Electroquimica Parte Teorica.docx

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS

FACULTAD DE QUÍMICA E E.A.P. INGENIERÍA DEPARTAMENTO DE FISICOQUÍMICA

INGENIERÍA QUÍMICA QUÍMICA 0.72 ACADEMICO DE

LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA II PRÁCTICA N°14: “ELECTROQUÍMICA”

PROFESOR: TORRES DIAZ, FRANCISCO ALUMNOS: Roque Zavaleta, Fernando Junior Tabara Yzaguirre, Javier Elias

 

1607 15070130

FECHA DE LA PRÁCTICA:

MARTES 29/05/18

FECHA DE ENTREGA:

MARTES 05/06/18

TURNO:

MARTES 18-21HORAS

GRUPO:

B

2018-I INDICE INTRODUCCIÓN .................................................................................................................................3 RESUMEN..............................................................................................................................................4 I.

OBJETIVO ..................................................................................Error! Bookmark not defined.

II.

FUNDAMENTOS TEÓRICOS .......................................................................................................5

III.

PARTE EXPERIMENTAL ............................................................................................................9

3.1. MATERIALES Y REACTIVOS ....................................................................................................9 3.1.1

Materiales. .................................................................................................................9

3.1.2

Reactivos. ..................................................................................................................9

3.2

Ecuación de Nerst: ........................................................................................................ 10

3.3

Ley de Faraday: ............................................................................................................. 11

IV.

TABLAS DE DATOS Y RESULTADOS .....................................Error! Bookmark not defined.

TABLA IV. 1. CONDICIONES DE LABORATORIO .....................Error! Bookmark not defined. TABLA IV. 2. DATOS EXPERIMENTALES DE LAS VALORACIONES: ......... Error! Bookmark not defined. TABLA IV. 3. CONCENTRACIONES OBTENIDAS EN LAS VALORACIONES ... Error! Bookmark not defined. Tabla IV. 4. PH teóricos y experimentales obtenidos ..........Error! Bookmark not defined. V.

CÁLCULOS ................................................................................Error! Bookmark not defined.

VI.

ANALISIS Y DISCUSION DE RESULTADOS ..........................Error! Bookmark not defined.

VII.

CONCLUSIONES ...................................................................Error! Bookmark not defined.

VIII.

RECOMENDACIONES ......................................................................................................... 12

IX.

BIBLIOGRAFIA...................................................................................................................... 12

X.

APENDICE ................................................................................................................................. 13 X.1

CUESTIONARIO ............................................................................................................... 13

INTRODUCCIÓN

En esta práctica de laboratorio se trabajó el tema de electroquímica lo cual consiste en la interrelación que se establece entre los sistemas químicos y los sistemas eléctricos, cuando ambos fenómenos inciden en un proceso, llamados procesos electroquímicos. Estos procesos electroquímicos son reacciones redox donde se puede liberar espontáneamente energía para producir energía eléctrica "pilas galvánicas” o podemos inducir electricidad para producir una reacción no espontánea "pilas electrolíticas”. En la experiencia se trabajó los dos tipos de procesos electroquímicos donde para la pila galvánica (generador electroquímica de energía), se emplearon la ecuación de Nerst,quien encontró que la variación de las concentraciones de las soluciones influyen sobre los potenciales de los electrodos; mientras para la celda electrolítica (generador electroquímica de sustancias) se aplica la Ley de Faraday quien enuncio que cualquier masa producida es proporcional a la cantidad de electricidad recibida por la celda. Muchos de esos procesos actualmente se presentan en dispositivos tan comunes en nuestras vidas que seguramente ignoramos que en su funcionamiento participan activamente procesos electroquímicos. Nuestra vida actual sería sin duda muy diferente sin estos sistemas. No solo en el medio ambiente o la industria podremos encontrar ejemplos de sistemas electroquímicos, estos están presentes en campos tan disímiles que van desde la medicina, las naves espaciales, los submarinos hasta los teléfonos celulares.

