TRABAJO PRÁCTICO N 6: ELECTRÓLISIS

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1 QUÍMICA GENERAL Y TECNOLÓGICA 2010 TRABAJO PRÁCTICO N 6: ELECTRÓLISIS Objetivo: Medición de la intensidad de corriente que circula por un sistema electrolítico y determinación del equivalente-gramo del cobre. Fundamentos Teóricos: Los elementos que permiten el pasaje de la corriente eléctrica se denominan conductores (ej: metales, electrolitos) y los que no permiten dicho pasaje se denominan malos conductores o aislantes (ej: madera, vidrio, goma). Los electrolitos son sustancias que, disueltas en agua o fundidas, conducen la corriente eléctrica (algunos ácidos, hidróxidos y sales) y la diferencia entre los metales y los electrolitos, en cuanto a sus características como conductores de la electricidad, es que los primeros dejan pasar la electricidad sin sufrir ninguna alteración en su estructura, ya que la conducción se debe al flujo de electrones a través de los mismos (electrones de valencia), generando la corriente electrónica. En cambio, los electrolitos se descomponen en iones (aniones y cationes) y generan una reacción química denominada electrólisis y son estos iones los responsables de la conducción eléctrica (corriente electrolítica). Para realizar una electrólisis se debe contar con un aparato o recipiente, llamado cuba electrolítica, el cual sirve para contener a la solución electrolítica (electrolito en medio acuoso) y a los dos electrodos; también hay que tener una fuente de energía eléctrica, a la que se conectarán los electrodos. Los electrodos son conductores metálicos que recibirán su nombre según cual sea el polo del generador al que estén conectados, así, el electrodo que se encuentra unido al polo positivo recibirá el nombre de ánodo y el que se halla unido al polo negativo será llamado cátodo. Ambos se encuentran sumergidos en la solución en contacto con el electrolito y es en su superficie donde se producirán reacciones con liberación o consumo de electrones, generando el intercambio de corriente electrónica y corriente electrolítica. La reacción de 36

2 consumo de electrones se verifica en el cátodo y es una reducción, mientras que la reacción que libera electrones tiene lugar en el ánodo y es una oxidación. Cuando se enciende el generador, se produce alrededor de los electrodos un campo eléctrico provocando la migración de los iones hacia ellos, debido a que los iones, son átomos o grupos de átomos con carga eléctrica positiva (cationes) o negativas (aniones). Cátodo especie oxidada + electrones Ánodo especie reducida + electrones Reducción: consumo de electrones especie reducida Oxidación: liberación de electrones especie oxidada Migración Electrónica: ánodo e cátodo (flujo de electrones) Es importante destacar que en la electrólisis se genera energía química a partir de energía eléctrica (corriente eléctrica), al contrario de lo generado en una pila o celda galvánica donde se transforma energía química en eléctrica. Faraday, tras realizar estudios cuantitativos referentes a la relación entre la cantidad de electricidad que circula por la solución electrolítica y la cantidad de sustancia depositada y/o liberada en los electrodos, enunció las siguientes leyes: 1) La cantidad de un elemento dado que se libera en un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de electrones que pasa a través de la solución. 2) Los pesos de los distintos elementos liberados por la misma cantidad de electricidad son directamente proporcional a sus equivalentes-químicos. Relacionando ambas expresiones se deduce la siguiente expresión matemática: donde: w: peso del elemento liberado o depositado en el electrodo (g) i: intensidad de corriente eléctrica (amp) t: tiempo trascurrido (seg) Eq: equivalente químico (g/eq-q) 37

3 F: constante de Faraday = 1 F = coul/eq-q = amp.seg/eq-q (la cantidad de electricidad que libera un equivalente químico de cualquier elemento es igual a coulomb) Técnica Operatoria: Materiales a utilizar: # Cuba electrolítica (vaso de precipitado) # Voltámetro de gas (bureta invertida) # Fuente o generador # Amperímetro # Electrodos de Cu # Solución de H 2 SO 4 # Cronómetro # Balanza # Solución de HCl diluido (solución de enjuague) # Agua destilada 1) Lavar los electrodos de cobre con ácido clorhídrico diluido y luego con agua destilada. Secarlos con papel d filtro y pesar el electrodo que se utilizará como ánodo. 2) Colocar el electrodo que funcionará como cátodo dentro del voltámetro de gas. 3) Sumergir ambos electrodos dentro de la cuba, la cual contiene una solución de ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ). 4) Aspirar por el orificio superior del voltámetro de gas para que la solución de H 2 SO 4 ascienda hasta la parte más alta del tubo y ensarrar a cero. Cerrar la pinza. 5) Conectar el ánodo con el polo positivo de un generador y el cátodo con el polo negativo, intercalando en serie un amperímetro para medir la intensidad de corriente que circulará por la solución. 6) Encender el generador y un cronómetro simultáneamente, y realizar la lectura del amperímetro. 7) Dejar que la electrólisis procesa por aproximadamente 5 minutos. Cumplido el tiempo, leer nuevamente el amperímetro, detener el cronómetro e interrumpir la corriente al mismo tiempo. 8) Lavar el ánodo con ácido clorhídrico diluido, enjuagarlo con agua destilada y secarlo con papel de filtro. Pesarlo. 9) Registrar los datos experimentales obtenidos: Masa inicial del electrodo de cobre. Masa final del electrodo de cobre Diferencia de masa (pérdida). 38

4 Tiempo transcurrido Intensidad de corriente al inicio. Intensidad de corriente al final Promedio de intensidades... NOTA: Durante la electrólisis tener la precaución de no mover los electrodos, ya que ello alteraría fuertemente la corriente eléctrica. Reacciones que tienen lugar en la experiencia: Ánodo (oxidación): Cu Cu e Cátodo (reducción): 2 H e H 2 Reacción total: H 2 SO 4 + Cu CuSO H e 2 H e H 2 H 2 SO 4 + Cu CuSO 4 + H 2 Informe a Presentar: 1) Cálculos para la determinación del equivalente-gramo del cobre aplicando la expresión de Faraday mediante los valores obtenidos experimentalmente. => 2) Error relativo porcentual cometido en la experiencia. donde: E r% error relativo porcentual E a error absoluto PE ex peso equivalente experimental (calculado en el ítem anterior) PE t peso equivalente teórico del cobre: 39

5 3) Esquema. 4) Conclusiones. PE cu = 31,77 g/eq-q 40

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