TRABAJO PRÁCTICO N°6: ELECTRÓLISIS Objetivo: Medición de la

QUÍMICA GENERAL Y TECNOLÓGICA – 2010
TRABAJO PRÁCTICO N°6: ELECTRÓLISIS
Objetivo: Medición de la intensidad de corriente que circula por un sistema electrolítico y
determinación del equivalente-gramo del cobre.
Fundamentos Teóricos:
Los elementos que permiten el pasaje de la corriente eléctrica se denominan conductores
(ej: metales, electrolitos) y los que no permiten dicho pasaje se denominan malos
conductores o aislantes (ej: madera, vidrio, goma).
Los electrolitos son sustancias que, disueltas en agua o fundidas, conducen la corriente
eléctrica (algunos ácidos, hidróxidos y sales) y la diferencia entre los metales y los
electrolitos, en cuanto a sus características como conductores de la electricidad, es que los
primeros dejan pasar la electricidad sin sufrir ninguna alteración en su estructura, ya que la
conducción se debe al flujo de electrones a través de los mismos (electrones de valencia),
generando la corriente electrónica. En cambio, los electrolitos se descomponen en iones
(aniones y cationes) y generan una reacción química denominada electrólisis y son estos
iones los responsables de la conducción eléctrica (corriente electrolítica).
Para realizar una electrólisis se debe contar con un aparato o recipiente, llamado cuba
electrolítica, el cual sirve para contener a la solución electrolítica (electrolito en medio
acuoso) y a los dos electrodos; también hay que tener una fuente de energía eléctrica, a la
que se conectarán los electrodos.
Los electrodos son conductores metálicos que recibirán su nombre según cual sea el polo
del generador al que estén conectados, así, el electrodo que se encuentra unido al polo
positivo recibirá el nombre de ánodo y el que se halla unido al polo negativo será llamado
cátodo. Ambos se encuentran sumergidos en la solución en contacto con el electrolito y es en
su superficie donde se producirán reacciones con liberación o consumo de electrones,
generando el intercambio de corriente electrónica y corriente electrolítica. La reacción de
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consumo de electrones se verifica en el cátodo y es una reducción, mientras que la reacción
que libera electrones tiene lugar en el ánodo y es una oxidación.
Cuando se enciende el generador, se produce alrededor de los electrodos un campo
eléctrico provocando la migración de los iones hacia ellos, debido a que los iones, son
átomos o grupos de átomos con carga eléctrica positiva (cationes) o negativas (aniones).
Cátodo
especie oxidada + electrones
Ánodo
especie reducida + electrones
Migración Electrónica:
(flujo de electrones)
Reducción: consumo de electrones
especie reducida
Oxidación: liberación de electrones
especie oxidada
ánodo e–
cátodo
Es importante destacar que en la electrólisis se genera energía química a partir de energía
eléctrica (corriente eléctrica), al contrario de lo generado en una pila o celda galvánica donde
se transforma energía química en eléctrica.
Faraday, tras realizar estudios cuantitativos referentes a la relación entre la cantidad de
electricidad que circula por la solución electrolítica y la cantidad de sustancia depositada y/o
liberada en los electrodos, enunció las siguientes leyes:
1) “La cantidad de un elemento dado que se libera en un electrodo es directamente
proporcional a la cantidad de electrones que pasa a través de la solución.”
2) “Los pesos de los distintos elementos liberados por la misma cantidad de electricidad
son directamente proporcional a sus equivalentes-químicos.”
Relacionando ambas expresiones se deduce la siguiente expresión matemática:
donde: w: peso del elemento liberado o depositado en el electrodo (g)
i: intensidad de corriente eléctrica (amp)
t: tiempo trascurrido (seg)
Eq: equivalente químico (g/eq-q)
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F: constante de Faraday = 1 F = 96500 coul/eq-q = 96500 amp.seg/eq-q (la
cantidad de electricidad que libera un equivalente químico de cualquier elemento es igual a
96500 coulomb)
Técnica Operatoria:
Materiales a utilizar:
# Cuba electrolítica (vaso de precipitado)
# Voltámetro de gas (bureta invertida)
# Fuente o generador
# Amperímetro
# Electrodos de Cu
# Solución de H2SO4
# Cronómetro
# Balanza
# Solución de HCl diluido (solución de enjuague)
# Agua destilada
1) Lavar los electrodos de cobre con ácido clorhídrico diluido y luego con agua destilada.
Secarlos con papel d filtro y pesar el electrodo que se utilizará como ánodo.
2) Colocar el electrodo que funcionará como cátodo dentro del voltámetro de gas.
3) Sumergir ambos electrodos dentro de la cuba, la cual contiene una solución de ácido
sulfúrico (H2SO4).
4) Aspirar por el orificio superior del voltámetro de gas para que la solución de H2SO4
ascienda hasta la parte más alta del tubo y ensarrar a cero. Cerrar la pinza.
5) Conectar el ánodo con el polo positivo de un generador y el cátodo con el polo
negativo, intercalando en serie un amperímetro para medir la intensidad de corriente
que circulará por la solución.
6) Encender el generador y un cronómetro simultáneamente, y realizar la lectura del
amperímetro.
7) Dejar que la electrólisis procesa por aproximadamente 5 minutos. Cumplido el tiempo,
leer nuevamente el amperímetro, detener el cronómetro e interrumpir la corriente al
mismo tiempo.
8) Lavar el ánodo con ácido clorhídrico diluido, enjuagarlo con agua destilada y secarlo
con papel de filtro. Pesarlo.
9) Registrar los datos experimentales obtenidos:
Masa inicial del electrodo de cobre ……………………………………….
Masa final del electrodo de cobre …………………………………………
Diferencia de masa (pérdida) …………………………………………….
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Tiempo transcurrido ………………………………………………………
Intensidad de corriente al inicio ………………………………………….
Intensidad de corriente al final ……………………………………………
Promedio de intensidades ………………………………………………....
NOTA:
Durante la electrólisis tener la precaución de no mover los electrodos, ya que ello alteraría
fuertemente la corriente eléctrica.
Reacciones que tienen lugar en la experiencia:
Ánodo (oxidación):
Cu
Cu2+ + 2 e–
Cátodo (reducción):
2 H+ + 2 e–
H2 ↑
Reacción total:
H2SO4 + Cu
2 H+ + 2 e–
H2SO4 + Cu
CuSO4 + 2 H+ + 2 e–
H2 ↑
CuSO4 + H2 ↑
Informe a Presentar:
1) Cálculos para la determinación del equivalente-gramo del cobre aplicando la
expresión de Faraday mediante los valores obtenidos experimentalmente.
=>
2) Error relativo porcentual cometido en la experiencia.
donde:
Er% error relativo porcentual
Ea → error absoluto
PEex → peso equivalente experimental (calculado en el ítem anterior)
PEt → peso equivalente teórico del cobre:
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PEcu = 31,77 g/eq-q
3) Esquema.
4) Conclusiones.
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