RESUMEN

En esta práctica n°14 ELECTROQUIMICA, las condiciones de laboratorio fueron las siguientes: 756 mmHg de presión, 22 C de temperatura ambiente y una humedad relativa del 98 %. En la primera parte se determinó el potencial de celda de una solución de 0.1, 0.01, 0.001 M CuSO4 y 0.1 M ZnSO4 experimentalmente y comparo este resultado con el valor teórico determinado mediante la ecuación de Nerst. Para 0.1M CuSO4 y 0.1M ZnSO4, se obtuvo E= 1,06, que es nuestro valor para corregir las dos soluciones siguientes. Luego para 0.01M CuSo4 y 0.1M ZnSO4, experimentalmente se obtuvo 1.06, y un valor teórico de 1.078, obteniendo % error. Para la última solución de obtuvo experimentalmente 1,03 y teóricamente 0,982, obteniendo 5,30% error. Para la segunda parte se determinó la cantidad de gas desprendido, experimentalmente mediante el volumen desplazado ml, y por la ecuación de los gases ideales se calculó g, mientras que para el determinar el valor teórico se utilizó la Ley de Faraday, el valor calculo fue g, obteniendo % de error.

I.

FUNDAMENTOS TEÓRICOS

Las celdas electrolíticas se usan principalmente con dos fines: convertir la energía química en eléctrica, y convertir la energía eléctrica en química. En las pilas secas comunes y en el acumulador de plomo tenemos convertidores de energía química en eléctrica, mientras que en la carga de la batería de almacenamiento y en la purificación electrolítica del cobre se utiliza la energía eléctrica para realizar una acción química. Existen dos tipos de generadores electroquímicos: o GENERADOR ELECTROQUÍMICO DE ENERGÍA: Para que la energía química de la reacción se transforme en energía eléctrica aprovechable, es necesario que los procesos de oxidación y de reducción tengan lugar en compartimentos separados, conectados entre sí del modo adecuado. Este sistema se denomina: pila, célula electroquímica, célula galvánica o célula voltaica. En la pila Daniel tiene lugar el siguiente proceso: en la superficie del electrodo de Zn se forman iones Zn2+ que se incorporan a la disolución dejando un “exceso” de electrones sobre la superficie del electrodo. Estos electrones pasan a través del hilo conductor externo hasta el electrodo de Cu. En la superficie de éste se combinan con los iones Cu2+ y se transforman en Cu, que se deposita sobre este electrodo. Las reacciones que se producen en la célula son, por tanto:

La transferencia de electrones del ánodo al cátodo a través del circuito externo genera una corriente eléctrica debido a que existe una diferencia de potencial entre ambos electrodos. Esta diferencia de potencial se mide en voltios y se suele denominar fuerza electromotriz (fem) o voltaje de la célula (pila), E cel, que corresponde a la diferencia entre el potencial del cátodo, Ecátodo, y el potencial del ánodo, Eánodo.

Ecel = 𝐸cátodo − 𝐸ánodo Cuando todas las especies iónicas que intervienen en la reacción están en actividad unidad (en principio, podemos aproximarlo como 1 M, aunque generalmente la actividad de un ión en disolución es menor que la concentración molar), y las presiones de todos los gases son de 1 bar (≅ 1 atm), los correspondientes potenciales se denominan potenciales estándar y se simbolizan como E°. El trabajo eléctrico realizado por una pila viene dado por w = qE, siendo E la diferencia de potencial de la célula, y q la carga transferida en el proceso

electroquímico. Referida a un mol de reacción (tal y como esté escrita), esta carga será q = nF, donde F es la carga de un mol de protones (igual a la de un mol de electrones, pero con signo positivo), el faraday, n es el número de electrones transferidos por mol de reacción tal y como esté escrita. Por tanto, w = - n F Ecel El signo negativo indica que es un trabajo realizado por el sistema. La cantidad máxima de trabajo útil que se puede obtener de una reacción química a T y P constantes viene dada por ∆G, por tanto: ∆𝐺 = −𝑛𝐹𝐸𝑐𝑒𝑙 La reacción será espontánea si ∆G < 0 y, por tanto, el potencial E cel ha de ser positivo. Cuando productos y reactivos están en condiciones estándar: ∆𝐺° = −𝑛𝐹𝐸 ° 𝑐𝑒𝑙 La relación entre ∆G° y ∆G viene dada por: ∆𝐺 = ∆𝐺° + 𝑅𝑇𝑙𝑛𝑄 Donde Q es el cociente de reacción. Por tanto: −𝑛𝐹𝐸𝑐𝑒𝑙 = −𝑛𝐹𝐸 ° 𝑐𝑒𝑙 + 𝑅𝑇𝑙𝑛𝑄 Que se organiza de la siguiente manera: Por la 𝐸𝑐𝑒𝑙 = 𝐸 ° 𝑐𝑒𝑙 −

