Qumica Practica 4 Reporte.docx

INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL

ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA MECÁNICA Y ELÉCTRICA

LABORATORIO DE QUÍMICA BÁSICA GRUPO: 1CM4 EQUIPO N°2

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INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL. ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA MECÁNICA Y ELECTRICA. UNIDAD ZACATENCO.

QUÍMICA BÁSICA. LABORATORIO DE QUÍMICA BÁSICA. PRÁCTICA N° 4. “ELECTROQUÍMICA“

ALUMNOS: -CHICO SORIANO GUADALUPE LIZBETH -

PROFESOR: ANTONIO HERNÁNDEZ ESQUIVEL

EQUIPO: N° 2

GRUPO: 1CM4

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ÍNDICE: 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7.

OBJETIVO……………………………………………………………………….4 CONSIDERACIONES TEÓRICAS………………………………………..4-7 MATERIALES Y REACTIVOS……………………………………………..8 DESARROLLO EXPERIMENTAL…………………………………………9-11 CUESTIONARIO……………………………………………………………….11-12 OBSERVACIONES Y CONCLUSIONES………………………………..12-14 BIBLIOGRAFÍA…………………………………………………………………15-16

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OBJETIVO DE LA PRÁCTICA: El alumno aplicará los conocimientos de electroquímica, para obtener un electro deposito con los materiales proporcionados en el laboratorio de química. CONSIDERACIONES TEÓRICAS: Electroquímica es una rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química. En otras palabras, las reacciones químicas que se dan en la interfase de un conductor eléctrico (llamado electrodo, que puede ser un metal o un semiconductor) y un conductor iónico (el electrolito) pudiendo ser una disolución y en algunos casos especiales, un sólido. En este tema se deben de considerar conceptos fundamentales como lo son las reacciones químicas por transferencia de electrones las cuales reciben el nombre de reacciones redox, es decir en donde un elemento se reduce y otro se oxida. La oxidación es la reacción en la que e l átomo de un elemento o de un compuesto pierde electrones mientras que la reducción es la reacción en la que el átomo de un elemento o de un compuesto gana electrones. Otros conceptos importantes son los de oxidante y reductor, oxidante es la substancia capaz de oxidar a otra, y este se reduce al captar los electrones. Reductor por tanto es la substancia capaz de reducir a otra, y este se oxida al perder electrones que la otra substancia captará. Los procesos de oxidación y reducción siempre van unidos. Para el análisis de transferencia de electrones hay que considerar los estados de oxidación con los cines se ha dado trabajar en electroquímica. Pilas eléctricas o pilas galvanizadas. Son dispositivos en los cuales gracias a un proceso químico de produce energía eléctrica, resultando de la combinación de dos electrodos separados por un tabique poroso o situados en dos recipientes distintos unidos por un puente salino. El puente salino contiene una disolución saturada de un electrolito fuerte, generalmente KCl o K2SO4 . El electrodo de menor potencial, más negativo, actúa como electrodo negativo y la semireaccion tiene lugar en sentido contrario a la serie electroquímica. El electrodo de mayor potencial actúa como positivo y la semireaccion tiene lugar en el mismo sentido indicado en la serie electroquímica. Por tanto en puede considerar que en el electrodo negativo (ánodo) se produce la semireaccion de oxidación y en el electrodo positivo (ánodo) se produce la semireacción de reducción. La fuerza electromotriz que proporciona la piña es la suma de los potenciales de ambas semireacciones. Ahora existen pilas diferentes llamadas acumuladores eléctricos llamados asi por que pueden almacenar energía eléctrica durante el proceso de carga para liberarla 4|Página

