciendo la conexión al terminal positivo del voltímetro. Colocar el electrodo de Zinc, previamente limpiado con el vaso que contiene   0.1 M conecte al terminal. Anote la lectura del voltaje con las semipilas según lo obtenido al hacer la conexión. Colocar un puente salino, tubo en U que contenga una dilución saturada de cloruro de potasio ( ). Anote la lectura del voltaje.

       

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2. DATOS Y OBSERVACIONES DEL EXPERIMENTO  

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Como podemos observar los electrones se movilizaron del ánodo al cátodo. Observamos que las semiceldas se encuentran unidas mediante el puente salino el cual se encarga de mantener la neutralidad en la pila. Mientras que ocurre la transferencia de electrones en una semicelda ocurre una pérdida de masa del electrodo, mientras que en la otra ocurre un aumento en la masa del otro electrodo. El valor del voltaje que se obtiene experimentalmente es menor que el valor teórico.

3. CÁLCULOS Y RESULTADOS SEMIREACCIONES ELECTRODO (SIGNO)

PROCESO QUÍMICO

SEMIRREACCIÓN

POTENCIAL(V)

Ánodo(electrodo negativo)

Oxidación del Zn

Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e -

Eº=-0,76 V

Cátodo(electrodo positivo)

Reducción del Cu2+

Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s)

Eº=+0,34 V

0.34 V – (- 0.76 V) = 1.10 V Zn(s) + Cu2+ (aq) → Zn2+ (aq) + Cu(s)

Eº= 1, 10 V

Zn(s) |Zn2+ (1M) || Cu2+ (1M) |Cu(s) Experimentalmente obtuvimos E° = 0 V.

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4. GRÁFICAS, TABLAS Y DIBUJOS

Pila electroquímica

Voltímetro

5. CONCLUSIONES:  

El valor de voltaje obtenido experimentalmente es menor que el valor teórico. La masa de los electrodos inicialmente en cada semicelda varían debido a la transferencia de los electrones.

PARTE B: Preparar las semipilas

/ (0.1M) // +(0.1M)/

1. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: 

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De manera similar que en la parte A, prepare en vasos de 150 ml colocando en uno hasta la mitad de su volumen, de su solución de Nitrato de Plomo 0.1 M y en el otro, también hasta la mitad de su volumen de Nitrato de cobre 0.1 M luego. Coloque el puente salino y observe el voltaje.

Importante: Debe evitar contaminar las soluciones de las semipilas.

2. DATOS Y OBSERVACIONES DEL EXPERIMENTO  





Como podemos observar los electrones se movilizaron del ánodo al cátodo. Observamos que las semiceldas se encuentran unidas mediante el puente salino el cual se encarga de mantener la neutralidad en la pila. Mientras que ocurre la transferencia de electrones en una semicelda ocurre una pérdida de masa del electrodo, mientras que en la otra ocurre un aumento en la masa del otro electrodo. El valor del voltaje que se obtiene experimentalmente es menor que el valor teórico.

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3. CÁLCULOS Y RESULTADOS SEMIREACCIONES ELECTRODO (SIGNO)

PROCESO QUÍMICO

SEMIRREACIÓN

POTENCIAL (V)

Ánodo (electrodo negativo)

Oxidación del Pb

Pb(s) → Pb2+(aq) + 2 e -

Eº= -0.18 V

Cátodo (electrodo positivo)

Reducción del Cu2+

Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s)

Eº=+0,34 V

0.34 V – (-0.18 V) = 0. 52 V Pb (s) + Cu 2+ (aq) → Pb2+(aq) + Cu(s)

Eº=0. 52 V

Pb|Pb2+ (1M) ||Cu2+ (1M) |Cu Experimentalmente obtuvimos E° = 0.45 V 4. GRÁFICAS, TABLAS Y DIBUJOS

5. CONCLUSIONES  

El valor de voltaje obtenido experimentalmente es menor que el valor teórico. La masa de los electrodos inicialmente en cada semicelda varían debido a la transferencia de los electrones.

