Electroquimica.docx

El término electroquímica, indica que existe una relación entre la electricidad y la química. Un ejemplo es el tipo de pilas empleadas usadas en funciones diferentes de uso cotidiano como relojes, reproductores de CD y grabadoras digitales, celulares

o

las

baterías

de

automóviles

y

en

los

que

una

reacción genera una corriente eléctrica. Los recubrimientos metálicos como es en el caso de la chapa de oro, el plateado, el cobrizado, el niquelado, el cromado, así como también la obtención de determinados elementos como el hidrógeno

y

el

oxígeno,

constituyen

algunos ejemplos de cómo se aprovecha dicha relación. La realización de una reacción química, involucra una variación de energía potencial que en la mayoría de los casos se manifiesta como calor que el sistema absorbe o cede al medio ambiente externo, pero que en algunos casos esta variación de energía potencial se manifiesta como corriente eléctrica, que absorbe el sistema de reacción o bien que genera hacia el medio ambiente externo. Por lo anterior el estudio de la electroquímica se divide en dos partes: 1. CELDAS ELECTROLÍTICAS. 2. CELDAS GALVÁNICAS O PILAS.

La diferencia principal entre estos dos tipos de celdas, consiste en que la primera se requiere suministrar una energía eléctrica para generar una reacción química, mientras que en la segunda una reacción química genera una corriente eléctrica. A través de la masa la energía eléctrica se transforma por cargas eléctricas, que en el caso de los metales son los electrones, y en caso de las soluciones, la energía se desplaza a través de un electrolito o sales fundidas por medio de iones. Los electrones son partículas subatómicas que ocupan el espacio energético que rodea al núcleo de los átomos y presentan una carga eléctrica negativa, en tanto que los iones son partículas o especies químicas que resultan de la ionización, presentando como siempre carga eléctrica: si es positiva, se conoce como cationes y si es negativa como aniones.

La ionización

Es el fenómeno químico o físico mediante el cual se producen iones, estos son átomos o moléculas cargadas eléctricamente debido al exceso o falta de electrones respecto

a un átomo o molécula neutra. A la especie química con más electrones que el átomo o molécula neutros se le llama anión, y posee una carga neta negativa, y a la que tiene menos electrones catión, teniendo una carga neta positiva.

La Disociación Es un proceso general en el cual complejos, moléculas y/o sales se separan en moléculas más pequeñas, iones o radicales, usualmente de manera reversible. Disociación es lo opuesto de la asociación, síntesis química o a la recombinación.

Electrolito Se denomina electrolito a una sustancia que contiene aniones y cationes y que por lo tanto es capaz de conducir la corriente eléctrica. Por lo general son líquidos que contienen iones en solución, pero también existen electrolitos sólidos y fundidos. La mayoría de los electrolitos son ácidos, bases o sales en solución. No electrolito Sustancia que no conduce la electricidad, porque no produce iones en solución como las sustancias orgánicas: proteínas, carbohidratos, alcoholes, etc. Unidades eléctricas Ampere: La definición de la unidad de corriente en el SI, el ampere, proviene del estudio del magnetismo. El ampere es aquella corriente constante que, si se mantiene en dos conductores rectos de longitud infinita, de sección transversal despreciable, separados a un metro de distancia y en el vacío, produce entre dichos conductores una fuerza igual a 2*10^-7 newtons por metro. Coulomb: El coulomb es la unidad de carga del SI. La magnitud de un coulomb se deriva del ampere, y se define como la cantidad de carga que fluye en un segundo cuando la corriente es de 1 ampere.

Faraday: Se denomina faradio o farad (símbolo F), en honor a Michael Faraday, a la unidad de capacidad eléctrica del Sistema Internacional de Unidades (SI). Un faradio es la capacidad de un condensador entre cuyas placas existe una

diferencia de potencial eléctrico de 1 voltio (1 V) cuando está cargado de una cantidad de electricidad igual a un culombio (1 C).

