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Laboratorio de Electroquímica PRÁCTICA # 4

UNIVERSIDAD MAYOR DE SAN ANDRESFACULTAD DE INGENIERIA

INGENIERÍA QUÍMICA, AMBIENTAL Y ALIMENTOSINFORME N° 4

MATERIA: LAB. DE ELECTROQUIMICA INDUSTRIAL

DOCENTE: ING. GABRIEL MEJÍA

GRUPO: A

UNIV.: HERRADA MENDIETA INGRITH MARISOL

FECHA DE ELABORACION: 6 DE ABRIL DE 2015

FECHA DE PRESENTACION: 27 DE ABRIL DE 2015

LA PAZ –BOLIVIA

ELECTROLISIS DEL AGUA

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4.1 OBJETIVOS

4.1.1 OBJETIVO GENERAL

Determinar el número de Avogadro a partir de la electrolisis de agua.

4.1.2 OBJETIVOS ESPECIFICOS

Encontrar la relación de volúmenes de oxigeno e hidrogeno formados durante la descomposición del agua.

Determinar la cantidad de electricidad que atravesó por el voltímetro. Determinar las masas de hidrogeno y de oxigeno.

4.2 FUNDAMENTO TEORICO

Durante el desarrollo de un proceso electrolítico, al aplicar una diferencia potencial a la celda de electrolisis se produce la descomposición de sustancias que se encuentran en disolución.

Para descomponer el agua por electrolisis, es conveniente utilizar una solución acuosa de acido sulfúrico al 10% en peso. Se trabaja con el “Voltímetro de Hoffmann”

En el cátodo se forma hidrogeno y en el ánodo oxigeno. Mediante la electrolisis del agua también se pueden comprobar la leyes de Faraday, las cuales relacionan la carga eléctrica con la cantidad de materia que se libera o deposita en un electrodo, sobre la base d las cuales se puede determinar el numero de Avogadro.

4.2.1 REACCIONES DE OXIDO - REDUCCIÓN

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Son aquellas reacciones químicas en las cuales un átomo se oxida y otro se reduce. La cantidad de electrones perdidos (Átomos que se oxidan) es igual a la cantidad de electrones ganados (Átomos que se reducen). Para determinar cual es el átomo que se oxido y cual es el que se produce, se utiliza lo que se conoce como numero de oxidación.

4.2.2 IMPORTANCIA INDUSTRIAL DE LOS PROCESOS DE OXIDO REDUCCIÓN

Los procesos de Oxido Reducción tienen aplicación industrial con la finalidad de purificar y encontrar sustancias.Entre otros casos, la electrólisis puede aplicarse por cubrir ciertos materiales electroliticamente con aluminio y con cobre, una aplicación industrial de los procesos de oxido reducción que permite obtener cloro, hidrogeno e hidróxido de sodio es la electrólisis de una solución de cloruro de sodio, para ello se agranda en una cuba electrolítica, provisto de electrodos redes y conectados en una fuente de energía eléctrica.Cuando se cierre el circuito se observa el desprendimiento del gas hidrogeno en cátodo y el cloro en el ánodo. La solución que queda como residuo es el hidróxido de sodio, todas estas sustancias tienen aplicación industrial.La electrólisis puede servir para muchas cosas, como para formar capas protectoras (niquelado, cromado, plateado), para reponer algunas superficies, hasta para separar los metales de sus minerales (minería). Para hacer una electrólisis simple solo necesitas, la solución a la cual vas a descomponer (electrolito), una fuente de corriente eléctrica, los electrodos y las celdas electrolíticas. Colocas la solución en un recipiente, a esta le colocas dentro las celdas electrolíticas, con un conductor de corriente o cable de corriente, conectas cada uno a cada polo de una batería y si deseas también le puedes agregar una bombilla, en uno de los conductores eléctricos, para que te percates que la electricidad se encuentra en circulación. Las aplicaciones son variadas, unos ejemplos son: Para fabricar joyería, bueno... en teoría, ya que me refiero a un metal cualquiera, el cual fue “bañado” en algún metal precioso como es el oro o la plata.

El Galvanizado: Se utiliza para recubrir al hierro con alguna sustancia como puede ser el Zinc, esto para que no se oxide. En el cátodo colocas una pieza de hierro, entonces los iones de Zn se reduce a Zn, produciéndose un recubrimiento de Zinc sobre la superficie de hierro.

