Calor de vaporizacion. Leyes de Faraday

I. OBJETIVOS

I.I. OBJETIVO GENERAL:

• Analizar las reacciones electroquímicas que se producen en la celda electrolítica y en la celda galvánica

I.II. OBJETIVOS ESPECIFICOS:

• Analizar experimentalmente el número de Avogadro en la celda de hoffmann

• Hallar la fuerza electromotriz de la celda galvánica con la ayuda de un voltímetro

• Determinar las reacciones de reducción y oxidación correspondientes

• Comparar los valores teóricos con los experimentales, hallando el error porcentual

II. FUNDAMENTO TEORICO

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.

 Celdas electroliticas.- Las celdas electrolíticas por el contrario no son espontáneas y debe suministrarse energía para que funcionen. (fíjese en la otra figura). Al suministrar energía se fuerza una corriente eléctrica a pasar por la celda y se fuerza a que la reacción redox ocurra.

Celgas gavanicas.- Las celdas galvánicas (también llamadas voltáicas) almacenan energía química. En éstas, las reacciones en los electrodos ocurren espontáneamente y producen un flujo de electrones desde el cátodo al ánodo (a través de un circuito externo conductor). Dicho flujo de electrones genera un potencial eléctrico que puede ser medido experimentalmente. 

Electrolisis.- La electrólisis se puede definir como un proceso en el que el paso de la corriente eléctrica a través de una disolución o a través de un electrolito fundido, da como resultado una reacción de oxidación – reducción (redox), no espontánea.

Leyes de Faraday.-

1ª Ley de Faraday de la Electrólisis.- La cantidad de masa depositada en un electrodo es proporcional a la cantidad de electricidad que ha circulado por el electrodo: 

                       Masa desprendida = k (constante) · Q = k · I · t

Donde Q es la carga en culombios, I la intensidad en amperios y t el tiempo en segundos

2ª Ley de Faraday de la Electrólisis: La cantidad de masa depositada de un elemento en un electrodo es proporcional a su peso equivalente (peso atómico dividido entre su número de oxidación):

                Masa desprendida = k (constante) · peso atómico / nº oxidación

3ª Ley de Faraday de la Electrólisis: La cantidad de electricidad que es necesaria para que se deposite 1 equivalente gramo de un elemento es F = 96500 culombios (constante de Faraday). Como 1 equivalente gramo es igual al peso atómico / nº de oxidación en gramos:

           Masa desprendida = I · t · (peso atómico / nº de oxidación) / 96500

Donde I es la intensidad en amperios y t el tiempo en segundos. 

Potencial estándar de electrodo.- En electroquímica, el potencial normal de electrodo o potencial normal de reducción de electrodo de un elemento, que se abrevia Eo (con un superíndice que se lee como "normal" o "estándar"), es la diferencia de potencial que le corresponde a una celda o semipila construida con un electrodo de ese elemento y un electrodo estándar de hidrógeno, cuando la concentración efectiva o actividad de los iones que intervienen en el proceso es 1 mol/L (1 M), la presión de las sustancias gaseosas es 1 atmósfera, y la temperatura es 298 K (25 °C). Es la medida de un potencial de electrodo reversible individual, en condiciones estándar.

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