TP Electrolisis

Objetivos

Al finalizar el trabajo practico los alumnos:

• Comprenderán el mecanismo de la electrolisis.
• Podrán comprobar la validez de las leyes de Faraday y aplicar las mismas en problemas concretos.

Conocimientos previos requeridos

• Reacciones redox.
• Leyes de Faraday.

Fundamento teórico

Unidades eléctricas

Coulomb

Es la unidad de cantidad de electricidad.

Ampere

Es la unidad de intensidad de corriente. Equivale a una cantidad de electricidad de 1 coulomb por segundo.

Volt

La diferencia de potencial eléctrico entre dos puntos de un conductor es lo que provoca la transferencia de carga entre los mismos. La unidad de diferencia de potencial es volt.

Ohm

La resistencia que ofrece un conductor a la circulación de una corriente eléctrica cuando se aplica una diferencia de potencial depende del tipo de conductor, de su longitud y sección transversal. La unidad de resistencia eléctrica es el ohm, que se puede expresar de la siguiente manera

                                                                  R=ρ [pic 1][pic 2]

R = resistencia eléctrica del conductor.

Ρ = resistencia especifica del conductor.

i = longitud del conductor.

S = área de la sección transversal del conductor.

La relación que liga a la intensidad de corriente (I) que circula por un conductor con la diferencia de potencial (V) y la resistencia eléctrica (R) viene dada por la ley ohm:

                                                                       I = [pic 3][pic 4]

Leyes de Faraday

1. La masa de cualquier sustancia liberada o depositada en un electrodo durante una electrolisis es proporcional a la cantidad de electricidad que circula por la celda electrolítica.
2. Las masas de diferentes sustancias liberadas o depositadas por la misma cantidad de electricidad son proporcionales a sus respectivas masas equivalentes.

Teniendo en cuenta la primera ley de Faraday se llega a que la masa m de sustancia liberada o depositada electrolisis está dada por

                                                                                        m=[pic 5][pic 6]

Donde

i = intensidad de corriente media que circula a través de la celda electrolítica.

t = tiempo que dura la electrolisis.

[pic 7][pic 8] = masa equivalente de la sustancia liberada o depositada.

F = constante de Faraday, cuyo valor aproximado es de 95.500 coulomb por equivalente químico.

Materiales

• Buretas.
• Vaso de precipitados.
• Tubos de goma.
• Cuba electrolítica transparente.
• Solución de hidróxido de sodio al 5%.
• Solución de cloruro de sodio.
• Fuente de corriente continua.
• Amperímetro.
• Voltímetro.
• Papel de filtro.
• Solución de yoduro de potasio.
• Solución de fenolftaleína al 1%.

Desarrollo del trabajo practico

Electrolisis del agua

Se llena la cuba electrolítica con solución de hidróxido de sodio al 5%, se cargan las buretas aspirando por la parte superior y se conecta la fuente de corriente continua. Medir la intensidad de corriente. Cortar la corriente y cargar nuevamente las buretas hasta el enrase. Conectar nuevamente la fuente de tensión y medir los volúmenes de gases desprendidos cada tres minutos desconectar el circuito.

Electrolisis de una solución de cloruro de sodio

Se utiliza una cuba electrolítica de material transparente (acrílico), un ánodo de grafito y un cátodo de hierro. Por medio de un diafragma de cerámica porosa se evita que se mezclen las soluciones de cloruro de sodio que entra en la cuba y la de hidróxido de sodio que se forma en el cátodo.

La electrolisis se puede interpretar de la siguiente forma: al aplicarse una diferencia de potencial los iones presentes en el cloruro de sodio (Clˉ y [pic 9][pic 10] ) y los formatos de disociación parcial del agua ([pic 11][pic 12]y [pic 13][pic 14]) se dirigen hasta los electrodos de polaridad opuesta.

Los cationes [pic 15][pic 16] se dirigen al cátodo de hierro depositándose los primeros por tener un potencial de reducción mucho mayor.

                                                  [pic 17][pic 18]

Al electrodo positivo, ánodo de grafito (el hierro se atacaría con el cloro desprendido) se dirigen iones [pic 19][pic 20] , desprendiéndose los primeros por tener mayor potencial de oxidación, según:

[pic 21]

Siendo la reacción total:

[pic 22]

De todas formas hay una reacción lateral entre el cloro y el hidróxido de sodio formado, que debe evitarse y esa es la función del diafragma de cerámica que no permite que se mezclen las soluciones anódica y catódica:

                                                      [pic 23][pic 24] → [pic 25][pic 26]

La presencia del cloro gaseoso en el ánodo puede identificarse por la coloración parda, debido a la liberación de yodo que adquiere un papel de filtro embebido en solución de yoduro de potasio.

                                               [pic 27][pic 28]

El hidróxido de sodio formado en el comportamiento catódico puede reconocerse por el color rojo violáceo que aparece cuando se agregan 2 o 3 gotas de solución al 1% de fenolftaleína.

Presentación de los resultados

Electrólisis del agua

Transcurridos 10 minutos de electrólisis calcular, aplicando la ley de Faraday y suponiendo que se comportan como un gas ideal, el volumen de hidrogeno y el de oxigeno desprendidos y compararlos con los obtenidos en la experiencia.

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