Alumno: Pamela Ramírez Vidal

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Experiencia de cátedra No.2

Título: Leyes de Fáraday y culombímetro de cobre

Fecha de entrega: 03/09/2013

I. INTRODUCCIÓN

Electrolisis

Es un proceso mediante el cual se logra la disociación de una especie de una sustancia llamada electrolito en sus iones constituyentes (aniones y cationes), gracias a la administración de corriente eléctrica.

Básicamente hay dos tipos de electrolitos, los llamados fuertes y débiles. Los utilizados en la electrolisis son los electrolitos fuertes. Esta familia está formada por todas las sales, ácidos fuertes e hidróxidos fuertes. Como bases fuertes podemos citar a las de los metales alcalinos y alcalinotérreos como los hidróxidos de sodio, potasio, calcio y magnesio. Como ejemplos de ácidos fuertes tenemos al ácido clorhídrico, sulfúrico, nítrico y perclórico.

Intensidad de Corriente Eléctrica:

El flujo de carga que recorre un cierto conductor se denomina intensidad de corriente (i) y es la cantidad de coulombs que pasan en un segundo por una sección determinada del conductor. Un coulomb por segundo equivale a 1 ampere, unidad de intensidad de corriente eléctrica.

i=dq /dt por lotanto i=q / t

[ i]=C /s=A(Ampere)

Ley de Ohm:

La ley de Ohm indica que V=IR, es decir que el voltaje es igual al producto de la intensidad por la resistencia, por lo cual la intensidad es proporcional a la diferencia de potencial.

Una fuente de poder se encarga de transformar la energía alterna de 110 V a 220 V que nos entrega la red comercial, a distintas líneas de voltaje DC típicamente 3.3 v, 5 v y 12 v.

Constante y Leyes de Faraday:

En una celda electroquímica, la energía química se transforma en energía eléctrica que, en este caso, es el producto de la fem de la celda por la carga eléctrica total (en coulombs) que pasa a través de la celda:

La constante de Faraday es la cantidad de carga eléctrica que hay en un mol de electrones. Surge de la multiplicación de número de Avogadro por la carga eléctrica del electrón:

F=6,022×1023moléculas−1x 1.602×10−19culombios

F=96484,5561C /mol

Esta constante fue calculada en base a la cantidad de plata sólida depositada en una reacción electroquímica, en la cual se utilizó una determinada cantidad de corriente eléctrica en un cierto tiempo. El valor de esta constante también fue utilizado para calcular el número de moléculas en un mol, es decir el número de Avogadro.

Para realizar cálculos usando esta constante, tenemos que tener en cuenta las siguientes premisas:

La cantidad de sustancia producida por electrólisis es proporcional a la cantidad de electricidad usada. Para una cantidad dada de electricidad, la cantidad de sustancia producida es proporcional a su peso.

La cantidad de corriente o cargas que pasa en un determinado tiempo se puede calcular con la siguiente fórmula:

Q=I x t

Donde Q es la cantidad de cargas en culombios, I es la intensidad de la corriente en amperes y t el tiempo que transcurre, en segundos. Teniendo en cuenta el valor de la constante de Faraday, se puede calcular la cantidad de electricidad requerida para depositar una determinada cantidad de metal, según la siguiente fórmula:

Q=n(e) x F

Donde Q es la cantidad de cargas en culombios, n (e) es la cantidad de moles de electrones y F la contante de Faraday.

II.- DESCRIPCIÓN DEL EXPERIMENTO E INTERPRETACIÓN.

Material

Culombímetro de cobre Voltímetro Un vaso de precipitado

Una fuente electromotriz Cables caimán

Sustancias

CuSO4 (150g) H2SO4 (50 g) CuSO4

CH3CH2OH H2O (1000 mL)

Procedimiento 1

1.-Pesar la placa de cobre y anota el peso inicial.

2.- Introducir el dispositivo ánodo-cátodo en el vaso de precipitados.

2.- Se colocó la solución de CuSO4 concentrada en el vaso de precipitados hasta cubrir las placas de cobre.

3.-Se conectó tanto el ánodo como el cátodo a una fuente de poder.

4.- Se modula la corriente a 0.5 Amperes.

5.-Se deja funcionando todo el dispositivo durante una hora.

6.-Por último se pesa nuevamente la placa de cobre para conocer la masa final de esta.

