INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONALESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA MECÁNICA Y ELÉCTRICA UNIDAD ZACATENCO ING. EN COMUNICACIONES Y ELECTRÓNICA LABORATORIO DE QUÍMICA BÁSICA PRACTICA N° 4 ELECTROQUÍMICA 1CM5 EQUIPO N° 2 INTEGRANTES: Laris Reyes Lizeth Vianey Flores Lima José Ricardo FECHA DE ENTREGA: 25/Mayo/2016 INDICE Contenido ................8 PROTECCIÓN CATÓDICA POR ÁNODOS DE SACRIFICIO.........................................................................PRÁCTICA No...................................................................5 CÁTODOS Y ÁNODOS............4 CELDAS GALVÁNICAS............................... 18 2 ................ 4 “ ELECTROQUÍMICA”........................................................................................13 CUESTIUONARIO....... 14 OBSERVACIONES Y CONCLUSIONES............................................................................................3 OBJETIVO:......................................3 SOLUCIONES ELECTROLÍTICAS................................................... 3 CONSIDERACIONES TEÓRICAS.................................................................................................................................................................................10 MATERIAL Y REACTIVOS:............................................................................................................................................................. 12 DESARROLLO DE LA PRÁCTICA........9 LEYES DE LA ELECTRÓLISIS DE FARADAY.16 BIBLIOGRAFIAS................................................................................... 8 LA ECUACION DE NERNST...................................................................................................... Por ejemplo. En la actualidad se llevan a cabo grandes investigaciones para el desarrollo de nuevas baterías con más energía. computadoras portátiles y dispositivos para juegos. se han desarrollado una variedad de baterías de tamaños. Las reacciones de oxidación-reducción se encuentran entre las reacciones químicas más comunes e importantes. más ligeras y a menor precio. los fabricantes de baterías intentan aumentar su capacidad sin incrementar su masa. en un esfuerzo para desarrollar una batería que dure lo suficiente para un día completo de funcionamiento. Las relaciones entre la energía eléctrica y las reacciones químicas están dadas por la rama de la química denominada electroquímica. mientras que el elemento que los gana se reduce . Sin embargo. capacidad de recarga más rápida. En el centro de dicho desarrollo está la utilización de reacciones de oxidación-reducción (redox). reproductores portátiles de música. Esta. Por lo tanto. el oscurecimiento de los alimentos y la respiración de los animales. llamado catión. CONSIDERACIONES TEÓRICAS Introducción de Electroquímica Estamos rodeados por una sorprendente colección de mecanismos electrónicos portátiles como teléfonos celulares. debido a que el elemento que pierde electrones se oxida y se convierte en un ion positivo. se efectúa por intercambio de electrones entre los átomos o iones que reaccionan. como se sabe. con los materiales proporcionados en el laboratorio de Química. 4 “ ELECTROQUÍMICA” OBJETIVO: El alumno aplicará los conocimientos de Electroquímica. medible a través de cambios energéticos. en ausencia de baterías. Están relacionadas con el funcionamiento de las baterías y de una gran variedad de procesos naturales importantes. como la corrosión del hierro. convirtiéndose en un ion negativo llamado anión. Unos de los procesos fundamentales de los fenómenos eléctricos es la transferencia de electrones entre los átomos o iones que intervienen en una reacción de óxido – reducción. La reacción de óxido-reducción es un mecanismo físico-químico que tiene lugar simultáneamente. las cuales son las reacciones químicas que dan energía a las baterías.PRÁCTICA No. todos los mecanismos inalámbricos electrónicos actuales no serían más que un peso extra. para obtener un electrodeposito. que se define como: El estudio de las reacciones químicas que generan un potencial eléctrico. SOLUCIONES ELECTROLÍTICAS 3 . composiciones y voltajes diferentes. El azúcar y la sal de mesa son solubles en agua. estaño. 