Equivalente electroquímico: Equivalente electroquímico es la cantidad de sustancia que se deposita o se desprende en una célula electrolítica cuando circula durante un segundo una corriente de un amperio. Sustituir Intensidad = 1 Amperio y tiempo = 1 segundo. Celda electrolítica

Dispositivo utilizado para la descomposición mediante corriente eléctrica de sustancias ionizadas denominadas electrolitos. Los electrolitos pueden ser ácidos, bases o sales. Al proceso de disociación o descomposición realizado en la celda electrolítica se le llama electrólisis. En la electrólisis se pueden distinguir tres fases: Ionización - Es una fase previa antes de la aplicación de la corriente y para efectuar la sustancia a descomponer ha de estar ionizada, lo que se consigue disolviéndose o fundiéndose. Orientación - En esta fase, una vez aplicada la corriente los iones se dirigen, según su carga eléctrica, hacia los polos (+) o (-) correspondiente. Descarga - Los iones negativos o aniones ceden electrones al ánodo (+) y los iones positivos o cationes toman electrones del cátodo (-).

Leyes de Faraday de la electrólisis

Primera ley de Faraday de la electrólisis: La masa de una sustancia depositada en un electrodo durante la electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de electricidad transferida a este electrodo. La cantidad de electricidad se refiere a la cantidad de carga eléctrica, que en general se mide en coulombs.

Segunda ley de Faraday de la electrólisis: Para una determinada cantidad de electricidad (carga eléctrica), la masa depositada de una especie química en un electrodo , es directamente proporcional al peso equivalente del elemento. El peso equivalente de una sustancia es su masa molar dividido por un entero que depende de la reacción que tiene lugar en el material.

DESARROLLO EXPERIMENTAL:

Material

Reactivos

1 celda de acrílico transparente solucion de NiSO4*6H2O 1 electrodo de níquel (ánodo) solución de H2SO4(1:1) 3 electrodos de cobre (cátodo) agua destilada material poroso (corcho) 1 fuente de alimentación de 0 a 30 volts. 2 pares de conexiones con caimanes 1 mechero de Bunsen, anillo y tela con asbesto. 1 pinzas largas 1 pinzas para vaso de precipitados 1 agitador de vidrio 1 termómetro 1 vaso de precipitados de 250 mililitros 1 vaso de precipitados de 500 mililitros algodón

Procedimiento. Primera parte. 1.Preparar los electrodos de cobre: el decapado se realiza introduciendolos por unos segundos en la solución de H₂ SO₄ (1:1). Realizar esta operación con precaución, utilizando las pinzas largas para manipular los electrodos y lavarlos con agua destilada, secarlos bien. 2.- Instalar la cuba sin solución, colocando el ánodo dentro de la misma.

3.- Calentar la solución de sulfato de níquel a una temperatura de de 60° C. Al alcanzar la temperatura, retirarla con las pinzas y vaciar aproximadamente 200 ml de la solución en la cuba de acrílico.

4.- Introducir el electrodo de cobre (cátodo) e inmediatamente colocar las conexiones de caimanes en el lugar correspondiente. 5.-Hacer circular corriente eléctrica durante 30 segundos, con un voltaje de 6 volts, en la celda electrolítica, desconectar después de transcurrido el tiempo indicado.

Segunda Parte. 1. Preparar otro electrodo de Cobre como en la primera parte (puntos 2 y 3). 2. Acercar el cátodo de 1 a 2 pulgadas de separación con el ánodo, hacer circular la corriente eléctrica durante 30 segundos y un voltaje de 6 Volts, después extraer el electrodo de la solución. Observar y tomar nota.

Tercera Parte 1. Preparar el tercer electrodo de Cobre como la primera parte repitiendo los pasos 2 y3 2. Instalar al centro de la cuba y dentro de la solución caliente el material poroso. Posteriormente hace circular una corriente eléctrica de 6 volts durante 30 segundos, observar y tomar nota, al terminar los electrodos apagar la fuente de la corriente.

3. Lavar el material y vaciar la solución de la cuba (Sulfato de Níquel) al vaso de precipitados de 500 cm3. Limpiar perfectamente los electrodos del cobre.

Nota: Si el tiempo del depósito es excesivo , se observará que se forman “Lengüetas” en el cátodo, debido a una densidad de corriente muy alta.

CUESTIONARIO 1.Escriba las semirreacciones que se llevan a cabo en los electrodos catodo y anodo. Semi-Oxidación en el Ánodo(Niquel) y una Semi-Reducción en el Cátodo(Cobre).

