labo 10

Año de la Promoción de la Industria Responsable

Universidad Nacional Mayor de San Marcos

Facultad de Química, Ingeniería Química e Ingeniería Agroindustrial

Curso: Laboratorio de Química General

E.A.P.: Ingeniería Química

Experimento n°10: Electrólisis

Integrantes:

Jefferson Ramírez Vásquez Renzo Kevín Rojas Sarmiento Güere Lavado Jimy Brían

Profesor: Leoncio Reyna Mariñas

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Índice:

Resumen…….………………………………………………………………………………..3

Introducción…………………………………………………………………………………4

Principios teóricos………………………………………………………………………..5

Desarrollo experimental…………….……………………………….……………….8

Cálculos……………………………………...………………………………………………14

Discusión de resultados………………………………………………………………16

Recomendaciones………………………..…………………………………………….17

Bibliografía…………..………..…………………………………………………………..18

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I. Resumen

La electrolisis es el proceso que separa los elementos de un compuesto por medio de la electricidad. Se aplica una corriente eléctrica continua mediante un par de electrodos conectados a una fuente de alimentación eléctrica y sumergida en la disolución. El electrodo conectado al polo positivo se conoce como ánodo y el conectado al negativo como cátodo.Para esta práctica se utilizó tubos de ensayo, tuvo en U, pipetas, matraz de Erlenmeyer, vaso de precipitado, fuente de corriente de 0 a 20 V, electrodos de carbón, enchufes y cables eléctricos. La corriente continua se debió gracias a la fuente que transforma la corriente. Para realizar la electrolisis de la solución de KI se necesitó la ayuda de un tubo en U donde se depositó la solución de kI, después se precedió poner los electrodos en cada uno de los extremos y se procedió a conectar el enchufe.Una vez que se hizo todas las conexiones se dejó transcurrir un tiempo, se tomó nota del cambio de color en uno de los extremos (ánodo) y los desprendimientos. Después se extrajo volumen del ánodo que se repartió equitativamente en dos tubos donde se agregó CCl4y almidón en el otro tubo, también se extrajo volumen del cátodo y se agregó fenolftaleína para comprobar la concentración del ion hidroxilo (OH).Para la electrolisis de la solución de CuSO4 se usó también un tubo en U que se procedió a llenar con la solución de CuSO4, se colocó los electrodos y se dejó transcurrir un tiempo la electrolisis , se tomó los datos de olor, color desprendimiento, deposita miento de Cu, después se extrajo del cátodo un volumen que se puso en dos tubos de ensayo donde se agregara fenolftaleína en uno y anaranjado de metilo en el otro, también se extrajo volumen del ánodo y se repitió lo mismo que en el cátodo.Después se extrajo el electrolisis con Cu depositado y se procedió a limpiar el electrodo para lo cual se echóHNO3y se dejó caer en el tubo de ensayo, En otro tubo se depositó una viruta de Cu y se le agrego HNO3, se comparó los dos tubos en el color, olor y las reacciones que observamos.Después se realizó la purificación del Cu, donde se utilizó un vaso de precipitado y se procedió agregar una solución de sulfato de cobre con H 2SO4, se procedió a colocar los electrodos, en este experimento se utilizó como ánodo un alambre de cobre puro y como cátodo una lámina de cobre puro ya pesado, los electrodos estuvieron separados una distancia prudente, se procedió a conectar y se dejó la electrolisis por un tiempo donde se observó el depositado de cobre.Para la electrolisis de la solución de NaCl se usó un vaso de precipitado donde se agregó una solución de NaCl y se agregó los electrodos de carbono, colocándolos con una distancia prudente y que no choquen el piso , se dejó la electrolisis un tiempo de determinado, se desenchufo y se procedió a lavar el cátodo con H 2O destilada y se completó hasta un volumen adecuado, se extrajo dos muestras en dos matraces de Erlenmeyer , se agregó anaranjado de metilo y se procedió a titular con HCl y se anotó los volúmenes gastados.

