Electroquimica

Instituto Politécnico Nacional

Escuela Superior de Ingeniería Mecánica y Eléctrica

Laboratorio de Química Básica

Título de la Practica: Electroquimica

Grupo: 1CM18

Equipo:3

German López Huesca

José Luis Alvarado Macías

Yael Ramírez Vitte

Luis David Rodríguez Rodríguez

Q,F,P: Abel Betanzos Cruz

27/01/2015

Objetivo:

El alumno aplicará los conocimientos de Electroquimica, para obtener un electro depósito, con los materiales proporcionados en el laboratorio de química.

Introducción:

Electroquímica es una rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química. En otras palabras, las reacciones químicas que se dan en la interfaz de un conductor eléctrico (llamado electrodo, que puede ser un metal o un semiconductor) y un conductor iónico que también es muy importante en el mundo (el electrolito) pudiendo ser una disolución y en algunos casos especiales, un sólido.

Si una reacción química es provocada por una diferencia de potencial aplicada externamente, se hace referencia a una electrólisis. En cambio, si la diferencia de potencial eléctrico es creada como consecuencia de la reacción química , se conoce como un "acumulador de energía eléctrica", también llamado batería, celda galvánica o electrolitica.

Las reacciones químicas donde se produce una transferencia de electrones entre moléculas se conocen como reacciones redox, y su importancia en la electroquímica es vital, pues mediante este tipo de reacciones se llevan a cabo los procesos que generan electricidad o, en caso contrario, son producidos como consecuencia de ella.

Celda Galvánica:

Una celda galvánica o voltaica es un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una reacción redox espontánea. (Se le llama así en honor de los científicos Luigi Galvani y Alessandro Volta, quienes fabricaron las primeras celdas de este tipo.) Los compo- nentes fundamentales de las celdas galvánicas. Una barra de zinc metálico se sumerge en una disolución de ZnSo4 y una barra de cobre se sumerge en una disolución de CuSo4. El funcionamiento de la celda se basa en el principio de que la oxidación de Zn a Zn2+ y la reducción de Cu2+ a Cu se pueden llevar a cabo simultáneamente, pero en recipientes separados, con la transferencia de electrones a través de un alambre conductor externo.

Potenciales estándar de reducción:

Es posible calcular el potencial estándar de reducción de una celda determinada comparando con un electrodo de referencia. Básicamente el cálculo relaciona el potencial de reducción con la redox. Arbitrariamente se le asignó el valor cero al electrodo de Hidrógeno, cuando se encuentra en condiciones estándar. En dicho electrodo ocurre la siguiente reacción:

La reacción se lleva a cabo burbujeando gas hidrógeno en una disolución de HCl, sobre un electrodo de Platino. Las condiciones de este experimento se denominan estándar cuando la presión de los gases involucrados es igual a 1 Atm., trabajando a una temperatura de 25 °C y las concentraciones de las disoluciones involucradas son igual a 1M.

En este caso se denota que:

Este electrodo también se conoce como electrodo estándar de hidrógeno (EEH) y puede ser conectado a otra celda electroquímica de interés para calcular su potencial de reducción.La polaridad del potencial estándar del electrodo determina si el mismo se está reduciendo u oxidando con respecto al EEH. Cuando se efectúa la medición del potencial de la celda.

Este electrodo también se conoce como electrodo estándar de hidrógeno (EEH) y puede ser conectado a otra celda electroquímica de interés para calcular su potencial de reducción.La polaridad del potencial estándar del electrodo determina si el mismo se está reduciendo u oxidando con respecto al EEH. Cuando se efectúa la medición del potencial de la celda:

Si el electrodo tiene un potencial positivo significa que se está reduciendo indicando que el EEH está actuando como el ánodo en la celda (Por ejemplo: el Cu en disolución acuosa de CuSO4 con un potencial estándar de reducción de 0,337V)

Si el electrodo tiene un potencial Negativo significa que se está oxidando indicando que el EEH está actuando como el Cátodo en la celda (Por ejemplo: el Zn en disolución acuosa de ZnSO4 con un potencial estándar de reducción de -0,763 V)

Sin embargo, las reacciones son reversíbles y el rol de un electrodo en una celda electroquímica en particular depende de la relación del potencial de reducción de ambos electrodos. El potencial estándar de una celda puede ser determinado buscando en una tabla de potenciales de reducción para los electrodos involucrados en la experiencia y se calcula aplicando la siguiente fórmula:

Termodinámica de las reacciones Redox:

