INSTITUTO POLITECNICO NACIONALUNIDAD PROFECIONAL INTERDICIPLINARIA DE INGENIERIA Y CIENCIAS SOCIALES Y ADMINISTRATIVAS PRACTICA No: 7 NOMBRE DE LA PRÁCTICA: ELECTROQUIMICA MATERIA: QUIMICA INDUSTRIAL (EXPERIMENTAL) ALUMNO: GOMEZ PELCASTRE JORGE LUIS SECUENCIA: 2IV33 EQUIPO DE LABORATORIO: INTRODUCCION TEORICA. en una subdisciplina conocida como análisis potenciométrico. se conoce como un "acumulador de energía eléctrica". la electroquímica se encarga de estudiar las situaciones donde se dan reacciones de oxidación y reducción encontrándose separadas. Esto último es motivo de estudio de la química analítica. se encuentran en un entorno conectado a un circuito eléctrico. que puede ser un metal o un semiconductor) y un conductor iónico (el electrolito) pudiendo ser una disolución y en algunos casos especiales. Electroquímica es una rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química. Si una reacción química es conducida mediante una diferencia de potencial aplicada externamente. . En cambio. galvánicas y electrolíticas. si la caída de potencial eléctrico es creada como consecuencia de la reacción química. En otras palabras. 3) El alumno determinara la masa de cobre depositado en una celda electrolítica. pues mediante este tipo de reacciones se llevan a cabo los procesos que generan electricidad o en caso contrario. 2) El alumno determinara el potencial estándar de celdas formadas por diferentes pares metálicos. y su importancia en la electroquímica es vital. las reacciones químicas que se dan en la interface de un conductor eléctrico (llamado electrodo.2 PROFA: NAVA TIRADO MARIA DOLORES Practica No. son producidos como consecuencia de ella. físicamente o temporalmente. Las reacciones químicas donde se produce una transferencia de electrones entre moléculas se conocen como reacciones redox. también llamado batería o celda galvánica. 7 ELECTROQUIMICA OBJETIVO: 1) El alumno identificara los componentes de celdas electroquímicas. se hace referencia a una electrólisis. ELECTROQUIMICA. un sólido. En general. semiconductores. El ánodo se define como el electrodo en el que se lleva a cabo la oxidación y el cátodo donde se efectúa la reducción.CELDAS ELECTROQUIMICAS.1 En una celda galvánica donde el ánodo sea una barra de Zinc y el cátodo sea una barra de Cobre. las disoluciones se conectan mediante un conductor por el que pasan los cationes y aniones. También se usa mucho el grafito debido a su conductividad y a su bajo costo. La corriente eléctrica fluye del ánodo al cátodo por que existe una diferencia de potencial eléctrico entre ambos electrolitos. quienes fabricaron las primeras de este tipo a fines del S. Los electrodos pueden ser de cualquier material que sea un conductor eléctrico.1 Las celdas electroquímicas tienen dos electrodos: El Ánodo y el Cátodo. La Celda Electroquímica es el dispositivo utilizado para la descomposición mediante corriente eléctrica de sustancias ionizadas denominadas electrolitos o para la producción de electricidad. en honor de los científicos Luigi Galvani y Alessandro Volta. También se denomina fuerza electromotriz (fem) o bien comopotencial de celda. En condiciones normales. y unidas por un puente salino se la conoce como Pila de Daniell. XVIII. el ánodo se escribe primero a la izquierda y los demás componentes aparecen en el mismo orden en que se encuentran al moverse de ánodo a cátodo. Esa diferencia se mide con la ayuda de un voltímetro y es conocida como el voltaje de la celda. conocido como puente de sal (o como puente salino). . También se conoce como celda galvánica o voltaica. Para completar el circuito eléctrico. Los cationes disueltos se mueven hacia el Cátodo y los aniones hacia el Ánodo. La doble línea vertical representa el puente salino. Sus semi-reacciones son estas: La notación convencional para representar las celdas electroquímicas es un diagrama de celda. Por convención. ambas sumergidas en soluciones de sus respectivos sulfatos. para la pila de Daniell el diagrama sería: Este diagrama está definido por: ANODO --> CATODO Electrodo negativo/electrolito // Electrolito/electrodo positivo (el / indica flujo de electrones y el // significa puente salino) La línea vertical representa el límite entre dos fases. como metales. Consultar pagina 63-64 FOTOS DE APOYO AL DESARROLLO EXPERIMENTAL. . 