Experiencia Cátedra 2

EXPERIENCIA DE CÁTEDRA No. 2. Leyes de Fáraday y culombímetro de cobre..

- INTRODUCCIÓN SOBRE EL TEMA.

Culombimetría. Se llama así a un grupo de técnicas en química analítica que determinan la cantidad de materia transformada durante una reacción de electrólisis al medir la cantidad de electricidad, en culombios, consumida o producida.

Culombímetro. El voltámetro, también llamado culombímetro, es un instrumento de medición usado para medir la carga eléctrica. La unidad internacional para la carga eléctrica es el culombio.

Culombímetro 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. Ha sido objeto de una insistente investigación, porque de la medida esmerada de las cantidades de electricidad de pende no tan sólo el valor del faraday, sino también la definición del ampere.

Culombímetro 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 agua. Es un ejemplo de los de volumen; en él se mide el volumen de gas producido como consecuencia de la electrolisis de una solución de sosa caústica (NaOH) al 15% y cloruro sódico libre (ClNa) entre electrodos de níquel. Se recogen los gases, midiendo su volumen a una temperatura y presión determinadas. Debido a las dificultades que presenta recoger y medir grandes volúmenes de gas, este tipo de instrumento sólo se emplea para la medida de pequeñas cantidades de electricidad. El voltámetro de agua resulta útil para el estudio de las reacciones de oxidación-reducción. Conectándolo en serie con la pila electrolítica se puede realizar una comparación directa de los gases liberados en la pila de oxidación-reducción y en el voltámetro de agua.

II.- DESCRIPCIÓN DEL EXPERIMENTO E INTERPRETACIÓN.

Solución:

CuSO4 • 5H2O 150 g

H2SO4 (ρ=1.84g/mL) 50 g

CH3CH2OH 50 mL

H2O 1000 mL

Se pesó el cátodo y anotamos su masa, en un vaso de precipitado se añadió la solución, posteriormente colocamos las placas de cobre en el vaso de precipitados y se conectó el ánodo y el cátodo a una fuente de poder, a una corriente de 0.5 Amperes, el dispositivo funcionó dentro de una hora esto fue para tener un menor margen de error. Al cabo de la hora se lavó cuidadosamente el cátodo y se volvió a pesar.

〖Cátodo Cu〗^(2+)+〖2e〗^-→〖Cu〗^0

〖Ánodo Cu〗^0→〖Cu〗^(2+)+〖2e〗^-

III.- CÁLCULOS Y GRAFICAS (SI LAS HAY).

i=0.5 Amperes

i_d=i/A

i_d=0.5/70=7.143〖x10〗^(-3)=0.007A/(cm^2 )

A=5x7=35

35x2=70 cm^2

0.002<i_d<0.02

n_e=it/F ⇒ m= it/F x PE

F= it/m x PE PE= M/z=(63.55g/mol)/2=31.775

F= (0.5A)(3600s)/((0.6002g) ) (31.775)=95293.24C/eq

V. CUESTIONARIO

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

La primera ley nos dice que el peso de una sustancia depositada es proporcional a la intensidad de la corriente así como al tiempo que circula. La segunda nos dice que el peso de una sustancia depositada durante la electrolisis es proporcional al peso equivalente de la sustancia.

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

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