4. 3. 5. El electrodo negativo se llama "cátodo" por que atrae los cationes hacia él. Los metales usados común mente en la electrodeposición son: cobre. A eso se le llama electrolisis. sin embargo. Las soluciones de azúcar. cadmio. se disocian en iones. físicas y químicas diferentes. las soluciones acuosas de cloruro de sodio. Esto se logra cuando en una solución de este tipo se introducen dos metales diferentes. zinc. Por lo contrario. Por esa razón las soluciones se clasifican en electrolíticas y no electrolíticas. A simple vista parece que sus soluciones son iguales. ya que cada una de las soluciones posee propiedades eléctricas. al reaccionar con el agua. Los compuestos covalentes. La ionización de los electrolitos débiles es una reacción reversible. Las soluciones electrolíticas se utilizan para generan una corriente eléctrica. Decimos que un electrolito es fuerte o débil en una relación con el mayor o menor grado de ionización que sufren las sustancias en solución. que se expresa: 1. El electrodo positivo se llama "ánodo" por que atrae los aniones hacia él. Celda electrolítica Una celda electrolítica utiliza la energía eléctrica para producir una reacción química. 2. metanol o glicerol no conducen corriente eléctrica. como las sales y bases fuertes. plomo. hidróxido de sodio ácido clorhídrico si son buenos conductores de la corriente eléctrica. En una solución electrolítica existe igual número de cationes que de aniones. níquel. Entre las teorías que explican las propiedades de los electrolitos esta la que propuso Svante Arrhenius. Los sólidos. un estudio minucioso de ellas revela que se comportan de manera diferente. 4 . El paso de una corriente a través de soluciones electrolíticas puede descomponerlas. La celda consiste en una fuente de corriente directa conectada a 2 electrodos inmersos en una solución de ácido. cromo. oro y plata. Una aplicación importante de la electroquímica es la "electro disposición" de metales que consisten en recubrir la superficie de un objeto con un recubrimiento de metal delgado adherente electro depositado. que funcionan como electrodos. uno positivo y otro negativo. están formados por iones. El cátodo se conecta al polo negativo y el ánodo al polo positivo de la fuente de corriente. conocida como TEORÍA DE DISOCIACIÓN ELECTROLÍTICA. De eso se deduce que: Una solución electrolítica es aquella en la que la sustancia esta totalmente ionizada en cationes (+) y aniones (-). actuando como una batería o pila eléctrica. Esta tarea se lleva a cabo a través de una celda galvánica (o voltaica). el zinc comienza a disolverse. En otras palabras. Por definición. Los dos metales solidos que están conectados mediante el circuito externo se llaman electrodos. El flujo de electrones puede utilizarse para llevar acabo el trabajo eléctrico. un dispositivo en el cual la transferencia de electrones se lleva a cabo mediante una ruta extrema. En su lugar. Aunque el conjunto de material que aparece es más complejo. el electrodo en el que ocurre la oxidación se llama ánodo. Estas transformaciones se resumen mediante la ecuación: En la figura se muestra una celda voltaica que utiliza la reacción de oxidación/reducción entre Zn y Cu2+ dada en la ecuación. es decir. el Zn metálico está en contacto con el Zn 2+ (ac) en un compartimiento de la celda. el color azul de los iones Cu 2+ (ac) se desvanece y el cobre metálico se deposita en el zinc. y el metal Cu está en contacto con el Cu 2+ (ac) en otro compartimiento. La diferencia importante es que el Zn metálico y el Cu 2+ (ac) no están en contacto directo en la celda voltaica. Al llevarse a cabo la reacción. Como consecuencia. Al mismo tiempo. Tal reacción espontánea ocurre cuando se coloca una tira de zinc en contacto con una disolución que