DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE DE FARADY: ELECTROLISIS

1.-INTRODUCCIÓN

1) OBJETIVO DEL TRABAJO

-Determinación experimental del valor de la constante de Faraday

2) ESTUDIO PREVIO: FUNDAMENTO TEÓRICO

-Objetivo y alcance de la electroquímica:

La electroquímica es la rama de la ciencia que 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), Resumiendo, es el estudio de las reacciones químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes o voltajes.

Electrolitos: Tipos, propiedades. Procesos de oxidación reducción.

Se define electrolito como toda sustancia que en disolución es capaz de disociarse dando cationes y aniones. Atendiendo a cuanto se disocien en iones se clasifican en:

-Fuertes.- Todo el electrolito se disocia en iones. Como ejemplo podemos poner uno de los electrolitos mas conocidos, el NaCl, que se disocia completamente en agua según la siguiente reacción:

NaCl Na+ + Cl-

-Débiles.- Solo se disocia una pequeña porción del electrolito. Como ejemplo de electrolito débil podemos poner el ácido acético, que disocia en agua pero no completamente según el siguiente equilibrio:

CH3-COOH CH3-COO- + H+

Esta clasificación depende del disolvente.

También atendiendo al enlace al tipo de enlace que presentan las sustancias que son capaces de generar en agua cationes y aniones se clasifican en verdaderos y potenciales:

-Verdaderos.- Son aquellos electrolitos cuya molécula está constituida por una red iones, los cuales constituyen una red iónica. Estos iones se atraen entre sí mediante fuerzas electroestáticas que vienen dadas por la ecuación de coulomb:

F = [ K (Q q) / d2)]

Un ejemplo de electrolito verdadero podría ser cualquier sal como el NaCl, el KI, CaCl2 etc..

-Potenciales.- Son aquellos electrolitos los cuales su molécula esta constituida por un enlace covalente. En disolución acuosa son capaces de disociarse en aniones y cationes, a pesar de que su molécula no este constituida por dichas especies.

Un ejemplo de electrolito potencial, puede ser cualquier ácido fuerte que se disocie completamente en agua, como por ejemplo el HCl.

Todos los electrolitos en agua transportan la corriente eléctrica, y pueden ser transformados mediante procesos de oxidación reducción.

-Proyecto de trabajo para la consecución del objetivo:

Nuestro proyecto de trabajo consiste en el montaje de una célula electrolítica para la reducción de los iones H+ presente en el H2SO4 y la oxidación de cobre de una placa.

Esta reacción no es espontánea ya que el potencial normal de reducción del par (2H+ / H2) es 0,0 V y el potencial normal de reducción del par (Cu 2+/ Cu) es 0,34 V con lo cual obtendríamos un potencial total para la reaccion expuesta anteriormente de - 0,34 Voltios.

Para favorecer esta reacción tomamos una fuente externa de electrones, como es una fuente de poder, con la cual suministramos un voltaje para que se lleve a cabo la reacción.

Preparamos 50 ml de una disolución de H2SO4 y la colocamos en un vaso de precipitados. Se introduce la bureta invertida en dicho vaso y se enrasa el 0 de la bureta usando una trampa de vacío para llenarla de H2SO4.

Pesamos la lámina de cobre y la introducimos en el vaso y la conectamos a la fuente de poder junto con un alambre de cobre que pusimos al interior de la bureta.

Una vez que se conectada la lámina de cobre y empieza la reacción medimos la variación de voltaje cada determinado tiempo hasta que la bureta se llene de hidrogeno. . Esto es debido a que el hidrogeno formado desplaza al ácido sulfúrico, así, una vez que el volumen de ácido llegue a cero, significara que en la bureta tenemos 50 ml de hidrogeno.

Para determinar la cantidad de cobre transformado en iones cobre pesaremos la placa de cobre después de realizarla reacción (perfectamente secada)

Tomaremos la temperatura del hidrogeno dentro de la bureta.

Así tomando datos tanto del volumen de hidrogeno recogido como de la masa de cobre metálico que ha pasado a cobre II, y sabiendo, que la cantidad de sustancia que se consume o deposita en uno u otro electrodo es proporcional a la corriente que se ha hecho pasar por la célula, podremos determinar la constante de Farady.

- Descripción del material que va ser utilizado: reactivos, instrumental…

El material que va a ser utilizado para esta experiencia es el siguiente:

*Vaso de precipitado de 50ml .

*Fuente de poder

*Bureta: tubo de vidrio calibrado con una llave al final del tubo, el cual se utiliza para medir un volumen. (Habitualmente se utiliza para valoraciones ácido-base o volumetrías redox)

*Placa de cobre (electrodo del ánodo)

*Ácido sulfúrico (H2SO4)

*Termómetro de mercurio

*Balanza analítica para la determinación de la masa del electrodo de cobre antes y después del experimento. (Precisión 0,0001 g)

*Matraz aforado de 50ml

-Tablas de datos experimentales.

Electrolisis 1

Masa de Cu

antes elect

Masa de Cu después

elect Δm Cu VoltajeTiempo de reacción

Temperatura del hidrogeno

6.0933 g 6.0443 g 0.049 g 3.00 8.11min 27.5 °C

Tiempo (seg) mA

30 0.305

60 0.304

90 0.305

120 0.306

150 0.307

180 0.308

210 0.311

240 0.312

270 0.314

300 0.315

330 0.316

360 0.317

390 0.318

420 0.319

450 0.320

480 0.321

510 0.322

0 100 200 300 400 500 6000.29

0.295

0.3

0.305

0.31

0.315

0.32

0.325

Series2

Electrolisis 2

Masa de Cu

antes elect

Masa de Cu después

elect Δm Cu VoltajeTiempo de reaccion

Temperatura del hidrogeno

6.0265 g 5.9753 g 0.0512 g 5.00 6.52min 28 °C

Tiempo (seg) mA

30 0.140

60 0.322

90 0.337

120 0.347

150 0.360

180 0.387

210 0.404

240 0.423

270 0.444

300 0.466

330 0.483

360 0.499

390 0.519

420 0.537

0 50 100 150 200 250 300 350 400 4500

0.1

0.2

0.3

0.4

0.5

0.6

mA

Electrolisis 3

Masa de Cu

antes elect

Masa de Cu después

elect Δm Cu VoltajeTiempo de reaccion

Temperatura del hidrogeno

5.9643 g 5.9039 g 0.0604g 7.00 5.18min 29 °C

Tiempo (seg) mA

30 0.320

60 0.417

90 0.452

120 0517.

150 0.566

180 0.606

210 0.654

240 0.677

270 0.726

300 0.760

330 0.770

0 50 100 150 200 250 300 3500

0.1

0.2

0.3

0.4

0.5

0.6

0.7

0.8

0.9

Series2

-Análisis de las posibles causas de error

Una posible causa de error puede ser el desprendimiento de cobre metálico durante la realización de la experiencia, puesto que al realizar los cálculos, estamos considerando como cobre oxidado la pequeña parte que se ha desprendido.

Otra posible causa de error puede ser la dificultad para obtener justo los 50 ml de hidrogeno puesto que al tener el cero de la bureta, justo al nivel del ácido que contiene el vaso, tiene un poco de dificultad ver cuando el ácido contenido en la bureta alcanza el cero, a la vez que hay que cortar la alimentación de corriente y parar el cronometro.

Levine I,L.- “Fisicoquímica” McGraw-Hill Cuarta edición

Atkins P,W- “Fisicoquímica” Addison-Wesley Iberoamerica Mexico 1991