leyes de faraday

UNIVERSIDAD CENTRAL DEL ECUADOR

FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA

LABORATORIO DE ELECTROQUÍMICA

PRÁCTICA Nº 1

LEYES DE FARADAY

Nombre: Arregui Rafael Leonardo

Atarihuna Flores David Alonso

Cepeda García Santiago Ricardo

Llumiquinga Revelo Vanessa Aracely

Solano Ordóñez Jhon Jairo

Curso: Quinto Semestre

PROFESOR: Ing. Alvarado

AYUDANTE: Gabriela Pérez

RESUMEN

Se realizó la practica Leyes de Faraday en la que se verificóexperimentalmente estas leyes y se determinó la constante de lamisma.

Para lo cual se tomó ciertas placas del material conductordeseado, los cuales se lijó, se peso inicialmente y se procedió aarmar la celda ubicando los conductores, la solución acuosaconductora en medio y con un cambio de polaridad para originar elrecubrimiento, se observó que ocurría en cada placa después decierto tiempo, se registró el voltaje como el amperaje y se tomólos valores del peso final de cada placa. Se repitió elprocedimiento utilizando los mismos materiales conductores peroconectando la celda electrolítica en serie.Se concluye que las Leyes de Faraday se cumplen en una celdaelectrolítica pues la cantidad de sustancia producida porelectrolisis es proporcional a la cantidad de electricidad usada.Y se comprueba experimentalmente la segunda ley pues la masa

depositada en cada uno de los conductores conectados en serie fueproporcional al equivalente químico de los electrolitos disueltos.

DESCRIPTORES: ELECTRÓLISIS/CELDA-_ELECTROLÍTICA/CÁTODO/ÁNODO/LEYES_DE_FARADAY

PRÁCTICA # 1LEYES DE FARADAY

1. OBJETIVOS1.1. Verificar experimentalmente las Leyes de Faraday.1.2. Determinar experimentalmente la constante de Faraday.

2. TEORÍA2.1. Leyes de Faraday2.1.1. Primera ley de Faraday

“La masa de una sustancia alterada en un electrodo durantela electrólisis es directamente proporcional a la cantidad deelectricidad transferida a este electrodo. La cantidad deelectricidad se refiere a la cantidad de carga eléctrica, queen general se mide en culombios.

2.1.2. Segunda ley de FaradayPara una determinada cantidad de electricidad (cargaeléctrica), la masa de un material elemental alterado en unelectrodo, es directamente proporcional al pesoequivalente del elemento. El peso equivalente de una

sustancia es su masa molar dividido por un entero que dependede la reacción que tiene lugar en el material.” (1)

2.2. Valencia“La valencia, también conocida como número de valencia, es unamedida de la cantidad de enlaces químicos formados porlos átomos de un elemento químico.” (2)

2.3. Equivalente Químico"El término equivalente gramo tiene dos significadosimportantes. En la teoría de ácidos y bases, significa lacantidad de sustancia que produce o consume un mol dehidrogeniones: en la teoría de oxidación – reducción, significala cantidad de sustancia que produce o consume un mol deelectrones. Aunque la mayoría de cálculos estequiométricospuedan realizarse sin necesidad de emplear equivalentes gramo,la resolución se facilita y acorta con estos de una forma tannotable, que sería absurdo no tomarse la molestia de dominarlos conceptos que intervienen en los mismos. La ventajaprincipal de trabajar con equivalentes es que generalmente nohace falta escribir ni igualar la ecuación del problema, ya quela mayor parte de la información está ya encerrada en la mismadefinición de equivalente gramo. La razón a favor delequivalente gramo es que la mayoría de cálculos en queintervienen disoluciones están basados en este concepto” (3)

2.4. Corriente Continua“La corriente continua o corriente directa es el flujo continuode electrones a través de un conductor entre dos puntos dedistinto potencial. En la corriente continua las cargaseléctricas circulan siempre en la misma dirección (es decir,los terminales de mayor y de menor potencial son siempre losmismos). Aunque comúnmente se identifica la corriente continuacon la corriente constante (por ejemplo la suministrada por unabatería), es continua toda corriente que mantenga siempre lamisma polaridad.”(4)

2.5. Corriente Rectificada“En electrónica, un rectificador es el elemento o circuito quepermite convertir la corriente alterna en corriente directapulsante. Esto se realiza utilizando diodos rectificadores, yasean semiconductores de estado sólido, válvulas al vacío oválvulas gaseosas como las de vapor de mercurio.