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II. Introducción

En pocas palabras, es el estudio de las reacciones químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes o voltajesLa electroquímica está en nuestra realidad podemos notarlo: por ejemplo en las baterías son pilas volcánicas que funcionan mediante reacciones electroquímicas (redox)La electroquímica estudia las reacciones químicas producidas por acción de la corriente eléctrica (electrólisis) así como la producción de una corriente eléctrica mediante reacciones químicas (pilas, acumuladores).Objetivos:

Observar la descomposición química de sustancias por paso de la corriente eléctrica.

Identificar los productos formados, depositados y desprendidos. Diferenciar entre electrodos solubles e insolubles.

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III. Principios Teóricos

Electrolisis

Es un proceso químico por el cual un electrolito se descompone por acción de la corriente eléctrica continua originándose reacciones redox, este es un proceso no espontaneo. Un electrolito se funde o se disuelve en un disolvente, haciendo que este se separe en iones (positivos o negativos) los cuales se dirigen hacia los electrodos (cátodo y ánodo) opuestos en cargar ellos. En lo electrodos se produce una transferencia de electrones los cuales viajan del anodo (placa positivo) hacia el cátodo (placa negativo) originando nuevas sustancias.

Partes de una celda electrolítica

Celda o cuba electrolítica

Es el recipiente donde se realiza el proceso electrolítico, este contiene a los electrolitos (fuertes o débiles).

Electrolitos

Son sustancias que permiten la conducción de la corriente eléctrica a través de sus iones en movimiento, generalmente se descomponen en el proceso. Dichas sustancias pueden conducir también la electricidad, al estado de fusión, en caso de ser electrolitos sólidos. Pueden ser:

Electrolitos fuertes: son aquellos que se ionizan completamente en disoluciones acuosas, siendo buenos conductores de la corriente eléctrica, como :

HCl, NaOH, NaCl, KOH, NH 3.

Electrolitos débiles: son aquellos que se ionizan parcialmente en disoluciones acuosas, siendo malos conductores de la corriente

eléctrica, estos son: Agua destilada, C6 H 12O6, C2H 5OH.

Electrodos

Son barras solidas conductoras de la electricidad que en contacto con el electrolito logran reacciones de oxidación y reducción. Pueden ser:

Solubles o activos: son aquellos que participan en el proceso químico sufriendo cambios, algunos de ellos son: Zn, Cu, Ag, Fe, etc.

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Insolubles o inerte: son aquellos que no participan en el proceso químico y por lo tanto no sufren variación alguna, entre ellos tenemos: grafito, platino (Pt), paladio (Pd), etc.

Cátodo

Es aquel electrodo que presenta carga negativa, hacia el cual migran los cationes que generalmente se reducen. En este cátodo se lleva a cabo la reducción y a él llegan los electrones del anodo.

Anodo

Es aquel electrodo que presenta carga positiva, hacia ella migran los aniones que generalmente se oxida, en este electrodo se lleva a cabo la oxidación y de ella viajen los electrones al cátodo.

Fuente de voltaje

Para la electrolisis se utiliza corriente eléctrica continua, donde la fuente de voltaje es una pila, batería, etc. En este caso los flujos de carga eléctrica son constantes en intensidad (i) y sentido.

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Leyes de Faraday

PRIMERA LEY DE FARADAY

La cantidad de sustancia que se libera o se deposita en un electrodo (número de colombios) es proporcional a la cantidad de electricidad que pasa por la celda electrolítica.

m= i∗t∗eq−gramos

f ……..Donde: i= intensidad

t= tiempo Eq-gramos = de electrolito

SEGUNDA LEY DE FARADAY

Si por dos o más celdas conectadas en serie pasa la misma cantidad de electricidad la misma cantidad de sustancia producida en sus electrodos es proporcional a su peso equivalente.

#Eq-gA1= #Eq-gA2=#Eq-gC1=#Eq-gC2

Dónde: A y C: son electrolitos

Ambas leyes pueden resumirse en el siguiente enunciado: ‘Para descomponer o liberar un equivalente-gramo de cualquier electrolito (anión o catión), se requiere de electricidad de 96500 C´.

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IV. Desarrollo experimental:

A)Electrólisis de la solución de KI (electrodos insolubles)

Colocar una cantidad suficiente de solución de KI 0.5M en el tubo en “U”, de modo a que llegue hasta 1cm por debajo de la parte superior.

