Celdas Galvanicas Y Electrolisis Prac.pdf

Universidad de Antioquia Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Instituto de Química Laboratorio de Química Inorgánica (2511160) Semestre 2018-2 Informe 3

CELDAS GALVANICAS Y ELECTROLISIS Fabian Martinez Amorocho, Erica Milena Arredondo Londoño 1. OBJETIVOS Objetivo General Reconocer los diferentes métodos y los diferentes compuestos que pueden ser utilizados para transformar la energía eléctrica en energía química, identificando cuál método es el más eficiente.

Objetivos específicos ● ●

Identificar el flujo de electrones de cada proceso de hidrólisis. Medir la energía potencial total de las celdas y compararla con la energía potencial teórica.

Energía potencial de celda Experimental: 1,09 V Energía potencial de Celda Teórico: 1,103 V Porcentaje de error: (1,103-1,09/1,103) *100: 1,17% Según la ecuación: los electrones fluyen del Cinc al Cobre, dejando disociados los contraiones de Zn^2+ y SO4^2- que se unen mediante el puente salino.

1.2 Celda Galvánica conformada por Aluminio y Cobre

2. RESULTADOS Y DISCUSIÓN 1.

Montaje celdas Galvánicas

1.1 Celda Galvánica conformada por Cinc y Cobre Figura 2

Energía potencial de celda experimental: 0,53 V Energía potencial de celda teórico: 2,016 V porcentaje de error: (2,016-0,53/2,016) *100: 73,71%

Figura 1

se observa una diferencia entre la energía potencial teórica y la energía potencial de la celda experimental, la cual nos indica que el potencial experimental esta malo, consideramos que esto se debió a que la separación de algodón en el tubo en U se

permeo muy rápidamente y los dos compuestos se empezaron a mezclar generando la neutralización de la transferencia de cargas.

1.3 Celda Galvánica conformada por Cinc y Aluminio

M concentracion

Universidad de Antioquia Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Instituto de Química Laboratorio de Química Inorgánica (2511160) Semestre 2018-2 Informe 3 0,83

0,9 0,8 0,7 0,6 0,5 0,4 0,3 0,2 0,1 0

0,6 0,5 0,3

0

5

10

15

Eºcel ml amp

Concentración M 0,83 O,6 0,5 0,33

Eº ml amperios 7,7 9,8 11,8 13,4

Cant de solc menos 6 ml (inicial) 6ml – 1ml 6ml – 2ml 6ml – 3 ml

Figura 3

Se montó una celda con Cobre al 1,0 Molar Cu 1,5M/Cu 1,0 M a la cual se le midió el potencial de celda ml Voltios.

Energía potencial experimental de la celda: 0,83 V

pudimos observar que de acuerdo se iba sacando 1 ml de la solución de sulfato de Cobre a 1,0 M el potencial se iba incrementando ya que se hacía cada vez más grande la diferencia entre las concentraciones haciendo más fácil la transmisión de electrones en el sistema, ya que al estar de igual concentración la cantidad de iones presentes en el sistema es igual y no se genera intercambio de electrones por el equilibrio de materia.

Energía potencial teórica de la celda: 0,913 V Porcentaje de error: (0,913-0,83/0,913) *100 = 9,09% obtuvimos un potencial experimental muy similar al teórico se observa que el ánodo al que transmite sus electrones el Cinc que es el cátodo.

2. Variación del potencial con respecto a la concentración de los electrolitos (Cu/Cu)

al bajar la concentración se genera un vacío de iones que es llenado con la reducción de los iones presentes en la parte con menor concentración.

3. Circuito en paralelo. Figura 4

Universidad de Antioquia Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Instituto de Química Laboratorio de Química Inorgánica (2511160) Semestre 2018-2 Informe 3 Este experimento se realizó con tres celdas de Cu/Zn como en el primer experimento (Figura 1), donde los electrones fluyen del Zn al Cu. al tener este circuito en serie y compararlo solo con la celda del primer experimento, encontramos que a pesar de ser la misma reacción el potencial es mayor ya que los voltajes se están sumando consecutivamente, el flujo de electrones va aumentando de acuerdo se van sumando en cada celda. Figura 5 Energía potencial de celda: 1,04 V

Se toman tres tubos en U con la celda Cu/Zn como en el primer experimento en el cual fluyen los electrones del Cinc al Cobre y se conectan de tal manera que en todos el Cinc quede a un lado y el Cobre del otro lado. la tendencia no cambia, los electrones tratan de ir del Zn al Cu solo que ahora el trayecto es el mismo y no se va acumulando electrones, por lo que se ve una energía potencial casi igual al del primer experimento con una sola celda.

4. Circuitos en serie.

Figura 6

en comparación entre el circuito en serie y el circuito en paralelo podemos ver que los electrones se distribuyen de forma distinta de acuerdo al camino que les permita moverse libremente de manera natural, en el paralelo el flujo se distribuye de forma homogénea y en el en serie se da de forma acumulativa.

