Practica_Nro10

UNIVERSIDAD MAYOR DE SAN ANDRES
FACULTAD DE INGENIERIA
AREA DE QUIMICA
LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL
PRACTICA Nº 10
ELECTROQUIMICA
ELECTROLISIS Y LEYES DE FARADAY
10.1.- OBJETIVO DE LA PRÁCTICA.La práctica tiene los siguientes objetivos:






Realizar el manejo de los instrumentos de laboratorio involucrados en la práctica.
Realizar el tratamiento de datos con énfasis en PROMEDIOS ARITMÉTICOS,
ERRORES Y DESVIACIONE5.
Aplicar la energía eléctrica para la realización de una reacción química y mostrar
la descomposición del agua en sus elementos componentes.
Aplicar las leyes de Faraday.
Descubrir los usos y aplicaciones de la Electro deposición de metales.
Contribuir al desarrollo y difusión de la ciencia
10.2.- FUNDAMENTO TEORICO
La electroquímica se ocupa del estudio de las transformaciones químicas originadas por el
paso de la electricicidad y de la producción de la electricidad mediante reacciones.
Antes de continuar el estudió debemos referirnos a la forma como se definen las unidades
eléctricas que se utilizan en la practica.
10.2.1 UNIDADES ELECTRICAS
La carga (Q) es la unidad fundamental de la energía eléctrica y se postula por definición que
es indivisible. Existen dos tipos de carga, una negativa, la cual se denomina electrón, y una
carga positiva que se denomina protón; También existe un elemento neutro el cual se llama
neutrón. En la naturaleza se pueden encontrar electrones libres como cargas negativas, pero
no se pueden encontrar protones libres como cargas positivas, la carga positiva en forma
natural se denomina Ion y es un átomo al cual le falta uno o varios electrones. En
condiciones normales la materia es eléctricamente neutra, esto cambia cuando las partículas
empiezan a ceder o ganar electrones, cargándose positivamente en el primer caso y
negativamente en el segundo. La unidad de carga eléctrica que más utiliza el químico es el
culombio (C).
La corriente eléctrica mide la cantidad de carga que pasa por un conductor en unidad de
tiempo, si se escoge el culombio como unidad de carga y el segundo como unidad de
tiempo, la corriente es un culombio por segundo o amperio(A).
La otra unidad eléctrica es el voltio (V), es la medida del trabajo necesario para mover una
cantidad de carga de un lugar a otro comúnmente se la define como la fuerza con que fluye
una corriente eléctrica, en una pila el voltaje suele llamarse fuerza electromotriz(fem).
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10.2.2 ELECTROLISIS
La electrolisis es el proceso de descomposición de una sustancia por medio de la
electricidad. La palabra electrólisis significa "destrucción por la electricidad".
La mayoría de los compuestos inorgánicos y algunos de los orgánicos se ionizan al fundirse
o cuando se disuelven en agua u otros líquidos; es decir, sus moléculas se disocian en
especies químicas cargadas positiva y negativamente que tienen la propiedad de conducir la
corriente eléctrica entonces un electrolito es un material que fundido o disuelto en un
disolvente polar es capaz de conducir corriente eléctrica por la migración de sus iones.
Si se coloca un par de electrodos en una disolución de un electrolito (compuesto ionizable) y
se conecta una fuente de corriente continua entre ellos, los iones positivos de la disolución
se mueven hacia el electrodo negativo y los iones negativos hacia el positivo. Al llegar a los
electrodos, los iones pueden ganar o perder electrones y transformarse en átomos neutros o
moléculas; la naturaleza de las reacciones del electrodo depende de la diferencia de
potencial o voltaje aplicado.
Entonces las reacciones en los electrodos que comprenden la ganancia o pérdida de
electrones por las especies químicas, son reacciones de oxidación – reducción (REDOX).
El electrodo en el cual ocurre la reducción se denomina cátodo (los iones que migran hacia
el electrodo en una reacción de electrolisis se llama cationes), el electrodo en el cual se
oxidan los iones recibe el nombre de ánodo(los iones que migran hacia el ánodo se llaman
aniones),
Las dos reacciones involucradas son:
Mn+ + ne-  Mo
Mo  Mn+ + ne-
REDUCCION
OXIDACION
Las semirreacciones se producen simultáneamente, siempre son parejas, y cuando su acción
conjunta produce una corriente de electrones, la semi reacción de reducción atrae electrones
y la otra semi reacción de oxidación los empuja. Este es el principio de las celdas voltaicas o
galvanicas y suelen denominarse celdas electroquímicas debido a que la corriente eléctrica