EXPERIMENTO N°2: Electrólisis del Yoduro Potásico en solución acuosa. 1. PROCEDIMIETO EXPERIMENTAL

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Identificación de los productos, en los electrodos como producto de la electrólosis de una solución acuosa de yoduro de potasio. Arme el equipo de electrolisis, utilizando un vaso o un tubo en U y como electrodos barras de carbón. Debe utilizarse una fuente de corriente que tenga entre 6 a 12 voltios de potencial.

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Añadir la solución de yoduro de potasio 0.5M, lo necesario para llenar el tubo hasta 1cm del extremo. Realice la conexión eléctrica y deje transcurrir un tiempo de 20 minutos aproximadamente.

2. DATOS Y OBSERVACIONES DEL EXPERIMENTO  

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En el cátodo se da la hidrolisis del H 2O y se produce la reducción. En el ánodo se forma yodo molecular de un color pardo, el cual se difunde hasta la mitad del tubo en U y se produce la oxidación. Al agregar el indicador fenolftaleína se comprueba la presencia de iones OH. Al agregar tetracloruro de carbono en el yodo molecular se observa la molécula más pesada.

3. CÁLCULOS Y RESULTADOS KI + H2O K→ I- + H2O Esta ecuación la fundamentamos en base a que el yodo al ser un halógeno y el potasio un metal del grupo I, cuando se produzca electrolisis esta sal electricidad en disolución acuosa. 2K+ + 2I- + 2H2O→ 2KOH + I2 +H2 Luego el K +  reacciona con H2O formando KOH, y el I -  se oxida como I 2. Además las burbujas observadas fueron provocadas por el 2H→ 2 e- + H2, el cual se redujo. Se separa en iones debido a que son electrolitos fuertes. Esto se debe que son buenos conductores.

4. GRÁFICAS, TABLAS Y DIBUJOS

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5. CONCLUSIONES 





Los aniones son aquellas partículas negativas que se dirigen al ánodo, en este caso el I- I2. los cationes serán el 2K+ + 2H2O 2KOH + H 2, que rodeando el cátodo reaccionan con el agua para formar KOH, el Hidrogeno se reduce y se convierte en gas, estas son las burbujas que fue posible percibir. Lo que ocurre en la reacción química de electrolisis es que el yoduro de potasio se separa en yodo y potasio, los que son descargados en un electrodo distinto. Las especies químicas se descargan son de la siguiente forma: en el cátodo se descargó el potasio y en el ánodo se descarga el Yodo. El cambio de color se explica por la presencia de indicadores que reaccionan frente a ciertas sustancias. En el cátodo se descarga el potasio lo que coincide el cambio a color rojo en esa zona y esto ocurre porque el potasio ante la presencia de agua se forma Hidróxido de Potasio (KOH) que es de una sustancia básica, y como consecuencia la fenolftaleína reacciona formando este color (rosa). Ahora en el sector del ánodo se pone de un color oscuro (pardo) y se debe a la presencia del yodo que se convierte en yodo molecular (I 2).

PARTE B 1. Emplee un gotero para extraer unos 2 ml de la solución del extremo donde estaba el cátodo. Añada unas gotas del indicador fenolftaleína para comprobar la formación de hidrógeno gaseoso. Añada luego 3 a 4 ml de cloruro férrico 0.1M y observe el resultado. 

Cátodo.

1-2 gotas de

20 gotas de

Fenolftaleína

KOH-

KOH-

FeCl3

KOH-



Al primer tubo de 2ml se le agrega fenolftaleína, al realizar esta acción se puede observar que el líquido en el tubo se torna de un color fucsia. Esto nos da a entender que el líquido esta en medio básico. Y por lo tanto se podía deducir la presencia de iones (OH-). pH > 7 Es soluble



En el segundo tubo se le adiciona 20 gotas de FeCl 3 y esto ocasiona que el líquido en el tubo cambie a un color rojo oscuro. Para confirmar, en el tubo de ensayo se agregó el indicador (FeCl 3) y se formó un precipitado en forma coloidal Fe(OH) 3  . Así confirmamos nuevamente la presencia de ión (OH -). 0 < pH