ESTUDIANTES:

JORGE MENDOZA BARROS JEFFERSON PROAÑO MENENDEZ

Fecha: 9 de junio de 2011

1. Título de la Práctica: DETERMINACIÓN DEL FARADAY Y EQUIVALENTE GRAMO DEL COBRE

Estudiantes: Jorge Mendoza Barros - Jefferson Proaño Menéndez

Grupo No.:

Paralelo: 3

Profesor: Ing. Raúl Paz Chávez

2. Objetivo de la Práctica

Comprobar por medio de la electrólisis del agua acidulada, la ley de Faraday.

Determinar experimentalmente el peso del equivalente gramo del cobre.

3. Resumen Teórico

Se define al Faraday como la cantidad de electricidad necesaria para producir un equivalente-gramo de sustancia en cada electrodo durante la electrólisis, es la carga de

6,022∗1023 electrones.

Primera ley de Faraday:

“La masa de una sustancia liberada en una electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que ha pasado a través del electrolito”.

m=q∗K

Donde: m = masa de una sustancia liberada o de electrolito descompuesto.q = cantidad de electricidadK = equivalente electroquímico (cantidad de electrolito descompuesto o de sustancia liberada por 1 Coulombio de electricidad)

Segunda ley de Faraday:

“Las masas de distintas sustancias liberadas por una misma cantidad de electricidad son directamente proporcionales a sus pesos equivalentes.

En este experimento se deberá determinar el valor del Faraday midiendo la cantidad de electricidad (la carga) que se necesita para reducir 6.02∗1023 cationes H+.

La carga eléctrica se mide en Coulombios, siendo 1 Coulombio la cantidad de electricidad que atraviesa en un segundo una sección del conductor, cuando la intensidad es de 1A. Así pues multiplicando la intensidad (en amperios) por el tiempo (en segundos) se obtendrá la carga transportada (en Coulombios).

q=I∗t

Se deberá proceder a la electrolisis de una solución ácida sulfúrico y medir el volumen de hidrógeno producido por una corriente de intensidad conocida durante un tiempo determinado. A la vez que se desprende gas hidrógeno en el cátodo, el ánodo de cobre se oxida formándose cationes cúpricos que pasan a la disolución.

Midiendo la masa perdida del ánodo de cobre, se podrá hallar la masa de ese metal oxidado por 1 Faraday, esto es, la masa de 1 equivalente gramo de cobre.

4. Equipos, materiales y reactivos

Equipos y Materiales

AmperímetroBateríaInterruptorPinzasCablesElectrodo de HierroTerminales tipo lagartoPlaca de CobreSoporte universalAgarradera para tuboTubo de ensayoVaso de precipitación de 100 mlProbeta graduada de 20 mlAlgodón

Reactivos

Acido Sulfúrico 3M

5. Esquema de procedimiento

En un tubo de ensayo coloque 15 ml de agua exactamente medidos en una probeta graduada y señale en el tubo con un lápiz demográfico el volumen del agua.

Deseche el agua y luego llene el tubo con la solución electrolítica del ácido sulfúrico 3M.

Tape el tubo con algodón humedecido y móntelo invertido en la solución que tiene el vaso.

Pese la placa anódica en una balanza analítica.

Coloque en un vaso, la placa y el cátodo separándolo uno del otro.

Conecte la placa de cobre con el polo positivo de la batería y el cátodo con el polo negativo de la misma, intercalando en serie un amperímetro y un interruptor.

Cierre el interruptor y anote el tiempo y la lectura del amperímetro.

Durante la electrólisis hay que cuidar de no mover los electrodos.

Deje que la electrólisis proceda hasta que se hayan recogido exactamente 15 ml de hidrógeno y anote otra vez lo que señala el amperímetro. Interrumpa la corriente y anote el tiempo.

Determine luego la altura de la columna de agua en el tubo cuando tiene 15 ml de gas, la temperatura de la disolución y la presión barométrica.

Enjuáguese el ánodo de cobre en un vaso de agua destilada, seque con papel filtro y pese en la balanza analítica.