Instalar el aparto de electrolisis, la fuente de corriente directa (continua) debe tener un potencial de 10v.

Hacer las conexiones eléctricas correspondientes y dejar transcurrir la electrolisis durante 10 minutos.

Observar y anotar todos los cambios que se producen en los electrodos, cambio de color, productos que se forman, desprenden o depositan.

Ánodo (oxidación)

Conectado al polo positivo.

2I-1 I2 + 2e-

Se produce un color pardo, es el ion yodo que se está oxidando a yodo molecular.

El yodo (I2 ) forma el ion complejo I-3de color pardo, con los iones yoduro en exceso.

I2 + I- I-3

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Cátodo (reducción)

Conectado al polo negativo.

2H2O + 2e- H2 + 2(OH)-

Se producen burbujas, es el agua que se está reduciendo a hidrogeno molecular.

Terminada la electrolisis, desconectar el equipo y retirar con mucho cuidado los electrodos.

Extraer con el gotero 2ml de la solución del extremo donde estaba el cátodo, vaciarlo en 2 tubos de ensayo ,1ml en cada uno, agregar dos gotas de fenolftaleína para comprobar la concentración del ion oxidrilo (OH-) de la solución y en el otro añadir 2 gotas de FeCl3 0.2M.

Fenolftaleína FeCl3

0.2M

La solución se volvió rosada por el carácter básico de la solución. La alcalinidad (o basicidad) de la disolución es debida a la desaparición de iones H3O+ en la electrólisis dando lugar a hidrógeno gaseoso.

La solución se tornó amarilla y precipito formándose un gel anaranjado es el hidróxido de hierro.

Extraer con el gotero 2ml de la solución de la solución parda del ánodo, vaciarlos en 2 tubos de ensayo en parte iguales; al primer tubo añadir 2 gotas de CCl4 agitar y dejar reposar, observar en esta la coloración que toma la solución del capa inferior más densa. Al segundo tubo añadir 2 gotas de almidón y observe lo que sucede.

Almidón CCl4

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La solución se tornó un color azul negruzco ya que el almidón reacciona en presencia de yodo formando un ion complejo.

Al agregar CCl4 a la disolución se disuelve yodo (I2) en el CCl4 por su alta solubilidad en este disolvente ya que los 2 son apolares. Al disminuir la concentración de yodo (I2) en la disolución pardo oscuro el equilibrio de formación del complejo I-3se desplaza hacia la izquierda. De esta manera se puede explicar que la fase líquida superior tenga un color más claro debido a que disminuye la concentración de I-3 y que la fase líquida inferior tome un color rosado debido a que se disuelve en ella yodo I2.

B)Electrólisis de la solución de CuSO4 (electrodos insolubles)

Colocar una cantidad suficiente de solución CuSO4en el tubo en “U”, de modo a que llegue hasta 1cm por debajo de la parte superior.

Instalar el aparto de electrolisis, la fuente de corriente directa (continua) debe tener un potencial de 10v.

Hacer las conexiones eléctricas correspondientes y dejar transcurrir la electrolisis durante 10 minutos.

Observar y anotar todos los cambios que se producen en los electrodos, cambio de color, productos que se forman, desprenden o depositan.

Cátodo (reducción)

Conectado al polo negativo

2Cu2+(ac) + 4 e- 2Cu(s)

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El electrodo de grafito se torna un color marrón ya que se reducen los iones Cu2+

a cobre solido Cu(s).

Ánodo (oxidación)

Conectado al polo positivo.

2H2O(l) O2 (g) + 4H+ + 4e-

En el ánodo se observa la formación de burbujas, pues el agua se está oxidando a oxigeno molecular.

Extraer con el gotero 2 ml de de la solución donde se encontraba el cátodo y vaciarlos en 2 tubos de ensayo en partes iguales; luego agregar a un tubo 2 gotas de fenolftaleína y al otro 2 gotas de anaranjado de metilo.

En el cátodo al adicionar fenolftaleína no ocurre cambios porque la solución no es acida ni básica.