tiene Cu2+. en lugar de hacerlo directamente entre los reactivos. la reducción del Cu 2+ solo puede ocurrir mediante un flujo de electrones a través de un circuito externo. creamos un flujo de electrones a través de un circuito externo. al separar físicamente la media-celda de la reducción de una reacción de oxidación-reducción de la media-celda de oxidación. la reacción es la misma en ambos casos. el cable que conecta a las tiras de Zn y Cu. el 5 .CELDAS GALVÁNICAS La energía liberada en una reacción de oxidación-reducción espontánea puede utilizarse para generar energía eléctrica. Como el Zn(s) se oxida en la celda. como en el presente ejemplo. los iones Zn2+ entran a la disolución. Cada uno de los compartimientos de una celda voltaica se conoce como media celda (o semi-celda). las disoluciones de las dos medias-celdas deben permanecer eléctricamente neutras. los iones del puente salino migran para neutralizar la carga en los compartimientos de la celda. como el platino o el grafito. De hecho. De esta manera. dejando un exceso de carga negativa en esa media-celda. los iones positivos deben migrar hacia dentro del compartimiento y los iones negativos deben migrar hacia fuera. De manera similar. En la siguiente figura. Al oxidarse el Zn en el compartimiento del ánodo. Cualquiera que sea el medio para permitir que los iones migren entre las medias celdas. no ocurrirá flujo de electrones medible entre los electrodos a menos que se proporcione un medio para que los iones migren a través de la Cátodo disolución desde uno de los compartimientos de los electrodos hacia el otro. cuyos iones no reaccionan con otros iones en la celda o con los materiales de los electrodos. el electrodo de Cu gana masa y la disolución de Cu 2+ se vuelve menos concentrada al reducirse el Cu a Cu(s). debe haber algún medio para que los iones positivos migren hacia fuera del compartimiento del ánodo y los iones negativos migren hacia dentro del compartimiento para mantener la disolución eléctricamente neutra. la reducción de Cu 2+ en el cátodo elimina la carga positiva de la disolución. un puente salino funciona para este propósito. En el ejemplo presente el Zn se oxida y el Cu2+ se reduce: Los electrones están disponibles una vez que el zinc metálico se oxida en el ánodo. Un puente salino consiste de un tubo en forma de U que contiene una disolución electrolítica. luego fluyen a través del circuito externo al cátodo. Una media-celda es el sitio de la media-reacción de oxidación y el otro es el sitio de la media-reacción de reducción. 6 . Para que una celda voltaica funcione. Entonces. Al llevarse a cabo la oxidación y la reducción en los electrodos. los aniones siempre migran a través del ánodo y los cationes a través del cátodo. los electrodos están hechos de un material conductor. Con frecuencia el electrolito se incorpora a una pasta o gel de manera que la disolución electrolítica no se derrame cuando se invierte el tubo en forma de U. En el transcurso de la reacción el electrodo de Zn desaparecerá de manera gradual y el electrodo de cobre ganara masa. como NaNO 3 (ac). De manera más común. en donde se consumen al reducirse el Cu 2+ (ac). el electrodo de zinc pierde masa y la concentración de la disolución de Zn 2+ aumenta mientras la celda se encuentra en funcionamiento. y de esta manera completar el circuito.electrodo en el cual ocurre la reducción se llama cátodo Los electrodos pueden estar hechos de materiales que participan en la reacción. De manera similar. que no pierden o ganan masa durante la reacción pero que funciona como una superficie a la cual se transfieren los electrones. El movimiento de los iones en la disolución completa el circuito eléctrico. Los aniones se mueven hacia el ánodo. Los compartimientos de la celda pueden separarse mediante una barrera de vidrio poroso o mediante un puente salina. El ánodo es el electrodo en el cual ocurre la oxidación. mientras que los cationes se mueven hacia el cátodo. La oxidación se efectúa en el ánodo. Los electrones fluyen de manera espontánea desde el ánodo negativo hacia el cátodo positivo. CÁTODOS Y ÁNODOS El cátodo de una celda electroquímica es el electrodo en el cual ocurre la reducción.En la siguiente figura se resume la terminología utilizada para describir las celdas voltaicas. la reducción se efectúa en el cátodo. El ánodo es el electrodo en el cual ocurre la oxidación. Aquí se muestran reacciones típicas: 7 . La reducción de NO3 en la tercera reacción indica que los aniones pueden emigrar hacia un cátodo y ser reducidos.