𝑅𝑇 𝑎𝑍𝑛+2 𝑙𝑛 𝑛𝐹 𝑎𝐶𝑢+2

Ecuación de Nerst

o GENERADOR ELECTROQUÍMICO DE SUSTANCIAS: Denominado también como celda electrolítica. Consta de dos electrodos inmersos en una solución electrolítica. La reacción no se da de forma espontánea. No se obtiene energía eléctrica y la aplicación de una fuente de energía externa produce una reacción química.

Las reacciones que dan lugar en este tipo de generador son: producción de sustancias sólidas, desprendimiento de un gas, oxidación o reducción de un ion que permanece en solución, la conversión de un metal en un ion; donde la cantidad producida de cualquier sustancia es proporcional a la cantidad de electricidad que atraviesa la celda.

-

Primera ley de Faraday: “La masa de un producto obtenido o de reactivo consumido durante la reacción en un electrodo, es proporcional a la cantidad de carga (corriente x tiempo) que ha pasado a través del circuito”. Esta primera ley permite calcular la cantidad de electricidad (en Coulomb o Faraday) para depositar un equivalente gramo de una sustancia.

-

Segunda ley de Faraday: “Las masas de diferentes sustancias producidas por el paso de la misma cantidad de electricidad, son directamente proporcionales a sus equivalentes gramos”. Esta ley permite calcular la masa de diferentes sustancias depositadas por la misma cantidad de electricidad. La cantidad de elemento depositado por un Faraday (96500 C) se conoce como equivalente electroquímico.

Ambas leyes se resumen en la siguiente ecuación: (𝑃𝐸) 𝐼 𝑡 𝑚= 96500 𝐶 Donde: m= masa en gramos de la sustancia. PE= peso equivalente. I= intensidad de corriente en amperios. t= tiempo en segundos. C= carga en coulombs.

II.

PARTE EXPERIMENTAL

3.1. MATERIALES Y REACTIVOS 2.1.1               

Fiola Vasos Pipetas Bagueta Conexiones eléctricas Papel de filtro Tubo en U Lámina de Cu Lámina de Zn Tubo de vidrio con salida lateral y orificios en la parte inferior Electrodos de grafito Multímetro Fuente de corriente continua regulable Transformador variable Gasómetro

2.1.2     

Materiales.

Reactivos.

ZnSO4 (0.1N) CuSO4 (0.1N) Agar-agar KCl Solución de NaOH 4N

2.2

 

  

Ecuación de Nerst:

Se preparó 250 ml de las soluciones de CuSO4 al 0,01 M y 0,001 M de la solución stock a 0,1 M. Vertimos 200 ml de ZnSO4 al 0,1 M en un vaso de precipitado, y lo mismo para la solución de CuSO4 0,1M para luego conectar ambas soluciones con el puente salino que estuvo ya preparado. Lijamos las dos láminas metálicas, las enjuagamos con agua destilada y secamos con papel de filtro, evitando el contacto con las manos. Conectamos en cordón eléctrico negro en COM y el rojo en V/ del multímetro, el extremo del cordón se conectó con la lámina de Zn y el rojo, con la de Cu. Luego, introducimos las láminas en las soluciones respectivas y encendemos el multímetro hasta 20V en DCV, dejamos estabilizar la lectura y anotamos.

NOTA: Se realizó el mismo procedimiento para las concentraciones de ZnSO 4 a 0.01 y 0.001M.

