Nombre: Valdospino Cevallos Denisse

Paralelo: 2

Profesor: PhD. Joel Vielma

Fecha de entrega: 14/noviembre/2016

Guayaquil - Ecuador

ESPOLLABORATORIO DE

QUÍMICA GENERAL 22DO TÉRMINO2016 - 2017

DETERMINACIÓN DEL FARADAY Y EQUIVALENTE GRAMO DEL COBRE

Ilustración 1. Foto tomada en el laboratorio de Química General 2. Practica #3

1. Tema:

DETERMINACIÓN DEL FARADAY Y EL EQUIVALENTE GRAMO DEL COBRE

2. Marco teórico

Es posible utilizar energía eléctrica para producir reacciones de oxidación – reducción, las cuales dado la aplicación de energía ya no serán espontáneas; estos procesos que son impulsados por una fuente externa se llaman reacciones de electrólisis y se producen en las celdas electrolíticas. Estas celdas constan de dos electrodos en una disolución o una sal fundida, una batería es la que se encarga de ceder los electrones a uno de los electrodos y los acepta desde el otro. (BROWN, 2009).

La estequiometría de una media - reacción indica cuantos electrones son necesarios para alcanzar un procesos electrolítico. En una media – reacción la cantidad de sustancia que se oxida o se reduce durante la electrólisis es directamente proporcional al número de electrones que se introducen en la celda, o en otras palabras es directamente proporcional a la carga que pasa por el electrolito. Esto es conocido como la primera ley de Faraday. (BROWN, 2009).

Existe también una segunda ley de Faraday que es mencionada en el folleto de prácticas y que indica lo siguiente; las masas de distintas sustancias liberadas por el paso de una misma cantidad de electricidad son directamente proporcionales a sus

Ilustración 2. Electrólisis del cloruro de sodio fundido, arriba se muestran las reacciones que se producen; los iones de cloro se oxidan y los de sodio se reducen. La temperatura de fusión del cloruro de sodio puro es de 801°C. Fuente: libro de Brown, Capítulo 20 Electroquímica.

respectivos pesos equivalentes. (Escuela Superior Politecnica del Litoral - ICQ,2003).

3. Objetivo general

Por medio de la electrólisis del agua acidulada, se comprobará la ley de Faraday.

Obtener experimentalmente el equivalente gramo del cobre (Cu).

4. Objetivos específicos

Se realizará la electrólisis de la solución de ácido sulfúrico. Se medirá el tiempo que se tarda en producirse 15 ml de hidrógeno,

conociendo la intensidad de corriente aplicada. Se determinará la diferencia de masa que se produce en el ánodo, es decir

en la placa de cobre.

5. Materiales y equipos

Equipos y materiales Equipos y materiales Batería Amperímetro Pinzas Interruptor Terminales tipo lagarto Cables Soporte universal Placa de cobre (Cu) Vaso de precipitación 100ml Electrodo de hierro (Fe) Agarradera para tubo de ensayo Probeta graduada 20 ml Tubo de ensayo Lápiz demográfico y algodón

Reactivos

Ácido sulfúrico 0,5 M

1.

2.

3.

4.

5.

6. Procedimiento experimental

En el tubo de ensayo que se encontraba marcado (15ml), se colocó la solución de ácido sulfúrico 0,5 M. Se llenó el tubo para de esta forma evitar que existan burbujas de aire al momento de tapar, para tapar el tubo se utilizó un agodón humedecido.

En el vaso de precipitación se colocó la solución de ácido sulfúrico a una altura conveniente para que la placa de cobre se sumerja en la solución sin llegar a el punto de soldadura que la une con el cable. Luego de esto se procedió a invertir el tubo de ensayo y colocarlo dentro de la solución que se encuentra en el vaso de precipitación.

Una vez dentro el tubo de ensayo , se procedió a retirar el algodón con la ayuda de un alambre, y se observó que no se produjo alguna burbuja de aire .Se procedió a colocar dentro del vaso de precipitado el ánodo (placa de cobre) y el cátodo (electrodo de hierro), los cuales se ubicaron a cierta distancia, tal cual se muestra en la figura de la práctica.

Luego se conectó correctamente el circuito, guiándose por la figura que se encuentra en el manual de prácticas, el terminal positivo de la batería se conectó a la placa de cobre (está placa había sido previamente pesada y este valor estaba en un papel anotado); el terminal negativo de la batería se conectó al terminal negativo del amperímetro y el positivo del amperímetro se conectó al interruptor y el cable que sale de este se conectó al cátodo o electrodo de hierro.

Una vez conectado correctamente el circuito y con un cronómetro en mano se cerró el interruptor y se tomó la lectura del amperímetro y se activó el cronómetro.Una vez se recoguieron los 15 ml de hidrogeno se anotó lo que señalaba el amperímetro, se interrumpió el paso de corriente y se paró el cronómetro.Se determinó la altura de la columna de agua, temperatura de la solución y la presión barométrica y se anotaron todos estos datos en la tabla.Finalmente se enjuagó la placa de cobre con agua destilada, se la secó y se la llevo a la balanza analítica para conocer cuál es la masa final del ánodo.