después en el proceso de descarga, y son pilas reversibles, es decir una vez descargadas pueden volverse a ocupar. El más utilizado es el acumulador de plomo que suministra un potencial de alrededor de 2v. El electrodo positivo es de PbO2 contenido en una malla de plomo y el electrolito es una disolución de H2SO4 .Las baterías de 6 o 12 voltios utilizadas en los autobuses son asociaciones en serie de 3 a 6 acumulador es en serie, respectivamente. El mayor inconveniente en los acumuladores es su excesivo peso. Electrolisis. La electrolisis es la descomposición de una sustancia a causa del paso de corriente eléctrica. Este suministro de corriente eléctrica hace posible que se produzcan reacciones termodinámicas no espontáneas a diferencia de las pilas las cuales son espontáneas. En el electrodo positivo (llamado ánodo) se produce semireacción de oxidación, y el en el electrodo negativo (llamado cátodo) se produce la reacción de reducción. Los compuestos iónicos forman en estado sólido estructuras cristalinas, que se destruyen cuando se funden o cuando se disuelven con sustancias polares como el agua, en estabas condiciones los iones: gozan de una movilidad que no tienen con el cristal. Siento en el interior de la masa fundida introducimos dos electrodos los cationes se desplazarán hasta el electrodo positivo (cátodo) y los aniones hasta el electrodo positivo (ánodo). Ejemplo, si tenemos NaCl fundido las reacciones en los electrodos son: Ánodo (oxidación): Cl- _____> Cl + 1eCátodo (reducción): Na+ + 1e- ____> Na

Los átomos de cloro forman moléculas: 2Cl _________> Cl2 El resultado final en la electrolisis es la obtención de cloro y sodio por medio de la descomposición de NaCl. Cuando el compuesto iónico está en disolución el proceso se torna aún más complejo, pues junto a los iones disueltos están los del propio disolvente: en el caso del agua H+ y OH-. Entre las distintas reacciones que puedan darse se producen aquellas que más fácilmente puedan tener lugar. Ejemplo en la electrolisis del cloruro de sodio disuelto tienen lugar las siguientes reacciones: 5|Página

Ánodo (oxidación): Cl- _______> Cl + 1eCátodo (reducción): H+ + 1e- ___> H

Así pues se producen cloro e hidrógeno y los iones OH- forman con los iones Na+ Hidróxido de sodio. Pueden tener además tener una serie de reacciones secundarias que complican el proceso. Sobre todo en el cátodo se descargan los iones H+ y no los Na+ por que el potencial del sistema H+/H es cero y el del Na+/Na es de -2,71 voltios y en consecuencia, se reducen más fácilmente los iones H +. Leyes de Faraday. Para depositar 1 equivalente-gramo de cualquier ion se necesitan 6,02•1023 electrones (número de Avogadro). A la carga transportada por estos electro es se les llama Faraday, en honor al científico Michael Faraday.

Por lo tanto, 96500 colombios depositan un equivalente-gramo de cualquier ion. A la masa depositada por un colombio se le llama equivalente electroquímico (E) y

vendrá dada por la expresión: La cantidad de Electricidad que circula es:

La masa (m) depositada es:

De esta fórmula se deducen una serie de consecuencia las que reciben el nombre de leyes de Faraday:

1. La masa que se deposita es directamente proporcional al equivalente- gramo del ion.

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2. La masa que se deposita es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que pasa a través de la solución , es decir , es directamente proporcional a la intensidad de corriente que se emplea y al tiempo que está circula .

Las aplicaciones más importantes de la electrolisis son:   

Obtención de elementos reductores o muy oxidantes, parálisis sueno existe un proceso químico adecuado. Afino electrónico de metales. Cu, Al, Ni, etc. Obtención industrial de NaOH , Na2CO3

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Materiales y reactivos. Materiales:            

 

1 celda de acrílico transparente. 1 electrodo de níquel. ( ánodo) 3 electrodos de cobre ( cátodo ) Material poroso ( corcho) 1 fuente de alimentación de 0 a 30 Volts. 2 pares de conexiones 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 cm3 1 vaso de precipitados de 500 cm3 Algodón

Reactivos:   

Solución de NiSO4 • 6H2O Solución de H2SO4 Agua destilada.

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DESARROLLO EXPERIMENTAL: PRIMERA PARTE. 1. Preparar los electrodos de cobre: el decapado se realiza introduciendo los unos segundos en la solución de H2SO4 . 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 (NiSO4•6H2O) a una temperatura de 60° C. Al alcanzar la temperatura, retirar con las pinzas y vaciar aproximadamente 200ml de la solución en la cuba de acrílico. 4. Introducir el electrodo de cobre (cátodo), e inmediatamente colocar las conexiones 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. Observar y tomar nota.

