Electroquimica

Nombre de la práctica:

IV.2 Migración de iones, celdas electrolíticas y leyes de la electrolisis

Práctica

2

11Páginas

Páginas de la

12 a 22

Realizó:

Aguilar Alvarez Mariela

Arteaga Resendiz Vianney

Cruz Velasco Valeria

Santana Vega Edgar Ivan Revisó:

Autorizó:

Fecha: 8 feb 2012 Fecha: Fecha:

Contenido

Página

I. INTRODUCCIÓN 13

II. CONOCIMIENTOS PREVIOS 15

III. OBJETIVO 16

IV. METODOLOGÍA

IV. 1. Material y equipo

IV. 2. Reactivos y soluciones

IV. 3. Requerimientos de seguridad

IV.4. Disposición de residuos

IV. 5. Procedimiento

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V. RESULTADOS Y DISCUSIÓN 21

VI. CONCLUSIONES 22

VII. BIBLIOGRAFÍA 22

INTRODUCCIÓN.

La migración de iones debido a la presencia de un campo eléctrico genera un flujo de iones, esto implica el movimiento de iones positivos hacia el cátodo y de iones negativos hacia el ánodo.

Las celdas electrolíticas requieren una aportación de energía eléctrica (en la forma de una fuente de poder o una batería) para producir transformaciones químicas. Estas celdas tienen un equilibrio de potencial de celda negativo y un valor positivo para el cambio de energía libre de Gibbs. El cátodo es forzado para tener un potencial negativo con respecto al ánodo, cuando se conecta el cátodo a la terminal negativa de la fuente de poder.

Para conocer si una celda es galvánica o electrolítica se utiliza la siguiente expresión:

En donde iR es conocida como la caída óhmica de potencial y se debe a la acumulación de resistencias en el sistema debida a las distintas conexiones y cambios de fase, si se considera que dicha caída óhmica es insignificante con respecto al resto del sistema se simplifica la expresión:

Para las reacciones de óxido-reducción, si el potencial de reducción del cátodo, es mayor que el potencial del ánodo, se genera una reacción química espontánea. Entonces cuando: E  0 la celda es galvánica y cuando E  0 la celda es electrolítica.

En la mayoría de los casos, la reacción deseada toma lugar en uno de los electrodos y la reacción en el otro electrodo no es productiva, o sirve solo para mantener constante el pH. Existen varias excepciones, una de las más importantes es la celda cloro-álcali, esta celda produce tres productos: cloro en el ánodo, hidrógeno en el cátodo e iones hidroxilo durante la reacción catódica:

Electrolisis cloro-álcali:

La electrolisis cloro-álcali es usada industrialmente para la producción de cloro, hidróxido de sodio e hidrógeno. En este caso es necesario mantener separados el ánodo y el cátodo para evitar que el cloro formado reaccione con el hidróxido de sodio y se forme el hipoclorito.

2OH- + Cl2 → Cl- + ClO- + H2O

Sin embargo parte del cloro formado durante la electrolisis reacciona con el agua:

Cl2 + 2H2O → H3O+ + Cl-HClO

Michael Faraday descubrió, entre 1831 y 1834, las relaciones cuantitativas entre la carga eléctrica y los pesos de las sustancias consumidas o producidas durante la electrólisis. Estos hallazgos quedaron resumidos en la primera y segunda ley de Faraday para la electrólisis.

La primera ley señala que la masa de una sustancia que se deposita o libera durante una reacción electrolítica, es directamente proporcional a la cantidad de carga eléctrica que pasa a través de la celda electrolítica.

La segunda ley dice que las masas de diferentes elementos liberados o depositados en los electrodos por la misma cantidad de electricidad, son proporcionales a los pesos equivalentes de los elementos.

Actualmente se sabe que no se trata de leyes independientes. Los experimentos de Faraday son anteriores a la identificación del electrón. El concepto de electrón, como identidad común a todas las reacciones electrolíticas, permite reducir las leyes de Faraday a una sola afirmación; además permite entender cómo las leyes anteriores están relacionadas con la estequiometría de la reacción en los electrodos.

Por ejemplo, las siguientes reacciones de electrodos:

Las leyes sugieren que para depositar un mol de plata se requiere un mol de electrones, mientras que para un mol de cobre se necesitan dos moles de e- y para un mol de aluminio deben consumirse tres.

La cantidad de carga que corresponde a un mol de electrones es el faradio (F) y equivale a aproximadamente 96,500 culombios.

Es así como un faradio de electricidad reducirá a 1 mol de Ag+, 0.5 moles de Cu2+ y 0.33 moles de Al3+, esto es los pesos equivalentes de los elementos. Por lo tanto, las leyes de Faraday quedan resumidas en el siguiente enunciado:

“El paso de un faradio a través de un electrolito descompondrá, liberará o depositará en cada electrodo un equivalente electroquímico de sustancia.

I. CONOCIMIENTOS PREVIOS.

1. Definir: ánodo, cátodo, electrodo, ión.

2. ¿Cómo están constituidas las celdas electrolíticas.

3. Defina los siguiente términos:

 Equivalente electroquímico

 Equivalente gramo de un elemento

 Intensidad de corriente

 Coulomb

 Número de Avogadro

4. Investiguetres aplicaciones industriales de las leyes de la electrolisis de Faraday diferentes a las mencionadas en esta practica.

5. Calculeel equivalente electroquímico de la plata, cobre y aluminio.

III. OBJETIVOS

1. Identificar el ánodo y cátodo en una celda electrolítica por medio de la migración de iones.

2. Comprender el funcionamiento de las celdas electrolíticas.

3. Comprobar experimentalmente las leyes de Faraday sobre electrolisis.

4. Determinar la constante de Faraday y el número de Avogadro.

IV. METODOLOGÍA

IV.1. Material y equipo

 1 caja de acrílico de 3X7 cm

 1 Espátula

 1 Fuente de poder

 1 Reloj con segundero o cronómetro

 1 par de pinzas caimán

 2 matraces aforados de 50 ml

 2 matraces aforados de 100 ml

 1 probeta de 50 ml

 2 pipetas graduadas de 1 ml

 3 pipetas graduadas de 5 ml

 4 pipetas graduadas de 10 ml

 2 vasos de precipitados de 50 ml

 1 vaso de precipitado de 100 ml

 2 vasos de precipitado de 10 ml

 1 tijeras

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