7. Resultados obtenidos

Tabla 1. Datos

Momento de la electrólisisInicio 0.00 s

FÍn 781.8 s

Intensidad de la corrienteAl principio 1.45 x 10-3

Al final 1.45 x 10-3

Volumen de hidrógeno obtenido 15 ml = 0.015 l

Altura de la columna de agua 0.0 m

Presión barométrica 760 mmHg = 1 atm

Temperatura 28°C = 301 °K

Masa del ánodo de CobreInicial 10.5148 gr

Final 10.4804 gr

Cálculos

Reacciones en el ánodo y en el cátodo

Cu→Cu2+2e−¿ ¿

2H+¿+2e−¿ →H 2¿ ¿

Fórmula para calcular la presión parcial del hidrógeno en atmosferas, tomando en consideración la presión atmosférica, la presión de la columna líquida y la presión del vapor de agua.

Presión H 2=Po−Ph−P v

Presión H2=1−0−0.037

Presión H 2=0.963atm

Fórmula para calcular el número de moles de hidrógeno.

PV=n RT

(0.963 )atm (0.015 ) l=n (0.082 ) atm×lmol×°K

(301 )° K

n=0.963×0.0150.082×301

mol

n=5.85×10−4mol

Tiempo de duración de la electrólisis.

Tiempoelectrólisis=Tiempo fin−Tiempo inicio

T e=781.8 s−0.0 s=781.8 s

Carga que ha pasado durante la electrólisis.

q=I × t

q=(1.45×10−3 ) Cs× (781.8 ) s=113.361C

Obtención del Faraday.

F= qn(¿de moles)

= 113.361C1.17×10−3mol

=96889.74 Cmol

Masa perdida en el ánodo de Cobre.

masaperdida=masainicial−masafinal=10.5148gr−10.4804 gr

masaperdida=0.0344 gr deCu

Obtención del equivalente gramo del cobre.

e qgramoCu=masaperdida×F

q

e qgramoCu=0.0344×96889.7113.361

=35.299

Tabla 2. Resultados

Presión de la columna de agua en el tubo 0 atm

Presión del vapor de agua 0.037 atm

Presión parcial del hidrógeno 0.963 atm

Moles formados de H2 5.85 x 10-4 mol

Moles reducidos de H+ 1.17 x 10-3 mol

Intensidad media de la corriente durante la electrólisis

1.45 x 10-3 A

Tiempo de duración de la electrólisis 781.8 s

Carga que ha pasado durante la electrólisis 113.361 C

Valor del Faraday 96889.7 C/mol

Masa perdida por el ánodo de cobre 0.0344 gr

Equivalente gramo del cobre 35.299

8. Análisis de los resultados

Durante la práctica se pudo observar y determinar que a mayor intensidad de corriente, la electrólisis se llevará a cabo más rápido. Esto debido a que se tuvo la oportunidad de unir dos grupos y realizar en cada uno el mismo proceso con diferente intensidad de corriente.Durante la electrolisis se puede ver como se comienza a producir el Hidrógeno y lo que se ve en el tubo de ensayo es como se producen burbujas mientras disminuye el nivel de la solución.Se obtuvo los siguientes errores porcentuales, para el equivalente gramo del cobre y para el valor del Faraday.

%Error=|valorteórico−valorexperimental|

valor teórico×100

%Error F=¿96500−96889.7∨ ¿96500

×100=0.42%¿

%Error eqgramoCu=¿31.77−35.299∨ ¿31.77

×100=11.09%¿

Los motivos por los cuales se considera que se produjo el erroR en la determinación del equivalente gramo del cobre son, porque probablemente no se secó bien la placa al enjuagarla después de la electrólisis o también este error puede haberse sido producto de que en la placa de cobre había un punto de soldadura que se sumergía en la solución y que seguramente no reaccionó igual que el cobre ante la electrólisis, además es importante señalar que el valor de la masa de la placa en la balanza analítica no se mantenía estable, esto debido a que probablemente había aire dentro de la caja de vidrio y el valor que se escogió fue el primero en mantenerse por un tiempo estable.El valor de Faraday es una constante que en este caso se la obtuvo haciendo cálculos con los valores experimentales, y el error porcentual es de 0,42%; es decir el valor determinado experimentalmente no difiere en gran cantidad al valor teórico.

9. Conclusiones y recomendaciones

Se comprobó que existe la liberación de masa durante la electrólisis, en este caso, esto sirvió para obtener el equivalente gramo experimental del cobre. Y se comprobó que esta cantidad es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que pasa por el electrolito.

Se obtuvo el valor de la constante de Faraday de forma experimental. Se recomienda que para reducir los errores porcentuales, se evite mover

los electrodos una vez iniciada la electrólisis. Se recomienda antes de iniciar la electrólisis, verificar que la placa anódica

se encuentre sumergida en la solución sin que se sumerja el punto de soldadura, además se recomienda observar las conexiones en el circuito comparando las instaladas en la práctica con las que se muestran en el folleto.

En cuanto a la placa de cobre, se recomienda antes de volver a pesar, una vez finalizada la electrólisis, que esta después de ser enjuagada sea bien secada por que de esta forma se reducirá también el error al calcular el equivalente gramo.

10. Bibliografía

(2009). Química la Ciencia Central. En L. B. BROWN, Química la Ciencia Central (págs. 842 - 872). México: Pearson Pretince Hall.

Escuela Superior Politécnica del Litoral - ICQ. (2003). Manual de Prácticas de Química General 2. Guayaquil.