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 corriente eléctrica durante 30 segundos y un voltaje de 6 Volts, después extraer el electrodo de la solución. Observar y tomar nota.

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TERCER PARTE. 1. Preparar el tercer electrodo de cobre como la primer parte repitiendo los pasos 2 y 3. 2. Instalar al centro de la cuba y dentro de la solución caliente el material poroso. Posteriormente hacer circular una corriente eléctrica de 6 Volts durante 30 segundos, observar y tomar nota. Al finalizar apagar la fuente de 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 de cobre. Nota: si el tiempo del depósito es excesivo, se observará que se forman lengüetas en el cátodo debido, a la densidad de corriente muy alta.

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Cuestionario 1.-Indique todo lo que se requiere para que exista un depósito en el cátodo. Se requiere un ánodo para que se oxide y viajen los electrones a través de una sustancia electrolítica. 2.-Escriba las reacciones que se llevan a cabo en los electrodos. Semi-Oxidación en el ánodo y semi-Oxidación en el cátodo. 3.- ¿Qué función tiene la fuente de poder en la práctica? Se usa la electricidad para activar la reacción. 4.-El paso de un faradio ¿Qué ocasiona? Que se deposite o se desprenda un equivalente químico. 5.- ¿Qué efecto tiene el acercar el cátodo al ánodo? Que el cobre sufra el niquelado a una velocidad mayor ya que es menor la distancia que tiene que recorrer.

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6.- ¿Qué efecto se logra al introducir un material poroso en el centro de la solución (separando el cátodo y el ánodo)? Una mayor velocidad de ionización por que el corcho solo deja el paso de electrones. 7.- ¿Cuál es la diferencia entre una celda electrolítica y una celda galvánica? En la celda electrolítica la energía eléctrica es usada para generar energía química y en una celda galvánica la energía química sirve para generar energía eléctrica. 8.- ¿Por qué se requiere hacer un decapado previo a las muestras? Para retirar las impurezas del cobre. 9.- ¿Cuál es el efecto de la concentración de la solución en la parte experimental? Ionización por que transfiere electrones de elemento que cede al que acepta.

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Alumno: Chico Soriano Guadalupe Lizbeth Observaciones: En una reacción de óxido-reducción, siempre existe un agente oxidante y un agente reductor para que se lleve a cabo de manera correcta. En esta práctica, pudimos observar reacciones de corrosión, en las cuáles depende mucho qué tipo de soluciones se manejen, así como el material y las propiedades de los objetos que se pongan a prueba. Aprendimos a realizar una celda galvánica y pudimos identificar qué compuesto es el que se reduce y cuál compuesto se oxida. Pudimos observar que al ser las cargas de los dos metales diferentes, el uno se convierte en donador de electrones y el otro receptor: decimos que existe un flujo de electrones es decir, un voltaje en la celda. El cobre es receptor de electrones. Por su electronegatividad, atrae los electrones del Zn; por tanto el Zinc se oxida y el Cobre se reduce.

Conclusiones: Puedo concluir que gracias a científicos como Volta, Leclanché y Daniell las reacciones de óxido-reducción se han podido aplicar en diferentes ámbitos de la vida del ser humano, por ejemplo las pilas y los acumuladores, los cuales son elementos cotidianos en nuestra vida, ya que se emplean en artefactos como linternas, radios, relojes, baterías de motores, entre otros. Finalmente se concluye que gracias a los aportes científicos y tecnológicos se ha permitido que estos avances vayan en beneficio de la humanidad.

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Bibliografía Fundamentos de química. Quinta edición. Ralph A. Burns Always learning. Editorial Person. Person, educación. México, 2011 ISBN: 978-607-0685-9 Páginas 525-531

Química, teoría y problemas. J.A. García Pérez. J.M. Teijon Rivera. R.M Olmo López. G. García Albandea. Editorial Tébar Flores S.L Madrid, España. ISBN: 970-150281-1 Páginas: 174-180

Fundamentos de química y estequiométricos Raymundo Luna Rangel. Segunda edición, 2011. Instituto Politécnico Nacional. ISBN: 978-607-414-201-3 Páginas 93- 96. Química general 3ea edición.

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Jean B. unland Jhon M. Bellona. Thompson learning. ISBN: 970-686-010-X Páginas 399-405

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