la produce una reacción química.
10.2.2.1 LA ELECTROLISIS DEL AGUA
El agua esta compuesta por dos elementos químicos: hidrógeno y oxígeno. La separación de
éstos mediante la utilización de la electricidad se llama electrólisis del agua.
En la electrólisis del H2O(agua) se forman hidrógeno (H2) y oxígeno (O2) en estado gaseoso,
según la siguiente reacción:
2 H2O
2OH- (ac) + 2H+ (ac)
2H2 + O2
Esta reacción no se produce espontáneamente. Para que tenga lugar es necesario aportar
energía eléctrica mediante una pila galvánica o un generador de corriente continuo. Es por
este motivo que la reacción se lleva a cabo en una celda electrolítica, que es un sistema
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electroquímico generador de sustancias, por la acción de un flujo de electrones suministrado
por la fuente de voltaje externa (consta de un electrolito en solución o estado fundido,
dentro de la cual se colocan 2 electrodos que se conectan a las terminales de la fuente de
corriente continua).Véase Fig. 9.1.
10.2.3. ELECTRODEPOSICION
La electro deposición es el recubrimiento electrolítico que se realiza a un objeto con fines
decorativos o de protección anticorrosion, las reacciones de corrosión son de naturaleza
electroquímica, ya que implican transferencia de electrones entre el metal que sufre el
ataque (que actúa como dador electrónico o ánodo) y una segunda sustancia que recibe tales
electrones, y que por tanto se reduce, actuando como oxidante en la reacción redox.
Muchas partes metálicas se protegen de la corrosión por electro deposición, para producir
una fina capa protectora de metal. En este proceso, la parte que va a ser recubierta constituye
el cátodo de una celda electrolítica. El electrolito es una sal que contiene cationes del metal
de recubrimiento. Se aplica una corriente continua por medio de una fuente de alimentación,
tanto a la parte que va a ser recubierta como al otro electrodo. Un ejemplo de deposición en
varias capas es la del cromado de los automóviles. En el cromado la electro deposición
consta de una capa inferior de cobre, una intermedia de níquel y una capa superior de cromo.
10.2.3.1 LA ELECTRODEPOSICION DEL COBRE
En una celda electrolítica se produce una reacción redox no espontánea suministrando
energía eléctrica al sistema por medio de una batería o una fuente de alimentación. La
batería actúa como una bomba de electrones, arrancándolos del ánodo y empujándolos al
interior del cátodo. Dentro de la celda, para que se mantenga la electroneutralidad, debe
ocurrir un proceso que consuma electrones en el cátodo y que los genere en el ánodo. Este
proceso es una reacción redox.
En el cátodo tendrá lugar la reducción de un ion al aceptar éste los electrones remitidos
desde el ánodo, en el ánodo se generan electrones debido a la oxidación de un metal u otra
sustancia.
El metal sobre el que se va a producir el depósito de cobre se coloca como cátodo; en
nuestro caso, un aro, una moneda, etc. El electrolito es una disolución de sulfato de cobre
(CuSO4) que aporta Cu+2. Por último, el ánodo es un electrodo de cobre a cuyos átomos la
batería arranca electrones, cargando positivamente este electrodo y generando nuevos iones
de cobre. Véase figura 9.2.
La batería (generador de corriente continua) al arrancar electrones del cobre anódico,
ocasiona oxidación de este metal:
Cu (s)
Cu2+(aq) + 2e-
Los electrones llegarán al cátodo impulsados por la batería. Una vez allí, reducirán a los
iones cúpricos presentes en el electrolito:
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Cu2+(aq) + 2e-
Cu (s)
De esta manera, en el cátodo se va formando un precipitado de cobre que se deposita como
una fina capa de color rojizo en la superficie del aro, moneda, etc. Existe además una
relación simple entre la cantidad de electricidad que pasa a través de una celda electrolítica y
la cantidad de sustancia depositada en el cátodo. Ambas cantidades son directamente
proporcionales (ley de electrólisis de Faraday).
El estudio de la electrolisis lo realizo el químico físico británico Michael Faraday, cuyas
leyes pueden resumirse del siguiente modo:
10.2.4 PRIMERA LEY DE FARADAY
La cantidad de una sustancia depositada o disuelta que interviene en una reacción
electrolítica es directamente proporcional a la cantidad de carga (intensidad de corriente y al
tiempo) que fluye, es decir a la cantidad de electricidad que pasa a través de la solución.
Q
Q0