5. Electrolisis de una solución de Cloruro de Sodio.

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Figura 7 Al infringir una corriente eléctrica en el sistema se observa que el extremo negativo aparece de color púrpura, indicando la aparición de una base (NaOH) y un burbujeo que es Hidrógeno gaseoso. en el otro extremo aparece un burbujeo alrededor del electrodo de grafito que se puede interpretar como Cloro gaseoso producto de la oxidación del Cloro, en el otro extremo el agua se está disociando junto al Cloruro de Sodio para formar la base vista.

se observa que en el extremo positivo de la corriente se genera el Cloro Gaseoso indicando que allí es el ánodo, y el lugar donde se desprende la base y el Hidrógeno gaseoso el cátodo.

6. Electrolisis de una solución de Yoduro de Potasio.

en este caso en la solución de Yoduro de sodio se le adiciono fenolftaleína para observar la aparición de la base. al igual que el experimento anterior se observó que en el extremo negativo aparece la base y un burbujeo y en el extremo positivo se observa una coloración parda característica del Yodo solubilizado, de igual forma en el mismo extremo se observa un leve burbujeo.

al terminar la electrólisis se observa que el desprendimiento total del Yodo es mayor al del KOH. en el extremo positivo del electrodo se genera Yodo indicando que este es el ánodo y el extremo donde se forma la base es el cátodo.

7. Proceso de oxidación y reducción en la electrólisis. En este experimento se trabajó con FeCl3 y FeSO4 que contienen Fe (III) y Fe(II) respectivamente. al infringir una corriente sobre los dos compuestos colocando el electrodo positivo sobre el Fe(II) y el negativo sobre el Fe(III) se observa que se reduce el Fe(III) a Fe(II), y el Fe(II) se oxida a Fe(III), ya que las coloraciones se empiezan a invertir, tomando la parte roja oscura en forma incolora y la zona incolora quedando roja oscura.

Figura 8 Figura 9

Universidad de Antioquia Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Instituto de Química Laboratorio de Química Inorgánica (2511160) Semestre 2018-2 Informe 3 después de pasados unos minutos se invierte el proceso intercambiando los electrodos y se observa que los compuestos tienden a regresar a su condición inicial ya que el Fe(II) producido se oxida a Fe(III) y el Fe(II) producido se reduce a Fe(II) lo que se observa en el cambio de coloraciones. Todo esto se debe al modo en el que corren los electrodos de forma inducida.

que produce Oxígeno y que contiene de electrodo al grafito. La electrólisis del agua no funcionó ya que no se envolvieron los corchos con cinta de teflón y se produjo un escape del electrolito, también influyó en los metales ya que no eran nobles y ya se habían usado antes para el mismo experimento; esto quiere decir que los metales ya estaban oxidados y en algunos casos los voltímetros estaban dañados.

El voltímetro marca 10,5 miliamperios al inicio y a los 4 minutos sube a 27,3 miliamperios de corriente.

8. Electrolisis del agua. 9. Electrolisis Sulfato de Cobre.

Figura 11

Figura 10

esta práctica se hizo únicamente con fines demostrativos ya que no se tomó ningún dato de voltaje o corriente.

Se observa un leve burbujeo en el interior de una de las columnas la cual corresponde a la columna

se usaron dos placas de Cobre, una de las cuales era removible.

Universidad de Antioquia Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Instituto de Química Laboratorio de Química Inorgánica (2511160) Semestre 2018-2 Informe 3 Datos: 1. peso inicial de la placa removible antes de la electrólisis: 11,45 gr 2. peso final lamina removible después de 10 minutos: 11,08 gr Sulfato de Cobre: 1,0 M y conectando en serie a la corriente directa y al multímetro. De acuerdo a lo visto en el experimento al ver que el electrodo removible pierde masa nos indica que fue quien cedió electrones por lo tanto se estaba oxidando. esta reacción de oxidación sucede gracias a que se infringió un flujo de electrones generado por una fuente eléctrica, la cual puso al electrodo removible como ánodo y al no removible como cátodo. Si se hubiese trabajado a una concentración más baja de Sulfato de Cobre podríamos haber visto más claramente la separación de los iones Cu en medio de la solución acuosa de Sulfato de Cobre, ya que al ser una concentración tan alta se presentaba una disociación mayor que al instante de salir Cu^2+ de la lámina reaccionara al instante con el ion sulfato de la disolución. Oxidante: extremo (+) Reductor: extremo (-)

3. CONCLUSIONES. esta práctica fue muy interesante y a la vez muy importante ya que nos demostró que dos compuestos o más pueden generar energía debido a sus diferencias en los potenciales y que en algunos casos no se puede dar en el laboratorio los resultados esperados debido a los diferentes factores como lo son: las fugas, el medio en el que se realiza, los instrumentos etc.