PRACTICA N0 3 PROCESOS ELECTROLÍTICOS

PRACTICA N0 3

PROCESOS ELECTROLÍTICOS

1. INTRODUCCIÓN

Los procesos electrolíticos son básicamente reacciones redox por lo tanto implican intercambio de electrones entre especies químicas.

El elemento que adquiere electrones se dice que se reduce, porque el número de cargas positivas se reduce, mientras que el elemento que pierde  electrones se dice que está oxidando.

En este experimento descubriremos como algunos metales tienen mayor afinidad por su estado de oxidación que otras.

1. OBJETIVOS

Objetivo general

• Mostrar las diferentes tendencias de los metales  a oxidarse. Introducir a los estudiantes a las reacciones Redox básicas.

Objetivos específicos

• Preparar soluciones en las concentraciones requeridas
• Utilizar adecuadamente los electrodos y esta se vierta en las soluciones
• Observar que cambios surgirá en los electrodos y las soluciones establecidas.

1. MARCO TEÓRICO

Como sabemos en las cubas electrolíticas se producen reacciones Redox no espontáneas. La energía necesaria se aporta en forma de energía eléctrica. Es decir, se trata del proceso inverso de las pilas electroquímicas. [pic 1]

Uno de los procesos electrolíticos más conocidos es la descomposición del agua en sus elementos. Para ello, se añade un poco de ácido sulfúrico al agua para que conduzca la corriente eléctrica, y se hace el montaje de la figura.

Se conocen como celdas o cubas electrolíticas a los recipientes que contienen el electrolito disuelto o fundido en el que se sumergen los electrodos conectados a una fuente de corriente continua de la que proceden los electrones. 

Una clara observación que podemos hacer y lo realizamos en anteriores prácticas es que el signo de los electrodos en la electrólisis es opuesto al de las pilas. El ánodo se conecta al polo positivo de la fuente de corriente continua y el cátodo se conecta al polo negativo. Los electrones circulan del ánodo al cátodo. Los iones negativos se dirigen al ánodo y los iones positivos van hacia el cátodo.

La electrólisis consiste en la descomposición química de una sustancia por medio de la electricidad (electro = electricidad y lisis = destrucción).

El paso de la corriente eléctrica a través de un electrólito (en disolución o fundido), por ejemplo, NaCl fundido, nos demuestra que en el cátodo o polo negativo el catión sodio (Na+) se reduce a Na0 por ganancia, en cambio en el ánodo o polo positivo los aniones cloruro (Cl-) entregan sus electrones oxidándose a Cl2 (gaseoso).

En resumen, el proceso de electrólisis se caracteriza porque:

a) Es un fenómeno redox no espontáneo producido por una corriente eléctrica

b) La reducción se lleva a efecto en el polo negativo o cátodo y la oxidación en el ánodo o polo positivo.

El proceso electrolítico se realiza debido a que, la corriente eléctrica circula desde el cátodo hacia el ánodo, siempre que entre ellos esté presente una sustancia conductora (electrólito).

En algunas electrólisis, si el valor de la diferencia de potencial aplicada están sólo ligeramente mayor que el calculado teóricamente, la reacción es lenta o no se produce, por lo que resulta necesario aumentar el potencial aplicado. Este fenómeno se da, sobre todo, cuando en algunos e los electrodos se produce algún desprendimiento gaseoso. El potencial añadido en exceso en estos casos recibe el nombre de sobretensión.

1. DESCRIPCION DE LA PRACTICA

            MATERIALES Y EQUIPOS

• Cubas
• Electrodos de (Zinc,Cobre,Plata)
• Vidrio de reloj
• Pipetas
• Espátula
• Probeta
• Vasos de precipitado
• Varilla de vidrio
• Balanza

REACTIVOS[pic 2]

• Sulfato de cobre
• Sulfato de cobre penta-hidratado
• Nitrato de plata
• Sulfato de zinc

1. PROCEDIMIENTO DE LA PRACTICA

Paso 1

Se procede a pesar el soluto calculado, para preparar las disoluciones.

[pic 3]

Paso 2 

Verter los solutos en los respectivos vasos precipitados e ir diluyendo.                                [pic 4]                   [pic 5]

Paso 3

 Una vez preparadas las soluciones se colocan en las cubas enumeradas como:

1 sulfato de cobre pentahidrtado con electrodo zinc

  2 sulfato de zinc con electrodo de cobre

3 nitrato de plata con electrodo de cobre

  4 sulfato de cobre pentahidrtado con electrodo de plata

Posteriormente tapar las cubas y acomodar los electrodos.

[pic 6]

Paso 4

 Observando que cambios ocurren para un tiempo final de 20 minutos.

[pic 7]

Paso 5

Procedemos a observar lo que ocurrió con los electrodos y las soluciones.

[pic 8]

1. CALCULOS Y REACCIONES

Determinación de soluto para cada solución

Sol.30 ml al 1M   PM:[pic 9]

[pic 10]

Sol 15 ml al 1M PM:[pic 11]

[pic 12]

Sol 15 ml al 0.1 M PM: [pic 13]

[pic 14]

REACCIONES:

CuSO4 *5H2O+Zn          Cu + ZnSO4*5H2O[pic 15]

ZnSO4+ Cu          Zn + CuSO4[pic 16]

AgNO3+Cu          Ag + CuNO3[pic 17]

CuSO4+ Ag         AgSO4+ Cu[pic 18]

1. RESULTADOS Y ANALISIS

Luego de dejar pasar el tiempo y destapar las cubas pudimos apreciar que no todas las sales en disolución reaccionaron con todos los metales esto se debe a la calidad de electrolito que pusimos en juego.

Distintas series de reacciones pueden reaccionar o no por su concentración, temperatura, calidad del soluto en disolución. Otra cosa que podemos resaltar es que tal vez no dejamos el tiempo suficiente para que reacciones, que los metales no sean completamente puros (aleaciones).

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