6. Tablas de Datos

TABLA No. 6.1: Datos Generales

Momento de iniciarse la electrólisis 14h24 (t=0 seg )Momento de terminarse la electrólisis 14h 40(t=960 seg)Intensidad de la corriente al inicio 110mAIntensidad de la corriente al final 125mAVolumen de hidrógeno obtenido 15mlAltura de la columna de agua 1.5mmH 2O=0.12mmHgPresión barométrica 760mmHgTemperatura 25 °CMasa inicial del ánodo de cobre 10.4812gMasa final del ánodo de cobre 10.4409 g

TABLA No. 6.2: Presiones de vapor de agua a distintas temperaturas

TEMPERATURA(ºC)

PRESION(mm Hg)25 23.826 25.227 26.728 28.329 30.030 31.831 33.732 35.7

33 37.734 39.935 42.2Tabla Nº 6.3: Datos de intensidad de tiempo durante la electrolisis

Tiempo (seg) Intensidad de corriente (mA)0 110160 130320 130480 120640 120800 125960 1257. Cálculos

Oxidación de H2

2H+¿+2e→H 2¿

Presión parcial de Hidrógeno:

Patm=PH 2+P vapH 2O

+PH 2O

PH 2=Patm−Pvap H 2O

−PH2O

PH 2=760−26.7−0.12

PH 2=0.965atm

Moles formados de H2

PV=nRT

n=PVRT

n=(0.965atm )(15

ml∗1 l1000ml

)

(0.082atm∗l° K )(27+273)° K

n=0.00058mol H 2

Moles reducidos de H+:

n¿

n¿

n¿

Carga durante la electrólisis:

q=I prom∗t

q=(122∗10−3 A ) (960 seg )

q=117.12C

Valor de Faraday

F= qn¿¿

F= 117.12C0.00116mol

F=1.01∗105 Cmol

Equivalente gramo del Cobre:

Peq=mpérdida Cu

n¿¿

Peq=(10.4812−10.4409 )g

0.00116mol

Peq=34.74gmol

8. Tabla de Resultados

Tabla 8.1: Resultados obtenidos

Presión de la columna de agua en el tubo (atm) 0.12Presión del vapor de agua (atm) 0.035Presión parcial de hidrógeno (atm) 0.965Moles formados de H2 0.00058Moles reducidos de H+ 0.00116Intensidad media de la corriente durante la electrólisis (mA) 122Tiempo de duración de la electrólisis en segundos 960Carga que ha pasado durante la electrólisis (Coulombios) 117.12Valor de Faraday (Coulombios/mol de H+) 1.01∗105

Masa perdida por el ánodo de cobre (g) 0.0403Equivalente-gramo del Cobre 34.74

Se añade a esta sección la eficiencia del experimento y el porcentaje de error en los valores obtenidos en la constante de Faraday y en el Equivalente-gramo del Cobre.

E=V práctico

V teórico

∗100

% error=|V teórico−V práctico

V teórico|∗100

Tabla 8.2: Eficiencia y porcentaje de error.

V teórico V práctico E(%) % errorConstante de Faraday 96487 101000 105 5

Equivalente-gramo de Cu 31.7 34.74 99.2 10.5

9. Análisis de Resultados

De acuerdo a los resultados podemos decir que:

La intensidad de corriente prácticamente permanece constante durante la electrólisis.

La intensidad de corriente varia un poco entre 5 y 10 mA.

El electrodo de Cu que es el ánodo y por lo tanto se oxida, pierde masa.

La presión parcial del hidrógeno depende de la presión atmosférica, la presión del agua y la del vapor de agua.

Los valores de eficiencia en la práctica realizada demuestran que la misma fue realizada con éxito, ya que los resultados de constante de Faraday y Equivalente-gramo de Cobre son cercanos a los teóricos.

El porcentaje de error en los valores obtenidos en la práctica son mínimos, lo que confirma la probidad de la experiencia.

10. Observaciones, Recomendaciones y Conclusiones

La I se puede decir que permanece constante durante la electrólisis

La intensidad de corriente varia un poco entre 5 y 10 mA

Ya que el electrodo de Cu se oxido, este perdió electrones y por tanto masa, esto se comprobó cuando se peso el electrodo de Cu al final del experimento.

11. Bibliografía

http://es.wikipedia.org/wiki/Conductividad_el%C3%A9ctrica

Manual de prácticas de Química General II (ESPOL)

Química General RAYMOND CHANG.

12. Firma y fecha de entregaGuayaquil, 16 de junio de 2011

Jorge Mendoza Barros ……………………………………..

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