Dependiendo de las características de la alimentación encorriente alterna que emplean, se les clasifica en monofásicos,cuando están alimentados por una fase de la red eléctrica, otrifásicos cuando se alimentan por tres fase.”(5)

2.6. Diferencia de potencial“El voltaje, tensión o diferencia de potencial es la presiónque ejerce una fuente de suministro de energía eléctrica ofuerza electromotriz (FEM) sobre las cargas eléctricas oelectrones en un circuito eléctrico cerrado, para que seestablezca el flujo de una corriente eléctrica.

A mayor diferencia de potencial o presión que ejerza unafuente de FEM sobre las cargas eléctricas o electronescontenidos en un conductor, mayor será el voltaje o tensiónexistente en el circuito al que corresponda ese conductor.”(6)

2.7 Electrolisis“La electrólisis es un método de separación delos elementos que forman un compuesto aplicando electricidad:se produce en primer lugar la descomposición en iones, seguidode diversos efectos o reacciones secundarios según los casosconcretos.” (7)

2.8. Celdas “Sistema en el que se efectúa una reacción redox sin que ocurratransferencia directa de electrones entre el agente reductor yel agente oxidante. Celda galvánica o voltaica- celda en la que una reacción

redox produce una corriente eléctrica. Celda electrolíca- celda en la que una corriente eléctrica

induce una reacción redox que no es espontánea. “ (8)

3. PARTE EXPERIMENTAL 3.1. MATERIALES Y EQUIPOS 3.1.1. Multímetro3.1.2. Amperímetro R: 0 – 200mA

Ap = ± 0,001mA

3.1.3. Voltímetro R: 0 – 200mv Ap = ±0,001mv

3.1.4. Rectificador R: 1,5 – 7v Ap = ±1,5v

3.1.5. Vasos de precipitación V: 250mLAp = ± 50mL

3.1.6. Placa de Hierro, Fe3.1.7. Placa de cobre, Cu3.1.8. Balanza analítica R: 0 – 210g A = ±

0,0001g 3.1.9. Mufla3.1.10. Conductores3.1.11. Lagartos

3.2. SUSTANCIAS Y REACTIVOS 3.2.1. Cianuro de Cobre CN2Cu

3.3. PROCEDIMIENTO3.3.1. Lijar la placa de hierro y la de Cobre.3.3.2. Conectar los conductores y lagartos a los conductores y

luego a sistema de conexión del rectificador.3.3.3. Conectar las placas metálicas.3.3.4. Encender el Rectificador y fijar un voltaje aproximado e

5 v.3.3.5. Cronometrar alrededor de 5 minutos manteniendo estáticos

a los electrodos. 3.3.6. Retirar de la celda las placas y dejar secar en la

mufla.3.3.7. Repetir la experiencia en 3 ocasiones con diferentes

tiempos.3.3.8. Repetir el procedimiento anterior por una vez, colocando

en una celda en serie con CN2Cu, dando el mismo tratamientoal cátodo.