m1
m0
Donde:
Qo = Es el valor de la constante de Faraday o sea 96500 culombios / eq-g.
mo = Es el peso equiva1ente del hidrógeno.
m1 = Es la masa teórica de hidrógeno producido durante la electrólisis.
10.2.5 SEGUNDA LEY DE FARADAY
La masa de diferentes sustancias producidas por el paso de la misma cantidad de electricidad
es directamente proporcional a sus pesos equivalentes. “Durante la electrolisis, 96500
Culombios de electricidad dan un peso equivalente de cualquier sustancia”
1 Faraday = 96500 Coul = 1 Eq-g X
CURIOSIDADES
La primera vez que se utilizo electricidad para separar un compuesto en sus partes
componentes fue en 1800, cuando un científico ingles llamado William Nicholson hizo
pasar una corriente eléctrica desde una Pila de Volta a través de unas gotas de agua. Quedó
pasmado al ver que el agua desaparecía, formándose en su lugar burbujas de oxígeno e
hidrógeno.
10.3.-PROCEDIMIENTO
10.3.1 ELECTROLISIS DEL AGUA.

Armar el circuito mostrado en la figura 9.1
El voltámetro de Hoffman debe contener agua acidulada con ácido sulfúrico
al 5% para facilitar el paso de la electricidad.
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
Conectar el circuito y esperar a que la reacción transcurra (como máximo 20
minutos) medir el tiempo, la intensidad de corriente eléctrica, temperatura
ambiente y las alturas (H1, H2) de los gases formados (gas Oxigeno y gas
Hidrogeno) en el voltametro de Hoffman.
10.3.2 DEPOSICION ELECTROLITICA DE UN METAL