En el cátodo cuando adicionamos anaranjado de metilo la solución se torna un color guinda

Proceda de la misma forma con la solución del ánodo

En el ánodo al agregar fenolftaleína la solución no cambia de color En el ánodo al agregar anaranjado de metilo la solución se torna un

color guinda

Sacar el electrodo con el cobre depositado, y colocarlo sobre la boca de un tubo de ensayo, agregar gota a gota 1ml de HNO3 3M sobre el electrodo, de tal modo que se vaya desprendiendo el cobre dentro del tubo de ensayo.

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En otro tubo de ensayo colocar una viruta de de Cu, agregar 1 gota deHNO3 3M. Observar y comparar la reacción, el color y el olor de la sustancia desprendida y de la que queda en los tubos de ensayo.

Cu(s) + 4 HNO3(ac) Cu (NO3)2(ac) + 2 NO2(g) + 2 H2O(l)

El ácido nítrico reacciona violentamente en presencia de cobre desprendiendo dióxido de nitrógeno (un vapor de color pardo y aroma a cloro, altamente ácido), el Cu (NO3)2(ac) es la solución verdosa que se aprecia.

C)Purificación del cobre (electrodos de cobre: ánodo soluble)

-En un vaso de 250 ml, agregar 100 ml de solución de sulfato de cobre (CuSO4 (ac)) 0.5 M, agregarle 1 ml de H2SO4 (cc), luego instalar como ánodo un alambre de cobre puro de 2 mm de grosor y como cátodo una lámina de cobre puro de 15 x 80 mm. Introducir los electrodos en el vaso con la solución, tener en cuenta que la separación entre los electrodos debe ser de 5 cm.

-Hacer las conexiones eléctricas, y dejar transcurrir la electrolisis con una tensión de 2-4 V entre los electrodos durante 15-20 min.

-Luego de concluido el proceso desconectar el equipo, retirar los electrodos del vaso y determinar por observación si hay deposición del cobre sobre el cátodo, para lo cual se lava antes con agua destilada y se seca.

-En el fondo del vaso electrolítico se separan las impurezas del cobre en bruto y constituyen el llamado barro anódico.

D) Electrolisis de la solución de NaCl(electrodos insolubles)

-Como en el proceso anterior emplear un vaso de 250 mL y 100mL de solución de NaCl de concentración conocida, emplear los mismos electrodos de carbón de los experimentos A o B. Introducir los electrodos en

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la solución, colocándolos a 5 cm de distancia y evitando que toquen el fondo del vaso. Colocar la malla al centro del vaso.

-Hacer las conexiones eléctricas y dejar transcurrir la electrolisis con una tensión de 3-4 V, durante 15-20 min. Anote todas sus observaciones.

-Concluida la electrolisis desconectar el equipo, retirar los electrodos del vaso y lavar el cátodo con agua destilada dentro del vaso. Tener presente la exactitud del volumen final de la solución luego del lavado, si es necesario completar con agua destilada hasta un volumen conveniente (si es posible vaciar la solución a un matraz aforado y enrazar con agua destilada), titular dos muestras de 10 Ml de esta solución en dos matraces erlenmeyer de 250 mL con HCl 0.1N empleando anaranjado de metilo como indicador.

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V. Cálculos:Experimento a. Soluciónutilizada :KI Sobre el cátodo¿ Sobre el ánodo¿2H 2O+2e−¿→H 2↑+2OH

−¿ ¿¿ 2 I−¿−2e−¿→ I2↓ ¿¿

CÁTODOÁNODO

SE USO COMO ELECTRÓDO

GrafitoSE USO COMO ELECTRÓDO

Grafito

EN LA REACCIÓN

Liberación de burbujas

EN LA REACCIÓN

Aparición de color amarillo con marrón

COLOR Transparente COLOR Marrón amarillento

COLOR(Fenolftaleína) Rojo rosella COLOR(CCl4) Marrón oscuro

Agregando FeCl3

Presencia de precipitado

marrón coloidal.