4 Electrodos 1 Celda (frasco con tapa) 1 Cronometro 1 Balanza electrónica 1 Potenciómetro (pH metro de campo) 1 Vidrio de reloj 1 Termometro 2 Cables y caimanes para conexión 2 Guantes desechables de polietileno Papel secante y lija de esmeril.d.Material y Equipo: Sustancias o Reactivos 1 voltímetro 1 fuente de poder de c. Solución electrolito de H2SO4 al 10% v Solución electrolítica de CuSO4 1M Acetona o etanol Agua destilada detergente DESARROLLO EXPERIMENTAL: Idéntico al manual. 2 ELECTROLISIS.120 v pH de la solución: 0 TABLA No.9 g Tiempo 300 s Intensidad de corriente 1A pH de la solución: 1 pH final: 3 .7767 1.4 g Masa final de cobre (Cu) 21. 1 CELDAS ELECTROQUIMICAS.4 g Temperatura de la solución: 18ºC Temperatura final: 20 ºC Masa final de hierro (Fe) 15.9987 1. Masa inicial de cobre (Cu) 21.440 v 0.DATOS EXPERIMENTALES TABLA No. Celda 1 2 3 Ánodo Cátodo Hierro Aluminio Aluminio Cobre Cobre Hierro Temperatura de la solución: 22ºC Voltaje teórico (calculado) 0.2 g Masa inicial de hierro (Fe) 15.222 Voltaje leído (experimental) 0.570 v 0. 662 – 0.Eºcatodo a) Hierro – Cobre Eºcelda=0.2 g) / (0.2479 g 3.2479 g)] x 100 = 80.77 (g / eq-g) / 96500 C = 8. Voltaje teórico esperado con cada uno de los pares de metales insertados en la solución electrolito de acido sulfúrico Eºcelda=Eºanodo . depositado en la placa de hierro en el experimento Nº 2 m = (eeq)(i)(t) eeq = Peq / 96500 C Peq = PM / valencia Peq = 159.662 – (-0.77 (g / eq-g) eeq = 79.44 = 1.9987 c) Aluminio – Hierro Eºcelda= 1. Calculo de la masa de cobre que teóricamente se espera obtener. Eficiencia del proceso de electrolisis ɳ=[(masa real obtenida de Cu) / (masa teórica esperada)] x 100 ɳ=[(0.2663 x10-4 (g/C) m = 8. con respecto a los teóricamente esperados en cada una de las celdas electroquímicas? .3367) = 0.2663 x10-4 (g/C) * 1 A * 300 s = 0.CALCULOS 1.7767 b) Aluminio – Cobre Eºcelda= 1.6776 % CUESTIONARIO 1) ¿Cómo resultaron los voltajes leídos experimentalmente.54 (g/mol) / 2 (eq-g/mol) = 31.3367) = 1.44v – (-0.222 2. ɳ= 95% .708 3) ¿Qué reacción se lleva a cabo en el ánodo de la celda electrolítica durante el proceso de electrolisis? Se lleva a cabo la oxidación 2+ Cuº(s) -------------Cu + 2e 4) Calcule la cantidad de cromo a partir de una solución de iones Cr3+ que puede depositarse sobre un llavero al paso de una corriente de 500 mA durante 60 minutos si la eficiencia del proceso es del 95 %.5) = 4.333(g / eq-g) eeq = 17. ya que fueron mucho menores.3233 g mtotal = minicial + mteorica = 54.17 g ¿Cuál será su masa final después de cromarlo? Formulas a ocupar: m = (eeq)(i)(t) eeq = Peq / 96500 C Peq = PM / valencia ɳ=[(masa real obtenida ) / (masa teórica esperada)] x 100 Desarrollo matemático: Peq = 52 (g/mol) / 3 (eq-g/mol) = 17.545v b) Mg y Al Eºcelda= (2.045) – (-1.37) – (1. esto pudo haber ocurrido porque no se midió exactamente las cantidades que deben ser.5 A * 3600 s = 0.7962x10-4 (g/C) * 0.3233 g = 54.662) = 0. 2) Calcule el voltaje que se podría obtener con una celda construida por: a) Li y Au Eºcelda= (3.17 g + 0. las condiciones climatológicas e incluso errores humanos.4933 g CONCLUSION.7962x10-4(g/C) m = 1. La masa inicial del llavero es de 54.Los voltajes obtenidos experimentalmente fueron muy lejanos a los teóricos.333(g / eq-g) / 96500 C = 1. C.A 1ª ed. BIBLIOGRAFIA Química General Experimental..En la realización de la práctica aprendimos a observar la electrolisis y la función de celdas electroquímicas.wikipedia. Hess. Edit. http://es.org/wiki/Electroqu%C3%ADmica . Y aprendimos a calcular cual es la masa de cobre formado o existente en un fenómeno electrolítico.E.S. al antes mencionado mediante la separación de soluciones electrolíticas y con ayuda de corriente. México Manual de laboratorio QUIMICA INDUSTRIAL II IPN. George G. la importancia de la utilización de la ionización en la vida cotidiana (industrialmente hablando) ya que se utiliza en la joyería con el recubrimiento de metales más fuertes adhiriendo partículas de otro metal.C. Octubre 1973.