4. DATOS4.1 Datos Experimentales

Tabla 4.1-1Intensidad (Cu/Cu2SO4/Fe)

Tiempo, s Intensidad, A Voltaje V

5 1.1 4.9

Tabla 4.1-2Intensidad (Cu/Cu2SO4/Fe) serie

Tiempo, s Intensidad, A Voltaje V5 0.6 4.8

Tabla 4.1-3Primera Ley De Faraday

n Tiempo, s Corriente,A

Masa i, g Masa f, gCu Fe Cu Fe

1 5 1.1 1.7388

11.0913

1.7353

11.1035

Tabla 4.1-4 Segunda Ley de Faraday

n Tiempo,s

Corriente, A

Masa i,Fe, g

Masa f,Fe, g

Masa i,Cu, g

Masa i,Cu, g

1 5 0.6 31.2985 31.3384 2.4988 2.4974

4.2. Datos AdicionalesTabla 4.2.-1

Datos del Cobre Peso Molecular (g/mol) Equivalente q (g/Eq-

Cu 63.55 31.77

7. REACCIONES

7.1 Reacción de disociaciónCN2Cu(ac) 2CN1-

(ac) + Cu2+(ac) Ec.

7.1-1

7.2 Reacción junto al ánodoCu(s) – 2e- Cu2+ Ec. 7.1-2

7.3 Reacción junto al cátodoCu2+ + 2e Cu(s) - Ec.7.1-3

8. DISCUSIÓNSe presentaron errores apreciables principalmente debido a lapureza de los electrodos, en la preparación de la placa pudoapreciarse la dificultad para quitar la capa que recubría elpedazo metálico y esto a su vez influyó en la reacciónelectroquímica que se dio durante la práctica. Esto refleja quea mayor pureza mayor es el rendimiento y esto repercute en elhecho de que también la variación de la masa del electrodoreceptor fue mínima. Puede tomarse como fuente de discusión elhecho de que el medio acuoso no presentaba las condicionesóptimas para un buen ensayo ya sea por desgaste o reutilización.La velocidad con la que se daba la reacción electrolítica estabatambién dada por la cercanía entre el cátodo y el ánodo por loque se pudo apreciar y es ahí en donde cabe discutir si lareacción de recubrimiento se dio mejor en base al tiempo que semantuvo la corriente eléctrica en los electrodos.

9. CONCLUSIONES9.1. En el sistema, Cu – Fe, el cobre es el ánodo, pero parapoder hacer el recubrimiento necesitamos hacer un cambio depolaridad, con la finalidad de tener al Cu como cátodo.

9.2. Es un fenómeno redox no espontáneo producido por unacorriente eléctrica

9.3 La cantidad de producto que se forma durante unaelectrólisis depende de los 2 factores siguientes:a) De la cantidad de electricidad que circula a través de lapila electrolítica.b) De la masa equivalente de la sustancia que forma elelectrólito.

9.4. La reducción se lleva a efecto en el polo negativo o cátodoy la oxidación en el ánodo o polo positivo.

10. APLICACIONES10.1. Una aplicación industrial importante de las leyes deFaraday en la electrolisis es el horno eléctrico, que se utilizapara fabricar aluminio, magnesio y sodio. En este se calientauna carga de sales metálicas hasta que se funde y se ioniza. Acontinuación se tiene el metal electrolíticamente. La ventajade extraer o refinar metales por procesos electrolíticos es queel metal depositado es de gran pureza.

10.2. El hidróxido de sodio se produce por la electrólisis deuna disolución de sal común en agua. Previamente, la reacciónproduce cloro y sodio. El sodio reacciona a su vez con el aguade la pila electrolítica produciendo hidróxido de sodio y elcloro obtenido se utiliza en la fabricación de pasta de madera ypapel.

10.3. La electrodeposición es el método automático máscontrolable y eficiente para aplicar primarios inhibidores decorrosión en partes metálicas. En un sistema completo, elelectro-recubrimiento se aplica entre las capas de fosfato y lade primario, y es la principal capa de protección contra lacorrosión.

11. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS11.1. Citas Bibliográficas

(1) http://www.fisicanet.com.ar/quimica/electrolisis/ap07_electrolisis.php(2) http://es.wikipedia.org/wiki/Valencia_(qu%C3%ADmica)#Tipos_de_valencia(3) http://es.wikipedia.org/wiki/Equivalente(4) http://es.wikipedia.org/wiki/Corriente_continua(5) http://es.wikipedia.org/wiki/Rectificador(6) http://www.istas.net/fittema/att/li4.htm(7) http//www.series.electro//att/li4.htm(8) http://www.itescam.edu.mx/principal/sylabus/fpdb/recursos/r91118.PD

11.2. Bibliografía11.2.1. www.fisicanet.com.ar11.2.2. www.wikipedia.org

12.ANEXOS12.1. Diagrama del Equipo (Ver anexos) 12.2. Diagrama de Identificación de Conexiones (Ver anexos)

12. ANEXOS12.1. Diagrama del Equipo

Figura 1: Diagrama del Equipo-Leyes de Faraday

Nombres Fecha Universidad Central delEcuador

Facultad de IngenieríaQuímica

Escuela de IngenieríaQuímica

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Grupo 3 2013/09/10

Revisa

GabrielaPérez

2013/09/24

LEYES DE FARADAYLáminaNo.- 1

11.2. Diagrama de identificación de conexiones.

Figura 2: Diagrama de identificación de conexiones.




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GabrielaPérez

2013/09/24


Figura 3: Diagrama de identificación de conexiones.Celdas en Serie




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13. CUESTIONARIO

13.1. Resolver 5 problemas relacionados con la experienciarealizada. (Electrodeposición)

13.1.1 Calcular el número de coulombios necesarios paradepositar en el cátodo 30 g de plata, cuando se hace pasaruna corriente de 3 amperios a través de una solución de AgNO3

Figura 13.1. Modelo de celda para el depósito de la plata

Cálculo del equivalente químico

Si 96.500 coulombious depositan 107,8 g/Equi-g, 30 gramos deplata cuantos coulombious requiere.Cálculo de la electricidad empleada:

13.1.2. Calcule la cantidad de cobre que se depositará al hacer pasar una corriente de 100 Amperes durante 20 minutos por unasolución de sulfato cúprico (CuSO4). Peso atómico del Cu = 63,54 g.

Cálculo del Equivalente químico:

Ec.13.1.-1

Cálculo de la cantidad de electricidad empleada:

Q = A x t Ec.13.1-2

Q = 100 Amperes x 1.200 segundos = 120.000 coulombios.

Cálculo de la cantidad de cobre depositado:

13.1.3. Calcular la intensidad de corriente eléctrica necesariapara depositar 24 gramos de hierro en una solución de clorurode Fe (III) en 20 minutos.

Q= (24g*96500)/(55,84/3)Q=124426, 93c

I = Q*t Ec.13.1-3

I=124426, 93*(20*60)I=103A

13.1.4. En un electrodo se produce la reacción media siguiente:Ni+3 + 3e- Ni . Qué tiempo se necesita para que unacorriente de 3.03x102 amperes formé 5.39g de Níquel.

13.1.5. Una corriente de 8000 mA que fluye durante 25 min deposita 2433 mg de Níquel en el cátodo. Calcule el peso equivalente del níquel y el número de oxidación a partir de esta información.

2:

I = 3.03x10 = 303 A, (C/s)m = 5.39 gt = ? (seg)1° Calcular el peso equivalente (Peq) del Níquel.

M M 58.7 g/molPeq = = = 19.57 g/eqN.O. 3 eq/mol2° Calcular el tiempo.

Peq I tm = , despejaF

DatosA

m Fndo el tiempo obtenemos: t= I Peq5.39g 96500 C/eqt = = 87.7 s303 C/s 19.57 g/eq

13.2. Describa que sucedió en cada uno de los electrodos.

En la placa de cobre después de 5 min se observó que seoxidaba, tomaba una coloración negruzca, debido a que elCu2+ actuaba como ánodo, mientras que de la placa de hierro(cátodo) se desprendía hidrogeno pues en este se producía lareacción de reducción y se electrodepositaba cobre, debido alcambio de polaridad del circuito de la celda electrolítica. El desprendimiento de hidrogeno dependía de la concentraciónde la solución de CN₂Cu.Lo mismo ocurrió en el ensayo con las celdas electrolíticasconectadas en serie, notándose que la intensidad de corrientepara este caso disminuía pero el voltaje era igual.