Agregando almidón

Negro con un poco de marrón

Experimento b. Soluciónutilizada :CuSO4

Sobre el cátodo¿ Sobre el ánodo¿

2Cu+2+4e−¿→2Cu↓¿ 2H 2O−4 e−¿→O2↑+4H+¿¿ ¿

CÁTODOÁNODO


GrafitoSE USO COMO ELECTRÓDO

Grafito

EN LA REACCIÓN

Se adhieren partículas de

color rojo(cobre)

EN LA REACCIÓN

Presencia de burbujas

COLOR(Fenolftaleína)Sin cambio de

coloraciónCOLOR(fenolftaleína)

Sin cambio de coloración

COBRE EN EL ELECTRÓDO VIRUTA DE COBRE

COLOR(HNO3)Verde con

celeste intensoCOLOR(HNO3)

Verde con celeste claro

Experimento c. Soluciónutilizada :CuSO4

Sobre el cátodo¿ Sobre el ánodo¿2Cu+2+2e−¿→Cu↓¿ Cu−2e−¿→Cu+2¿

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ELECTRÓDO

CARACTERÍSTICA CARACTERÍSTICA

ELECTRÓDO

ELECTRÓDO

CARACTERÍSTICA CARACTERÍSTICAS

ELECTRÓDO


CÁTODO ÁNODO


Lámina de cobreSE USO COMO ELECTRÓDO

Alambre de cobre

EN LA REACCIÓN

Se adhieren partículas de

cobre

EN LA REACCIÓN

Desprendimiento de partículas

COLOR Rojo ladrillo COLOR Plateado brillosoEN EL VASO Se queda sustancias que no son cobre en el fondo

Experimento d. Soluciónutilizada :NaClSobre el cátodo¿ Sobre el ánodo¿2H 2O+2e−¿→H 2↑+2OH

−¿ ¿¿ 2Cl−¿−2e−¿→Cl 2↑ ¿¿

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ELECTRÓDO

CARACTERÍSTICA CARACTERÍSTICA

ELECTRÓDO


VI. Discusión de Resultados:

Como sabemos, en la electrolisis cada electrodo realiza una reacción distinta. En el ánodo se da la oxidación y en el cátodo la reducción, de acuerdo a esto obtuvimos los resultados en diferentes experimentos los cuales tienen cierta peculiaridad.

Experimento a.En la solución de KI sometida al proceso de electrolisis se da las reacciones respectivas en cada electrodo en una se muestra la presencia del I2 y en otra la presencia del OH- con liberación del H2 se utilizó el tubo en forma de “U” para hacer más fácil la observación en cada electrodo, además para comprobar los resultados utilizamos diferentes compuestos mezclados con muestras extraídas de cada parte del tubo.

Experimento b.Como ya mencionamos antes sabemos las reacciones que se realizan en cada electrodo, esta vez utilizamos una solución CuSO4 en la cual observamos la separación del cobre que se va adhiriendo al electrodo cátodo el cual es de fácil observación por su ya conocido color rojo ladrillo que va poco a poco recubriendo la superficie del electrodo, mientras que en el ánodo se va desprendiendo oxigeno que aparece como pequeñas burbujas que se van formando.

Experimento c.Este experimento es muy utilizado en las industrias el cual consiste en la purificación de un metal (en este experimento el Cu) en base a un poco del metal puro el que va aumentando por la descomposición de uno de menos pureza. Como el proceso de oxidación se da en el ánodo colocamos como electrodo un alambre de cobre el cual contiene menos pureza que la lámina de cobre del cátodo. El alambre se va descomponiendo y las partículas de cobre puro son atraídas hacia la lámina y todas las que no son cobre se dirigen hacia el fondo obteniéndose un aumento de cobre en un lado el cual queremos una determinada pureza.

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VII. Recomendaciones

o Asegurarse que el potencial de la fuente de corriente continua este a una

medida adecuada para evitar complicaciones.o En la parte de purificación de cobre tener cuidado de confundir los

electrodos (ánodo y cátodo) ya que las reacciones ocurridas en cada uno es diferente (oxidación y reducción) de manera que al colocarse cambiadas arruinaría todo el experimento.

o Tener cuidado al momento de utilizar de electrodos de cobre ya que al

momento de que se toquen se produce un corto circuito el cual puede llegar a ser riesgoso.

o Al momento de la titulación en la solución de NaCl solo agregar el HCl

hasta notar el cambio de color.

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VIII. Bibliografía Raymond Chang, Química, Editorial Mc Graw Hill, México D.F., 10ma edición.

Instituto de Ciencias y Humanidades, Química, Editorial Lumbreras, Perú, 3era edición.

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