−¿ ↔ Ag (s) ¿ +¿+ e ¿ Ag 2+¿ ¿ −¿ ↔ Fe ¿ 3+¿+ e ¿ Fe +¿+3 H 2 O −¿ ↔ NH ¿4 +¿+8 e ¿ −¿+10 H ¿ NO¿3 Se puede hacer que se presente una reacción deseada aplicando un potencial adecuado a un −¿¿ electrodo hecho de un material no reactivo como el platino. en el punto que decimos que la celda “muere”. En ese punto las concentraciones de los reactivos y de los productos dejan de 8 . de manera que las concentraciones de esas sustancias cambian. ´pero las otras dos pueden ocurrir en la superficie de un electrodo de platino inerte. LA ECUACION DE NERNST Al descargarse una celda voltaica se consumen los reactivos de la reacción y los productos se generan. La fem disminuye de manera progresiva hasta E=0 . Entre las reacciones anódicas típicas se encuentran: −¿ ¿ 2+¿+ 2e Cu ( s ) ↔Cu¿ −¿ −¿ ↔ Cl2 ( g ) +2 e¿ 2 Cl¿ −¿ 3+¿ e ¿ 2+¿ ↔ Fe¿ Fe ¿ La primera reacción requiere de un ánodo de cobre. consumiéndose o corroyéndose durante la misma. 5. es a formación de una pila galvánica en la que el electrodo auxiliar actúa de forma espontánea como ánodo de la reacción. No debe pasivarse. por lo que el potencial electronegativo del ánodo de sacrificio no puede exceder en mucho al del metal a proteger.cambiar. se encuentran en equilibrio. PROTECCIÓN CATÓDICA POR ÁNODOS DE SACRIFICIO El principio de la protección catódica. Para que un material pueda utilizarse como ánodo de sacrificio se deben cumplir con las siguientes condiciones: 1. Así. La intensidad de corriente que se establece en la pila formada no debe ser muy alta (ya que esto disminuirá el tiempo de vida útil del ánodo). al aumentar la concentración de los productos aumenta la fuerza impulsora de la reacción. en este caso. La fem generada bajo condiciones no estándar se puede calcular mediante la ecuación de Nernst. 2. Al convertir los reactivos en productos. disminuir la concentración de los reactivos o aumentar la concentración de los productos ocasiona la disminución de la fem. Su potencial debe ser más electronegativo que el del metal a proteger. la reacción de la celda alcanza el equilibrio y no ocurre reacción neta alguna. se deduce que ¿0 ∆ G ¿ cuando E = 0. Por lo general. lo que resulta en una fem más grande. Recubrimientos de níquel: Se realizan generalmente mediante deposición electrolítica. de modo que el valor de E disminuye. si el recubrimiento se destina a interiores es suficiente con un espesor de unas 10 micras. 4. El suministro de corriente debe ser suficiente. si el material está expuesto a la 9 . a veces. razón por la cual recibe el nombre de ánodo de sacrificio. Así cuando E = 0. 3. y en algún punto llega a E=0 Debido a que ∆ G(cambio de energía libre)=−nFE . Un estado está en equilibrio cuando ∆ G=0 . Por el contrario. el valor de aumenta. E=E °− RT ln Q nF Esta ecuación ayuda a comprender por qué la fem de una celda voltaica cae al descargarse la celda. La solución del ánodo debe ser uniforme. sobre una capa intermedia de cobre. El espesor de la película depende de del medio agresivo. La capa de recubrimiento se deposita directamente sobre el acero o. la energía eléctrica será proporcional al número de iones descargados o masa liberada de acuerdo a la primera Ley.24 x 10 Coulombs 1ª. Ley: La masa de una sustancia depositada o liberada en un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que pasa a través de la disolución electrolítica. además las cantidades de nuevas sustancias formadas en los electrodos dependen de esta cantidad de electricidad.intemperie el espesor conviene aumentarlo de 40 a 50 micras. 