PRÁCTICA 2: LEYES DE FARADAY

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[pic 4][pic 5][pic 6][pic 7]INSTITUTO POLITÉCNICO

NACIONAL

ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA QUÍMICA E INDUSTRIAS EXTRACTIVAS.

PRÁCTICA 2: LEYES DE FARADAY

Laboratorio de electroquímica y corrosión

Departamento de Ingeniería Química Petrolera

Profesor: Ing. Roberto Casillas Muñoz

EQUIPO 2                                                  2PM51

 OBJETIVOS GENERALES:

1° Aplicar de manera experimental las leyes que rigen la electrolisis.

2° Aprender a utilizar los tres tipos de Coulombímetros (Peso, Volumen y Titulación)

3° Calcular la eficiencia para cada Coulombimetro

OBJETIVOS ESPECÍFICOS:

1° Comprobar las dos leyes de la electrolisis:

•        Primera: Si la masa de una sustancia depositada es directamente proporcional a la cantidad que pasa a través de una solución

•        Segunda: Para una cantidad de electricidad la masa de una sustancia depositada es directamente proporcional a su peso equivalente

2° Aprender a utilizar los tres tipos de Coulombímetros (Peso, Volumen y Titulación) y conocer que la nominación que se les da a cada uno, es dependiendo del método de determinación cuantitativa que se utiliza.

3° Obtener mediante experimentación los valores que nos ayuden a conocer mediante cálculos  los valores de la eficiencia para cada Coulombímetro.

MARCO TEÓRICO

Dos leyes básicas rigen la electrolisis y fueron descubiertas y enunciadas por Michael Faraday, en 1834:

Primera: La masa de una sustancia depositada o liberada en un electrodo mediante electrolisis, es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que pasa a través de la solución.

Segunda: Para una cantidad de electricidad dada, la masa de una sustancia depositada o liberada durante la electrolisis, es directamente proporcional a su peso equivalente.

Al paso de 96 485.3384 C/g eq (96 485.3383 C/mol), conocida esta cantidad como la constante de Faraday (F), se produce un gramo equivalente de la sustancia formada en el electrodo.

Estas leyes son validad para los productos Primarios de la electrolisis, siendo estas sustancias las obtenidas directamente de la transferencia de electrones en la interface metal/solución. Las leyes se aplican tanto a soluciones electrolíticas como a sales fundidas, y son independientes de la temperatura y presión.

De acuerdo con estas leyes, las masas de los productos de la electrolisis están relacionadas con la cantidad de corriente que se hace pasar por la celda electrolítica.

En la practica la carga total consumida durante la electrolisis se calcula con la siguiente ecuación.

 Q=∫_0^t▒I(t)dt

Al mantener el amperaje constante tenemos:

Q=It [=]  C (coulomb)

La constante de Faraday (F), es equivalente a la carga asociada con una cantidad unitaria de electrones (unidades de C/mol), es decir es igual al producto de la constante de Avogadro, Na y la carga unitaria del electrón, q:

F=qN_A=96485.3383 C/mol

Las leyes de Faraday nos dan un valor teórico de la masa producida por una cantidad específica de carga que pasa. Existen numerosas causas para la desviación del valor teórico, y las causas pueden considerarse como: 1) algo de la carga se consume en procesos parásitos; 2) no se consumen todos los reactivos; 3) el proceso electroquímico no es el proceso que realmente ocurre; o 4) algo de material solido se desprende. Bajo ciertas circunstancias las desviaciones pueden dar una pista de los procesos parásitos, pero más frecuentemente las desviaciones proveen una medida de la eficiencia del proceso.

Particularmente, cuando se efectua la llamada “electrolisis del agua” se producen los gases de H2 y O2 en una proporción volumétrica 2:1, mezcla conocida como “gas detonante” y si se considera su formación a condiciones normales cuando se hacen pasar 96500 C es posible establecer la siguiente relación:

I C produce 0.174〖cm〗^3 de mezcla de gas detonante H_2  y O_2  (2:1)

Como producto de las reacciones electroquímicas sobre los electrodos se pueden producir sustancias solidas como el depósito de Cu (a), el desprendimiento de un gas; H2,O2, Cl2 (b), la oxidación o reducción de un ion que permanece en solución (c), la conversión de un metal en un ion (d) o la producción de un líquido €, como se muestra en las siguientes reacciones:

〖Cu〗^(++)+2e^- □(→┬ ) Cu         (a)

H^++1e^- □(→┬ ) □(1/2) Cu           (b)

〖Fe〗^(++) □(→┬ ) 〖Fe〗^(+++)+1e^-   (c)

Ag□(→┬ ) 〖Ag〗^++1e^-            (d)

〖2I〗^+ □(→┬ ) I_2+2e^-                 (e)

A escala laboratorio se dispone de un sistema electroquímico que permite medir con precisión la cantidad de producto primario y se conoce como COULOMBÍMETRO, pudiendo ser: de peso, de volumen o de titulación, nominación que se les da dependiendo del método de determinación cuantitativa que se utiliza para los productos de las reacciones de óxido – reducció

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