La electrolisis , la ecuación de Nernst

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UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS[pic 2]

FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERÍA QUÍMICA

DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE FISICOQUÍMICA AI

ELECTROQUIMICA

Docente: Nora Rojas Pérez

Alumnos: José Gheorghe Alarcón Ulloa (15070133)

              Luis Angel Cautivo Paico (15070023)

Fecha de Realización:         25-05-17

Fecha de Entrega:                  1-06-17

Lima – Perú

2017 – I

ÍNDICE:

Carátula………………………………………………………………………………..….. 1

Índice         …………………………………………………………………………………..….2

Resumen ………………………………………………………………………………..….3

Introducción (I)………………………………………………………………………….... 4

Principios Teóricos (II)…………………………………………………………………….5

Detalles Experimentales (III)……………………………………………………………... 8

Tabulación de Datos y Resultados Experimentales (IV)………………………………......9

Cálculos (V)……………………………………………………………………………… 12

Resultados y Discusión (VI)………………………………………………………………14

Conclusiones y Recomendaciones (VII)……………………………………………….....15

Bibliografía (VIII)………………………………………………………………………...16

Apéndice (IX) …………………………………………………………………………….17

RESUMEN:

        El objetivo esta práctica es estudiar la ecuación de Nernst aplicada a la celda electroquímica (Znº/Zn+2 (0.1M) // Cu+2 (0.1M) /Cuº ),a diferentes concentraciones así como el estudio de la ley de Faraday.

Las condiciones  de laboratorio en la que se trabajo fueron temperatura: 20°C, presión 756  mmHg,  humedad relativa  94%.

Para el caso de la ecuación de Nernst los potenciales obtenidos fueron:  1.1v ([Zn+2] = 0.1M  y [Cu+2] = 0.1M), 1.07v ([Zn+2] = 0.1M  y [Cu+2] = 0.01M) y 1.04v ([Zn+2] = 0.1M  y [Cu+2] = 0.001M); y el error en cada caso fue de 0.9%, 0.56% y 0.87% respectivamente.

Para el caso de la celda electrolítica la masa experimental fue 1.6484x10-3 g de Hidrogeno y el porcetaje de error fue 5.14%.

De lo anterior se puede concluir que en una celda galvánica a menos concentración de una de las soluciones el potencial será menor y en el caso de la celda electrolítica a mas amperaje la masa obtenida será mayor.

1. INTRODUCCIÓN:

        Electroquímica, es una parte de la química que trata de la relación entre las corrientes eléctricas y las reacciones químicas, y de la conversión de la energía química en eléctrica y viceversa. En un sentido más amplio, la electroquímica es el estudio de las reacciones químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes o voltajes.

El estudio de los procesos electroquímicos son reacciones redox en donde la energía liberada por una reacción espontánea se transforma en electricidad (Celda galvánica), o la electricidad se utiliza para inducir una reacción química no espontánea (electrólisis). Ambos procesos de mucha importancia en la industria química.

La celda galvánica tiene varias aplicaciones ya que permite obtener energía eléctrica a partir de reacciones químicas, proceso que se lleva a cabo en pilas y baterías. Las baterías poseen fuerza electromotriz que esta dada por la diferencia de potenciales de los electrodos en condiciones estándar.

La electrolisis tiene lugar cuando se hace inducir una reacción química no espontanea, se aplica un potencial entre 2 electrodos produciéndose una reacción redox.

Todo lo anterior ha permitido la aplicación de estos conocimientos en diferentes áreas como la medicina, industria química, energía , generando una mejor calidad de vida.

En la presente práctica de laboratorio se realizara ambos procesos, analizando los factores que intervienen en cada proceso y analizando las leyes ya establecidas para cada uno como la Ley de Faraday  y la Ecuación de Nernst.

1. PRINCIPIOS TEÓRICOS:

•         Electrolisis: Electrolisis, parte de la química que trata de la relación entre las corrientes eléctricas y las reacciones químicas, y de la conversión de la energía química en eléctrica y viceversa. En un sentido más amplio, la electrolisis es el estudio de las reacciones químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes o voltajes.

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• ElectroquímicaLas celdas electroquímicas se usan principalmente con dos fines: a) convertir energía química en eléctrica, y b) convertir la energía eléctrica en química. En las pilas secas comunes y en el acumulado de plomo se tiene convertidores de energía química en eléctrica, mientras que en la carga de la batería de almacenamiento y en la purificación electrolítica del cobre se utiliza la energía eléctrica para realizar una acción química.
• CELDAS GALVÁNICAS En condiciones normales una reacción redox ocurre cuando el agente oxidante está en contacto con el agente reductor. Si vemos la ecuación iónica siguiente:             Zn(s) + Cu2+       →         Zn2+(ac) + Cu(s)[pic 4]

Si se divide esta ecuación en dos semirreaciones, entonces se tiene: [pic 5]

Zn(s)     →        Zn2+(ac)  + 2e -

Cu2+  + 2e-    →          Cu(s)

Se observa que en átomo de Zn se oxida dando dos electrones al ión Cu2+ que se reduce. Los electrones se transfieren desde el agente reductor al agente oxidante. Si estos agentes, el oxidante y el reductor, estuvieran separados físicamente, fuese posible que la transferencia de electrones se diera a través de un medio conductor externo, en lugar en que se diera en forma directa en la disolución. Así al progresar la reacción, se produciría un flujo constante de electrones y por lo tanto se generaría electricidad (esto es se produciría trabajo eléctrico).

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