1ª. F=1 FARADAY = 6. todo esto está regido por las Leyes de la Electrólisis de Faraday. en atmósferas industriales muy corrosivas puede llegarse a espesores de hasta 250 micras. por último. son proporcionales a sus equivalentes químicos. LEYES DE LA ELECTRÓLISIS DE FARADAY. Considerando que cada ion de igual valencia transporta la misma carga. Ya que la conducción de la energía eléctrica en el electrolito se realiza mediante todos los iones presentes.024 x 1023 átomos Coulombs =96494 18 g−equivalente 6. Ley de Faraday: M ∝ Q Iθ=Q 2ª. Ley: Cuando la misma cantidad de electricidad pasa a través de varios electrolitos colocados en serie. Ley de Faraday: M= I θ EQ . 2ª. F 10 . las masas de cada sustancia que se depositan o liberan. la cantidad de corriente eléctrica que cada ion transporta depende de su carga y de la velocidad con que se mueven. P . I =Intensidad de energía eléctrica ( en Ampers ) .M =Q E . E . Q . E . Q . 11 . E . Q=cantidad de energía eléctrica ( enCoulombs ) . Coulombs g−equivalente .=Peso Atómico= F=Faraday=96500 E . θ=tiempo ( en segundos ) . A . Z =Valencia. Donde: M =masa de sustancia almacenada o liberada . g g−equivalente .Q=Equivalente químico .=Equivalente electroquímico . 2 Pares de conexiones con caimanes. Instalar la cuba sin solución. utilizando las pinzas largas para manipular los electrodos y lavarlos con agua destilada. 12 . Preparar electrodos Cobre: decapado realiza los de el se 1 Agitador de vidrio 1 Termómetro 250 cm3 1 Vaso de precipitados de 500cm3 Algodón introduciéndolos por unos segundos en la solución de H 2SO4 (1:1). Al alcanzar la temperatura. tela con asbesto. 1 Pinzas largas Pinzas DE PRIMERA PARTE 1 Mechero de Bunsen. 1. 3. 2. retirarla con las pinzas y vaciar aproximadamente 200ml de solución en la cuba de acrílico. anillo y 1 DESARROLLO LA PRÁCTICA para vaso de 1 Vaso de Precipitados de precipitados. Calentar la solución de Sulfato de Níquel (NiSO 4.MATERIAL Y REACTIVOS: Material 1 Reactivos Celda de acrílico Solución de NiSO . secarlos bien. colocando el ánodo dentro de la misma.6H O 4 2 transparente Solución de H2SO4 (1:1) 1 Electrodo de Níquel (Ánodo) Agua destilada 3 Electrodos de Cobre (cátodo) Material poroso (corcho).6H2O) a una temperatura de 60º C. Realizar esta operación con precaucion. 1 Fuente de alimentación de 0 a 30 Volts. 2. 2. Observar y tomar nota. (Ver figura 1). e inmediatamente colocar las conexiones de caimanes en el lugar correspondiente. Lavar el material y vaciar la solución de la cuba (Sulfato de Níquel) al vaso de precipitados de 500 cm3. SEGUNDA PARTE 1. Limpiar perfectamente los electrodos de cobre. 5. TERCERA PARTE 1. Introducir el electrodo de Cobre (cátodo). después extraer el electrodo de la solución.Escriba las reacciones que se llevan a cabo en los electrodos. con un voltaje de 6 Volts. en la celda electrolítica. Hacer circular corriente eléctrica durante 30 segundos. al terminar apagar la fuente de corriente. Observar y tomar nota. CUESTIUONARIO 1. observar y tomar nota. hacer circular corriente eléctrica durante 30 segundos y un voltaje de 6 Volts. Preparar otro electrodo de Cobre como en la primera parte (puntos 2 y 3 ).Indique todo lo que se requiere para que exista depósito en el cátodo.4. 2. Instalar al centro de la cuba y dentro de la solución caliente el material poroso. NOTA: Si el tiempo del depósito es excesivo. se observara que se forman “lengüetas” en el cátodo. Preparar el tercer electrodo de Cobre como la primera parte repitiendo los pasos 2 y 3. además un suministro de corriente eléctrica que provocara la reacción de óxido-reducción.. Reacción electrolítica NiSO4 Ni2 + 2e Reacción anódica Ni Ni2+2e Reacción catódica Ni2+2e Ni 13 . Acercar el cátodo de 1 a 2 pulgada de separación con el ánodo. debido a una densidad de corriente muy alta.. Un ánodo y un medio acuoso donde se descompone el electrolito y los electrodos. 3. desconectar después de transcurrido el tiempo indicado. Posteriormente hacer circular una corriente eléctrica de 6 Volts durante 30 segundos. 