El siguiente paso es ver cómo se relaciona E°celda con algunas cantidades termodinámicas, como DG° y K. En una celda galvánica, la energía química se transforma en energía eléctrica para hacer trabajo eléctrico como hacer funcionar un motor eléctrico. La energía eléctrica, 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: energía eléctrica = volts × coulombs = joules La igualdad significa que 1 J = 1 C × 1V La carga total está determinada por el número de electrones que atraviesa la celda, así que tenemos carga total = número de e– × carga de un e– En general, es más conveniente expresar la carga total en cantidades molares. La carga eléc- trica de un mol de electrones se denomina constante de Faraday (F), en honor al químico y físico inglés Michael Faraday,1 donde 23–– –19– 1F =6.022×10 e /mole ×1.602× 10 C/e =9.647×104C/mole– Por tanto, la carga total ahora se puede expresar como nF, donde n es el número de moles de electrones intercambiado entre el agente oxidante y el agente reductor en la ecuación redox general para el proceso electroquímico. La fem medida (Ecelda) es el voltaje máximo que la celda puede alcanzar. Por tanto, el trabajo eléctrico hecho wele, que es el trabajo máximo que se puede hacer (wmáx), está dado por el producto de la carga total y la fem de la celda: wmáx = wele = –nFEcelda El signo negativo indica que el trabajo eléctrico lo realiza el sistema (celda galvánica) sobre los alrededores. En el capítulo 18 definimos la energía libre como la energía disponible para hacer trabajo. En específico, el cambio en la energía libre (ΔG) representa la cantidad máxima de trabajo útil que se puede obtener de una reacción: DG = wmáx = wele

Celdas de concentración:

Como el potencial de electrodo depende de las concentraciones de los iones, es factible cons- truir una celda galvánica con dos semiceldas hechas del mismo material, pero que tengan dis- tinta concentración iónica. A este tipo de celda se le conoce como celda de concentración. Considere el caso en que se sumergen electrodos de zinc en dos disoluciones acuosas de sulfato de zinc de 0.10 y 1.0 M. Las dos disoluciones se conectan con un puente salino, y los electrodos se unen con un trozo de alambre, como en el diagrama de la figura 19.1. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, la tendencia para la reducción Zn2+(ac) + 2e– h Zn(s) aumenta con el incremento en la concentración de los iones Zn2+. Por consiguiente, la reduc- ción se llevará a cabo en el compartimiento más concentrado y la oxidación se producirá en el lado más diluido. El diagrama de la celda es

Zn(s)∙Zn2+(0.10 M)∙∙ Zn+2(1.0 M)∙Zn(s).

Corrosión:

La corrosión es definida como el deterioro de un material a consecuencia de un ataque electroquímico por su entorno. De manera más general puede entenderse como la tendencia general que tienen los materiales a buscar su forma más estable o de menor energía interna. Siempre que la corrosión esté originada por una reacción electroquímica (oxidación), la velocidad a la que tiene lugar dependerá en alguna medida de la temperatura, la salinidad del fluido en contacto con el metal y las propiedades de los metales en cuestión. Otros materiales no metálicos también sufren corrosión mediante otros mecanismos.

La corrosión puede ser mediante una reacción química (redox) en la que intervienen dos factores:

la pieza manufacturada (la concepción de la pieza: forma, tratamiento, montaje)

el ambiente (por ejemplo, un ambiente cerrado es menos propenso a la corrosión que un ambiente abierto)

O por medio de una reacción electroquímica

Los más conocidos son las alteraciones químicas de los metales a causa del aire, como la herrumbre del hierro y el acero o la formación de pátina verde en el cobre y sus aleaciones (bronce, latón).

Baterías:

Una batería es una celda galvánica, o un conjunto de celdas galvánicas combinadas que pueden servir como fuente de corriente eléctrica directa a un voltaje constante. Aunque, en principio, una batería funciona igual que las celdas galvánicas,la batería tiene la ventaja de que posee todos los componentes necesarios y no requiere adi- tamentos auxiliares, como los puentes salinos. La batería de celda seca: Las celdas secas no tienen un componente fluido. La más común es la celda de Leclanché, que se utiliza en las lámparas portátiles y en los radios de transistores. El ánodo de la celda es un contenedor de zinc en contacto con dióxido de manganeso (Mno2) y un electrólito. El electrólito es una disolución de cloruro de amonio y cloruro de zinc en agua mezclada con almidón para que adquiera una consistencia pastosa espesa y no haya fugas .El cátodo es una barra de carbón inmersa en el electrólito en el centro de la celda. Las reacciones de la celda son:

2+ – Zn(s) h Zn (ac) + 2e 2NH+4 (ac) + 2Mno2(s) + 2e– h Mn2o3(s) + 2NH3(ac) + H2o(l) Zn(s) + 2NH+4(ac) + 2Mno2(s) h Zn2+(ac) + 2NH3(ac) + H2o(l) + Mn2o3(s) En realidad, esta ecuación es una simplificación de un proceso más complejo. El voltaje que produce una celda seca es de aproximadamente 1.5 V.