Reacciones de oxidación (Ánodo):

Cu2+ + 2e- = CuEc.13.2.-1

Reacciones de reducción (Cátodo):

Fe = Fe2+ + 2e- Ec.13.2.-2

13.3. Se hace pasar cierta electricidad a través de 2 celdasseparadas que contiene disoluciones acuosas de nitrato deplata y cloruro de estaño respectivamente. A) Escriba lareacción de formación de la palta, indique en qué electrodose forma y qué se obtiene en el otro electrodo. B) si seforman 2g de Plata cuantos gramos de estaño se formarían enla otra celda.

a)AgNO3 Ag1+ + (NO3)-

Reacción anódica:Ag0 Ag→ ++ e-

Se forma en el electrodo de estaño, a su vez éste electrodo está reduciéndose; de este modo se obtiene un aumento de la masa de estaño también en el otro electrodo,producto de la electrodeposición.

b)

mAmB

=Eq−qAEq−qB

mB= Eq−qBEq−qA

∗mA

mB=((118,71g /mol)/(2))∗(2g)(107,86g /mol)/(1)

mB=1,10g

13.4. Las soluciones con las que se trabajó, una vez terminada laexperimentación, se deberán desecharlas o que tratamientousted aplicaría para evitar contaminación, si ese fuese elcaso.

No se desechan, se vuelven a reutilizar varias veces hastaque se desgaste (llegue a una concentración baja), si sepuede se aumenta la concentración sino se hace un tratamientopara desecharla.

13.5. Por una tubería de hierro está pasando una corriente de 0,2(A) que se va al electrolito, determine la cantidad de Feque se desprende en 1 año de trabajo.

Reacción Anódica:

Fe0 = Fe2+ + 2e-

Solución:

m=¿FEq−g

m=(0,2 )A (3,154x107 )s

(96500)Cs

(

55,85 gmol

2)

m=1,825kg

13. ARTÍCULO DE REFERENCIA

Estudio de la resistencia a la corrosión electroquímica deelectro-recubrimientos níquel/cobre obtenidos por corrientepulsante

ResumenEn este artículo se presenta la obtención de recubrimientos decobre-níquel sobre sustratos de zamak por medio deelectrodeposición, utilizando las técnicas de corriente directa,corriente pulsante directa y corriente pulsante inversa, con elpropósito de estudiar el comportamiento de cada una frente a losfenómenos corrosivos simulando un medio marino (NaCl al 3,5% wt).La caracterización electroquímica se realizó mediante las técnicasde espectroscopia de impedancias electroquímica (EIS) y curvas depolarización Tafel, las cuales permitieron encontrar que la mayorvelocidad de corrosión es para los recubrimientos obtenidos con latécnica de corriente directa y la de menor es para la de corriente

pulsante inversa. Finalmente, se establece que las técnicas decorriente pulsante generan depósitos que incrementan laresistencia a la corrosión de los recubrimientos obtenidos.

Palabras clave: CORROSIÓN/ CURVAS DE POLARIZACIÓN TAFEL/ ELECTRODEPO-SICIÓN/ESPECTROSCOPIA DE IMPEDANCIA ELECTROQUÍMICA.

William Aperador Chaparro* Universidad Militar Nueva Granada (Colombia)

Enrique Vera López** Universidad Pedagógica y Tecnológica de Colombia

Alejandro Vargas Uscategui***

Universidad de Chile* Doctor en Ingeniería de los materiales-Universidad del Valle;Ingeniería Mecatrónica, Universidad Militar NuevaGranada. [email protected] Correspondencia: Carrera 11 N.° 101-80 tel: (57) 1-6343200, Bogotá(Colombia).

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