9..¿Cuál es el efecto de la concentración de la solución en la parte experimental? Más concentrada la solución se tiene una mayor cantidad de iones y se obtiene un mayor recubrimiento en menor tiempo.¿Qué efecto se logra al introducir un material poroso en el centro de la solución (separando el ánodo y el cátodo)?. 8...¿Qué efecto tiene el acercar el cátodo al ánodo? El recubrimiento es mayor porque el viaje de los electrones del ánodo al cátodo conforme a la distancia es menor....¿Qué función tiene la Fuente de Poder en la práctica? El suministrar una corriente continúa para generar nuestra reacción ya que es una reacción no exponencial 4. 6. La barrera selecciona o impide el paso fluido de iones del ánodo al cátodo 7. 5.¿Por qué se requiere hacer un decapado previo a las muestras? Principalmente el decapado se hace para hacer un tipo de limpieza al material y se obtenga una muestra más clara y un mayor recubrimiento.¿Cuál es la diferencia entre una celda electrolítica y una celda Galvánica? la celda electrolítica utiliza la energía eléctrica para producir una reacción química mientras que la celda galvánica produce una corriente eléctrica de una reacción química espontanea.El paso de un Faradio ¿que ocasiona? Que se deposite o se desprenda un equivalente químico de cualquier sustancia.3.. 14 . Conclusión A menor distancia mayor niquelado. El flujo de corriente hizo que el ánodo se una al polo positivo y el cátodo al polo negativo de la fuente de energía. Lo contrario que ocurre con el experimento 2 ya que como fue menor la distancia entre ellos ocurre un mayor niquelado (recubrimiento) en comparación al experimento 2 y en el experimento 3 por estar separados el ánodo y el cátodo por una pared porosa hubo un menor recubrimiento. 15 . y esto hace a que ocurra una oxidación del ánodo y una reducción del cátodo. y con obstrucción entre los electrodos el niquelado será menor.OBSERVACIONES Y CONCLUSIONES Laris Reyes Lizeth Vianey Observaciones En el experimento 1 primero se introdujo en una cuba con una disolución de un electrolito el Niquel (ánodo) y posteriormente el Cobre (cátodo) y al hacer circular una corriente pudimos observar que de acuerdo a la distancia que era mayor entre dichos electrodos el Cobre sufre un niquelado (recubrimiento) a una menor velocidad. Flores Lima José Ricardo OBSERVACIONES En el primer experimento por la distancia que había entre el ánodo y cátodo que era muy larga el niquelado fue muy poco y con un tiempo mayor. el cátodo es el níquel y éste se reduce. 16 . por lo tanto el electrodo de sacrificio es el cobre el cual quedó corroído. CONCLUCIONES Lo que se realizó en el electrodo de cobre fue un niquelado pues en la celda electrolítica se depositan iones de níquel. En el segundo experimento por la distancia que había entre el ánodo y el cátodo que era muy corta el niquelado fue mayor y un menor tiempo En el tercer experimento por el material poros causo que el niquelado fuera muy mínimo. El ánodo es el cobre y éste se oxida. Por eso se dice que por medio de la experimentación podemos comprobar que con la energía eléctrica podemos realizare reacciones de óxido reducción. West Donald M. 847. 846. Bruce E. Primera Edición. H. “Teoría básica de electroquímica por objetivos” Autor: Rios M. 102. 845. Holler F. 503. Instituto Politécnico Nacional. Páginas consultadas: 502. Eugene LeMay. Brown. “Manual básico de corrosión para ingenieros” Autor: Hijes Félix C. Bursten y Catherine J. 850. Fecha de edición: Agosto 1978. Páginas consultadas: 68. Octava edición. 17 .69.BIBLIOGRAFIAS “Química La Ciencia Central” Autores: Theodore L. Gómez de Leon Universidad de Murcia Impreso en España Páginas consultadas: 101. Editorial: Pearson Educación Decimoprimera edición Páginas consultadas: 843. Murphy.. 848. 849. 73. 851. James y Crouch Stanley R.74.. Dolores. “Fundamentos de Química analítica” Autores: Skoog Douglas A. 852 y 853. Editorial: CENGAGE Learning. 507. 844.