Electrólisis: A diferencia de las reacciones redox espontáneas, que convierten la energía química en ener- gía eléctrica, en la electrólisis se utiliza la energía eléctrica para inducir una reacción quí- mica no espontánea. Este proceso se lleva a cabo en un dispositivo que se conoce como celda electrolítica. La electrólisis se basa en los mismos principios en que se fundamentan los procesos que se realizan en las celdas galvánicas.

Electrólisis del cloruro de sodio fundido:

En su fase fundida, el cloruro de sodio (un compuesto iónico) se puede electrolizar para for- mar sodio metálico y cloro. La figura 19.17a) es un diagrama de una celda de Downs que se emplea para la electrólisis de NaCl en gran escala. En el NaCl fundido, los cationes y los anio- nes son los iones Na+ y Cl–, respectivamente. La figura 19.17b) es un diagrama simplificado que muestra las reacciones que suceden en los electrodos. La celda electrolítica contiene un par de electrodos conectados a una batería. Ésta funciona como una “bomba de electrones” que los lleva hacia el cátodo, donde se efectúa la reducción y los retira del ánodo, donde se realiza la oxidación.

Aspectos cuantitativos de la electrolisis:

Originalmente Faraday desarrolló el tratamiento cuantitativo de la electrolisis. Él observó que la masa del producto formado (o de reactivo consumido) en un electrodo era proporcional a la cantidad de electricidad transferida al electrodo y a la masa molar de la sustancia en cues- tión. Por ejemplo, en la electrolisis de NaCl fundido, la reacción en el cátodo indica que se produce un átomo de Na cuando un ion Na+ acepta un electrón del electrodo. Para reducir un mol de iones Na+ debemos suministrar un número de Avogadro (6.02 × 1023) de electrones al cátodo. Por otra parte, la estequiometria de la reacción en el ánodo muestra que la oxidación de dos iones Cl– genera una molécula de cloro. Por tanto, un mol de Cl2 formado se debe a la transferencia de dos moles de electrones provenientes de los iones Cl– al ánodo. De igual forma, se necesitan dos moles de electrones para reducir un mol de iones Mg2+ y tres moles de electrones para reducir un mol de iones Al3+: Mg2+ + 2e– h Mg Al3+ + 3e– h Al

Material:

1 celda de acrílico transparente

1 electrodo de níquel (ánodo)

3 electrodos de cobre (cátodo)

Fuente de alimentación de 0 a 30 volts

2 pares de conexiones con caimanes

1 mechero de bunsen, anillo y tela con asbesto

1 pinzas largas

Pinzas para vaso de precipitado

Agitador de vidrio

Termómetro

Vaso de precipitado de 250 cm3

Vaso de precipitado de 500 cm3

Algodón

Reactivos;

Solución de 〖NiSO〗_(4 ) 〖6H〗_2O

Solución de H_2SO_4 (1:1)

Agua destilada

Procedimiento:

Preparar los electrodos de cobre: el decapado de realiza introduciéndolos por unos segundos en la solución H2SO4. Realizar esta operación con precaución, utilizando las pinzas largas para manipular los electrodos y lavarlos con agua destilada, secarlos bien.

Instalar la cuba sin solución, colocando el ánodo dentro de la misma.

Calentar la solución de sulfato de níquel a una temperatura de 60º. Al alcanzar la temperatura, retirarla con pinzas y vaciar aproximadamente 200ml de solución en la cuba de acrílico.

Introducir el electrodo de cobre (cátodo), e inmediatamente colocar las conexiones de caimanes en el lugar correspondiente.

Hacer circular corriente eléctrica durante 30 seg, con un voltaje de 6 volts, en la celda electrolítica, desconectar después de transcurrido el tiempo indicado. Observar y tomar nota.

Segunda parte:

Preparar el electrodo de cobre como en la primera parte (puntos 2 y 3).