2.¿Cuál es la diferencia entre una celda electrolítica y una celda galvánica? En las celdas galvánicas, almacenan energía eléctrica y en éstas, las reacciones en los electrodos ocurren espontáneamente y producen un flujo de electrones desde el cátodo al ánodo (se produce una reacción química mediante el paso de corriente eléctrica,) . Mientras las celdas electrolíticas, por el contrario, no son espontáneas y debe suministrarse energía para que funcionen. (La energía eléctrica es el producto de una reacción química.). 3.El paso de un faradio ¿Que ocasiona? El depósito de una cantidad de masa en la placa de cobre. Va depositar un equivalente electroquímico de metal que haya en la solución. 4.¿Por qué se requiere hacer un decapado en los electrodos? Para retirar las impurezas del cobre y así poder llevar a cabo en forma el experimento. 5.De acuerdo con las Leyes de Faraday, ¿cuáles son los parámetros de operación y cómo influyen en un electrodepósito? Basándonos en la Primera Ley de Faraday. 𝑚 = 𝑒𝑄, donde m=masa que se transforma en electrodos, e= equivalente electroquímico y Q la carga eléctrica. Y 𝑒 = 𝑃 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣 , 𝐹

donde Peq es el peso equivalente y F es el faradio. Aparte de que Q=I*t donde

I=Corriente eléctrica y t el tiempo. De ahí se obtiene una ecuación con más de los parámetros de operación 𝑚 =

𝐼 𝑡 𝑃 𝑒𝑞 . 𝐹

Entonces los parámetros serían a corriente y el tiempo. Todo esto para que se lleve a cabo rápidamente la reacción, porque entre más tiempo o/y corriente eléctrica habrá más carga eléctrica(Q=It) y a más carga eléctrica mayor masa transformada en electrodos habrá en el cátodo(m=QPeq/F). 6.¿Por qué se utiliza un ánodo de sacrificio?Para proteger el Cobre porque este es más negativo en la serie electroquímica. Así el cobre actúa forzosamente como cátodo mientras el Níquel es el ánodo que se disuelve o sacrifica. CONCLUSIONES.

Martínez Mendoza Carol Itzel. Después de haber hecho la práctica número 4 nos dimos cuenta la función que tiene la química pues el tener una celda electrolítica nos hace posible generar una reacción química por una corriente eléctrica dándonos como resultado algunas aplicaciones como los “electro depósitos”.

Lo anterior se realiza mediante un recipiente con un electrolito, dos electrones, el cátodo y el ánodo y los eléctricos externos y una fuente de una corriente directa o continua. Paramo Ortega Itzia Vanessa Tras la realización de esta práctica se puede concluir y afirmar que es necesario un flujo de energía para las reacciones no espontáneas, además de un ánodo y un cátodo. También que cuando se pone un material poroso la reacción tarda más debido a que la ionización es más lenta ya que el material poroso dificulta el paso de los electrolitos. El objetivo de la práctica se cumplió y se vio en la experimentación los procesos de oxido reducción. Ruiz Medina Areli En la práctica se presente se concluyo que los materiales que se introducen a la celda electrolítica, en este caso el corcho, afecto en cuanto al tiempo del proceso, tambien que tanto el catodo y anodo deben estar limpias previamente para un electro depósito correcto. se lograron los objetivos de la práctica, en cuanto a los 3 experimentos. Barreiro Rodríguez María Luisa En la práctica se logró observar el cómo mediante un espacio conductor se oxida o se reduce el material, así te das cuenta de que metal transfiere sus electrones y quien los gana ya que se pudo observar la reacción química en la cual los materiales empiezan a burbujear y se le transfiere una ligera capa del material oxidado al que gana electrones, así mismo se observó que con una barrera porosa entre los materiales la oxidación ocurre de manera más lenta.

BIBLIOGRAFÍAS

Bravo Trejo Jose Mariano,2017, Química III Transformaciones y aplicaciones, Editorial Exodo, pp(123-131)

José Mariano Bravo Trejo, José Luis Rodríguez Huerta. (2012). Química I Conceptos Básicos (pp. 125-135). México, D.F.: Grupo Editorial Éxodo.