Disponer una celda electrolítica, como se indica en la Fig. 9.2, con una
solución electrolítica de CuSO4 0.5 M.
Pesar los electrodos antes de la electrolisis, los electrodos deben ser uno de
cobre y una moneda u otro material conductor, deben estar perfectamente
fijos.
Conectar el circuito y esperar que la reacción transcurra ( debe medirse el
tiempo y la intensidad de corriente que circula)
Observar la electro deposición del metal en el electrodo.
El tiempo de duración de la electrólisis no debe ser mayor a 5 minutos.
Desconectar el circuito, pesar los electrodos una vez secos.
10.4 MATERIALES
1. Fuente de corriente continúa.
2. Cables con conectores.
3. Multitester.
4. Termómetro.
5. Pipeta graduada de 10 cm3.
6. Electrodo de Cu, Zn, Fe
7. Matraz aforado de 250 cm3.
8. Vaso de precipitado de 250 cm3.
9. Piceta.
10. Cepillo
11. Balanza.
12. Vidrio de reloj.
13. Cronometro
10.5 REACTIVOS
1. Agua Destilada
2. Ácido Sulfúrico
3. Sulfato de cobre
10.6.- BIBLIOORAFÍA.
CAIRO, R. Técnica del plateado electrolítico. Editorial Cedel (1980)
MASTERTON, WILLIAM I. & SLOWINSKI, EMIL. J. Química General Superior.
Editorial Interamericana (1978)
MONTECINOS, EDGAR & MONTECINOS, JOSE Química General. Prácticas de
Laboratorio. La Paz. (1989)
A. Alvarez, F Yujra & J. Valenzuela Practicas de Laboratorio de Química General, La Paz
1987
LONGO FREDERICK, Química general, Editorial Mc Graw Hill 1976
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apuntes.rincondelvago.com/electrolisis_2.html - 21k
www.fisicanet.com.ar/quimica/q1_electrolisis.php - 22k
Fig. 9.1 Voltametro de Hofman
Fig. 9.2 Electro deposición del cobre
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10.7.- CUESTIONAR1O. –
Este cuestionario deberá ser entregado con las respuestas completas como requisito
indispensable para ingresar a la práctica.
10.7.1.- Defina los siguientes conceptos:
1ra Ley de Faraday.
2da Ley de Faraday
Electrolito.
Intensidad de corriente
ANODO.
CATODO.
Celda Galvanica
Oxidación
Reducción
Electro deposición.
10.7.2.- Que cantidad de electricidad ha pasado por un sistema si l intensidad de corriente
se mantiene en 230 mA durante 15 minutos?
10.7.3.- Que peso de Plata se depositará en el proceso de electrólisis si circula una corriente
de 120 mA durante 15 minutos?
10.7.4.- Que peso de cobre se desprenderá en el ánodo si circula una corriente de 270 mA
durante 15 minutos?
10.7.5.- ¿Que masa de hidrógeno se desprenderá en el proceso de electrólisis del agua si
circula una corriente de 270 mA durante 15 minutos?
10.7.6.- ¿Que masa de oxígeno se desprenderá en el proceso de electrólisis del agua si
circula una corriente de 270 mA durante 15 minutos?
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ELECTROQUIMICA
ELECTROLISIS Y LEYES DE FARADAY
NOMBRE…………………………………………………………
GRUPO…………………….
CARRERA………………….
NOTA………………………
10.8.- INFORME DE LA PRÁCTICA.Registre los datos de la práctica en el siguiente cuadro.
A) ELECTROLISIS DEL AGUA.Registre los datos de la práctica en el siguiente cuadro:








1.
INTENSIDAD
DE
CORRIENTE (mA):
TIEMPO
DE
ELECTROLISIS (s):
TEMPERATURA
AMBIENTE (°C):
VOLUMEN
DE
HIDROGENO (cm3):
PRESION
MANOMETRICA
DEL
HIDROGENO:
VOLUMEN DE OXIGENO
(cm3):
PRESION
MANOMETR1CA
DEL
OXIGENO

:
Calcular la carga total transferida en cada experiencia mediante la relación:
Q = I*t
Donde: Q es la carga en Culombios, I la intensidad en Amperios y t el tiempo en
segundos.
2.
Calcular la masa de hidrógeno que se ha producido aplicando la primera ley de
Faraday.
Q
m1

Q0
m0
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3.
Calcular la masa experimental de hidrógeno producida empleando lo ecuación
general de los gases en los condiciones de volumen, temperatura y presión del
sistema de la experiencia.
4.
Obtener experimentalmente la constante de faraday (Qo) y cual es su porcentaje
de error
5.
Determinar el error entre el valor teórico y el práctico o experimental.
6.
Repetir todos los cálculos para el oxígeno.
B) Electro deposición del Cobre.






INTENSIDAD
DE
CORRIENTE (mA):
TIEMPO DE ELECTROLISIS
(s):
PESO ANODO INICIAL (g):
PESO CATODO INICIAL (g):
PESO ANODO FINAL(g):
PESO CATODO FINAL(g):
CONCENTRACION
DEL
ELECTROLITO

1.
Empleando la primera ley de Faraday, calcular la cantidad de cobre depositada
en el cátodo, repetir para la masa liberada en el ánodo, Coinciden estos valores?
Explique.
2.
Indicar el porcentaje de error, del valor experimental (¿como se determina este
valor?) respecto del teórico (¿como se determina este valor?).
3.
Indicar y explicar las probables fuentes de error de este experimento.