Acercar el cátodo de 1 a 2 pulgadas de separación con el ánodo, hacer circular corriente eléctrica durante 30 segundos y un voltaje de 6 volts, después extraer el electrodo de la solución, observar y tomar nota.

Tercera parte:

Preparar el tercer electrodo de cobre como la primera parte repitiendo los pasos 2 y 3.

Instalar al centro de la cuba y dentro de la solución caliente el material poroso, posteriormente hacer circular una corriente eléctrica de 6 volts durante 30 segundos, observar y tomar nota al terminar apagar la fuente de corriente.

Lavar el material y vaciar la solución de la cuba (sulfato de níquel) al vaso de precipitado de 500 cm3.limpiar perfectamente los electrodos de cobre.

NOTA: si el tiempo del depósito es excesivo se observara que se forman “lengüeteas” en el cátodo, debido a una densidad de corriente muy alta.

AL TERMINAR APAGAR LA FUENTE.

Cuestionario:

Indique todo lo que se requiere para que exista un deposito en el cátodo

Escriba las reacciones que se llevan a cabo en los electrodos.

¿Qué función tiene la fuente de poder en la práctica?

El paso de un Faradio ¿Qué ocasiona?

¿Qué efecto tiene el acercar el cátodo al ánodo?

¿Qué efecto se logra al introducir un material poroso en el centro de la solución (separando el ánodo y el cátodo).?

¿Cuál es la diferencia entre una celda electrolítica y una celda galvánica?

¿Por qué se requiere hacer un decapado previo a las muestras?

¿Cuál es el efecto de la concentración de la solución en la parte experimental?

RESPUESTAS:

Que los electrones de níquel por medio de la reacción en la solución de (sulfato de níquel) impulsados con la corriente eléctrica vayan del ánodo de níquel al cátodo de cobre.

-Ánodo(-):oxidación: 〖Zn〗_0(s)  〖Zn〗_2(s)+(ac)+2e-

-Cátodo (+): Reducción: 〖Cu〗_2(ac)+ 2e^- 〖Cu〗_0(s)

Sin la fuente de poder no habría flujo de electrones y por lo tanto no habría oxidación ni reducción de los materiales analizados.

Es el paso de corriente eléctrica, esto ayuda a estimular a los electrones y así vallan de ánodo a cátodo.

Un intercambio de electrones más rápido, por lo tanto existirá un mayor depósito en menos tiempo, se denotaba en la solución más burbujeó que cuando estaban más separados.

Ninguno ya que al ser un material poroso, los electrones fluyen libremente con él o sin él.

En las celdas electrolíticas el cátodo es negativo y el ánodo es positivo, por lo contrario en las celdas galvánicas el cátodo es positivo y el ánodo negativo, las galvánicas son espontáneas y las electrolíticas no.

Para que los electrodos no tengan impurezas tales como grasas, tierra o algún otro sedimento y así obtener una buena reacción química.

Mayor conducción entre el ánodo y el cátodo y por lo tanto así mayor velocidad de reacción.

Imágenes de la practica:

Observaciones:

Pudimos observar en la práctica como existe el cambio de electrones en una solución de sulfato de niquel, y ver como se depositaban los electrones en el cátodo (cobre) haciendo varias pruebas manipulando la distancia y con diferentes obstáculos, de primera instancia se noto que cuando estaban mas cerca el ánodo del cátodo se transfería más rápido y burbujeaba mas, y cuando pusimos la esponja perforada no afectó en nada.

Conclusiones:

Con base a los resultados que obtuve en el laboratorio y en la práctica, concluyo que el proceso de electrodeposición es un proceso, no espontaneo en el cual él se presenta una pérdida de electrones por parte de la lámina de Cobre, ganando los mismos la lámina de Zinc.

Este proceso tiene distintas aplicaciones en la industria, tal como el galvanizado, la generación de energía química por medio de la fotosíntesis (plantas), etc. Con base en estas experiencia, concluyo que la electrolisis así como los procesos electroquímicos vistos, cumplen un papel importante no solo para los diferentes procesos llevados a cabo en la industria, sino también en la naturaleza.

Bibliografía

Coeuret, Introducción a la Ingeniería Electroquímica, Edit. Reverté, 1992.

Pag 410-463

Posadas, D., Introducción a la Electroquímica. Serie Química de la OEA. Ed. OEA. Monografía No 22. 1980.

Pag 250-316

Quimica

Raymond Chang

Pag 386-410

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