2.3  





Ley de Faraday: Vertimos 200 ml de la solución de NAOH 4N en un vaso de 250 ml. Figura 2. Verificamos el equipo formado en la figura 2. Nivelamos el nivel de agua de la bureta desplazando la pera hacia arriba o abajo e introducimos un electrodo en el tubo con salida lateral (cátodo) instalando el tubo en el vaso con la solución a 1 cm del fondo aprox. Instalamos el otro electrodo (ánodo) al mismo nivel que el anterior. Luego, conectamos el terminal negativo de la fuente de corriente con el cátodo, el terminal positivo al ánodo. Regulamos el voltaje a 0.3 Amperios, dejamos que se libere hidrógeno por un lapso de tiempo a modo que se alcance un volumen de 20 ml aprox. Al terminar, cerramos el conducto y medimos el tiempo. Finalmente, desconectamos el equipo y abrimos el conducto a. Figura 2.

Figura 1

Figura 2

RECOMENDACIONES



Preparar correctamente las disoluciones concentraciones a 0,01 y 0,001 M.

con

las

correspondientes



Conectar el puente salino correctamente evitando que el contenido de este se contamine.



Evitar el contacto de las manos con las láminas tras su lavado y secado.



Realizar las conexiones apropiadamente para que haya una correcta corriente eléctrica y controlarlos con la mano seca.



Tratar en lo posible de que las soluciones no entren en contacto con las pinzas.



Regular adecuadamente la pera para el control del volumen de agua desplazado.



Mantener el contenido del agua dentro de la bureta igual al nivel del agua dentro de la pera de decantación.

BIBLIOGRAFIA 

http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/42-celdasgalvanicas-o-celdas-voltaicas.html



biblioteca.uns.edu.pe/saladocentes/archivoz/curzoz/electroquimica.pdf



https://www.uam.es/docencia/qmapcon/QUIMICA_GENERAL/Practica_20_Pr ocesos_Redox_Espontaneos_Pila_Daniell_y_Pilas_de_Concentracion.pdf



MARON-PRUTTON. “Fundamentos de fisicoquímica”. Pág. 479-490.

APENDICE

X.1

CUESTIONARIO

1. Describa mediante un ejemplo en detalle el diagrama de una celda electroquímica

En la semicelda anódica ocurren las oxidaciones, mientras que en la semicelda catódica ocurren las reducciones. El electrodo anódico, conduce los electrones que son liberados en la reacción de oxidación, hacia los conductores metálicos. Estos conductores eléctricos conducen los electrones y los llevan hasta el electrodo catódico; los electrones entran así a la semicelda catódica produciéndose en ella la reducción. La pila galvánica, consta de una lámina de zinc metálico, Zn (electrodo anódico), sumergida en una disolución de sulfato de zinc, ZnSO4, 1 M (solución anódica) y una lámina de cobre metálico, Cu (electrodo catódico), sumergido en una disolución de sulfato de cobre, CuSO 4, 1 M (solución catódica). El funcionamiento de la celda se basa en el principio de que la oxidación de Zn a Zn2+ y la reducción de Cu2+ a Cu se puede llevar a cabo simultáneamente, pero en recipientes separados por un puente salino, con la transferencia de electrones, e-, a través de un alambre conductor metálico externo.Las láminas de zinc y cobre son electrodos 2. Mediante un ejemplo describa la importancia de la segunda ley de Faraday La segunda ley de Faraday enuncia que: ”las masas de diferentes sustancias producidas por el paso de la misma cantidad de electricidad, son proporcionales a sus equivalentes gramos”

Esta ley nos permite calcular la masa de diferentes sustancias depositadas por la misma cantidad de electricidad se cumplen para electrolitos tanto fundidos como en solución.su importancia radica en los procesos electroquímicos que se emplean en la producción y purificación de diversos metales.

3. ¿Qué es un electrodo de oxidación –reducción? El electrodo (conductor metálico) ejerce soporte al paso de electrones cual experimenta una transformación de óxido-reducción en la reacción electroquímica consecuencia de este proceso se denomina electrodo de oxidación –reducción.