II. CÁLCULOS Y ANÁLISIS DE RESULTADOS

7 cm de alto

5cm de ancho

Para el área se tomaron en cuenta las dos caras. A= 70 cm2

Criterio para considerar correcto el procedimiento:0.002<ρcorriente<0.02 

ρcorriente=QcorrienteAde contacto=7.143x 10−03Cscm2=7.14mAcm2¿=i∗tFi=0.5 At=3600 s

¿=0.01888eq

Peso inicial del cátodo=122.0221 gPeso finaldel cátodo=122.59 gPesodel depósito=0.5713 g

(0.57 gdeC u0)( 1molCu °63.55 gdeCu °

)( 2eqC u2

1eqCu°)=0.0179eq

% error=0.0188−0.01790.0188

∗100%=4.7 %

III. CUESTIONARIO

1.- ¿Qué nos dicen las leyes de la electrólisis de Fáraday? ¿Estas leyes se aplican solo a las celdas electrolíticas?

Las leyes que rigen los procesos electrolíticos fueron establecidas por Michael Faraday:

1. la masa de un elemento depositado en cualquiera de los electrodos durante la electrolisis es directamente proporcional a la cantidad de carga Q que pasa a través de un electrolito.

2. La masa producida de diferentes sustancias por la misma cantidad de electricidad es directamente proporcional, a las masas molares de las sustancias en cuestión, e inversamente proporcional a l número de electrones en cada semi reacción

2.- ¿Qué sucede durante la electrólisis de una solución de sulfato de cobre entre electrodos de cobre?

Cu0−2e−¿→Cu2+¿Oxidación …………………….. Anodo ¿ ¿

2H+¿+2e−¿→H 2 Reducción…………………….…Catodo¿ ¿

Cu0+2H+¿ , SO42−¿→Cu

2+¿+H2ReacciónGeneral ¿

¿ ¿

H 2SO4+Cu→CuSO4+H 2

3.- Analizar lo que pasa en cada electrodo y explicar lo que sucede con la concentración de la solución de CuSO4 durante la experiencia.

Con forme pasaba el tiempo, la disolución mantuvo la misma concentración.

4.- Explicar que son el voltámetro y los culombímetros? Dar tres ejemplos de ellos.

El voltámetro ó culombímetros consta de dos electrodos: uno positivo (el ánodo), por donde llega la corriente y otro negativo (el cátodo) que es por donde sale.

Voltámetro de plata: Este es el tipo más preciso. Consiste en dos platos de plata en una solución de nitrato de plata. Cuando la corriente fluye, la plata se disuelve en el ánodo y se deposita en el cátodo. Luego se pesa el cátodo, y se hace fluir la corriente durante un tiempo específico, y después se vuelve a pesar el cátodo, una y otra vez.

Voltámetro de cobre: Este es similar al de plata, pero el ánodo y cátodo son de cobre y la solución es sulfato de cobre, acidificada con ácido sulfúrico. Es más barato que el voltámetro de plata pero menos preciso.

Voltámetro de Hofmann:El ánodo y cátodo son de platino y para la solución se usa ácido sulfúrico diluido. Se libera hidrógeno en el cátodo para luego ser recolectado en un tubo graduado para que su volumen pueda ser medido. El volumen es ajustado a presión y temperatura estándar y la masa del hidrógeno es calculada por su volumen.

5.- ¿Cuánto fueron los equivalentes formados durante el experimento y cuál fue la cantidad, en gramos, procesados en los electrodos? Pesodel depósito=0.5713 g

(0.57 gdeC u0)( 1molCu °63.55 gdeCu °

)( 2eqC u2

1eqCu°)=0.0179eq

6.- ¿Para qué se agrega el alcohol etílico en la solución de CuSO4 en el culombímetro?

Para que no se deposite cobre en las placas

7.- Para el experimento realizado se emplea una corriente de 0.5 A, durante 1 h. Estimar la cantidad, en gramos, de cobre que se procesaría en cada electrodo, si hubiéramos pasado una corriente de 1.5 A, durante 3.5 h.

¿=i∗tFi=1.5 At=3.5∗¿)

¿=0.195eq

0.195eq ( 1eqCu°2eqC u2 )( 63.55 gdeCu °1molCu ° )=6.22 g

IV.- CONCLUSIONES.

La intensidad de corriente varia directamente proporcional al área de trasferencia de

carga.

Observamos que la masa de un elemento depositado en cualquiera de los electrodos durante la electrolisis es directamente proporcional a la cantidad de carga Q que pasa a través de un electrolito.

Además la masa producida de diferentes sustancias por la misma cantidad de electricidad es directamente proporcional, a las masas molares de las sustancias en cuestión, e inversamente proporcional a l número de electrones en cada semi reacción .

VI.- REFERENCIAS

Correa Maya Carlos Arturo. Fenómenos Químicos Fondo Cultural Universidad EAFIT