Electrorrefinado: Es la forma de obtener cobre de alta pureza, lo cual se utiliza industrialmente. Se utilizan cátodos de Titanio (Ti) y ánodos de Cobre con impurezas (cobre blister). La disolución electrolítica contiene iones Cu, cuando esta se conecta, el ánodo de cobre blister se empieza a disolver, ya que los átomos de Cu se oxidan y pasan a la disolución como cationes Cu Las impurezas no reaccionan y se van quedando, y los iones de Cu se van depositando en el cátodo de Titanio formando cobre de alta pureza.

4.2.3 CELDA ELECTROLÍTICA QUÍMICA

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Es un dispositivo simple de dos electrodos, sumergido en un electrolito capaz de originar energía eléctrica por medio de una reacción química. Si se produce una reacción química por el paso de electricidad a través de ella, tenemos las celdas electrolíticas. Cuando se combinan dos o más celdas en serie o paralelo se obtiene una batería. El acumulador de plomo es una batería constituida por tres celdas conectadas en serie.

4.3 MATERIALES Y REACTIVOS

- voltímetro de Hoffman - Solución de agua acidulada- Nuez doble - H2SO4 10% - 1 Soporte universal- Pinza porta buretas- Amperímetro c.c.- Cronometro- Cables Conductores

4.4 FLUJOGRAMA DEL PROCEDIMIENTO

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4.5 DATOS Y CALCULOS

4.5.1 DATOS

Se graduó el voltímetro, de tal manera que tenía un voltaje de 10 V.Se conectaron los cables con pinzas caimán desde el voltímetro al voltámetro de Hoffman.El tiempo en el que se llevó a cabo la electrólisis es de 10 minutosLa sustancia se disolvió en un matraz aforado de 250 ml.La solución obtenida se la vació en el voltámetro de Hoffman; tomando la precaución de colocar las llaves en posición “abierta” para evitar diferencias de presión.

INICIOINICIO

Armar el sistema de acuerdo a la figura ya mostrada.Armar el sistema de acuerdo a la figura ya mostrada.

Llenar el voltímetro con la solución preparada, hasta llenar totalmente las ramas laterales.

Llenar el voltímetro con la solución preparada, hasta llenar totalmente las ramas laterales.

Verificar que las llaves estén bien cerradas.Verificar que las llaves estén bien cerradas.

Cerrar el circuito y medir el tiempo y la intensidad de corriente.Cerrar el circuito y medir el tiempo y la intensidad de corriente.

Medir las alturas del hidrogeno y oxigeno respectivamente.Medir las alturas del hidrogeno y oxigeno respectivamente.

FINFIN

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T (s) I (A)0 0.27

30 0.2660 0.2690 0.26

120 0.25150 0.25180 0.24210 0.24240 0.24270 0.20

PROMEDIO 0,263

4.5.2 CALCULOS.- Determinar la cantidad de electricidad que atravesó por el

voltámetro. Reemplazando datos se tiene:

- Determinar la relación de volumen de hidrogeno y oxigeno

El hidrógeno al ser un gas liviano se fue obteniendo a mayor rapidez y en mayor cantidad en comparación con el oxígeno.Teóricamente la relación debería ser:

De 2 a 1 pero experimentalmente esta relación nos sale 1,92 a 1

asemejando esto de 2 a 1.- determine la masas de del hidrogeno y oxigeno

respectivamente.

Volúmenes Finales tanto del hidrogeno como del oxigeno:Vf H2 = 32,2cm3

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Vf O2 = 16,4 cm3

Para el hidrógeno

Dando nos un nivel de referencia en el manómetro de Hoffman, obtendremos la siguiente ecuación:A T =20,3ºc se tiene: Pv=17.54mmHg

Despejando:

Reemplazando datos se tiene:

Por La ley de los gases:

Por la ley de Faraday hallamos la masa experimental:

Calculando el rendimiento:

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Para el oxígeno

Despejando:

Reemplazando datos se tiene:

Por La ley de los gases:

Calculando la constante de Faraday:

Calculando el rendimiento:

- Calculando el Número de Avogadro.

o también sabemos también que y

sabemos que

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Para el hidrógeno:

Como ya tenemos la constante de faraday podremos hallar el número de avogadro:

Para el oxígeno:

Como ya tenemos la constante de faraday podremos hallar el número de avogadro:

Hallando el promedio de la constante de faraday

Hallando su diferencia de error para la constante da faraday:

Hallando el promedio del número de avogadro:

Hallando su diferencia de error para el numero de avogadro

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4.7 CONCLUSIONES Y OBSERVACIONES.

Nuestro rendimiento de la masa de hidrogeno fue optima; ya que la diferencia entre la masa experimental y la masa teórica solo fue por decimales, mientras que el rendimiento fue bajo, de la masa de oxigeno y creemos que fue por la mala lectura en el lado por el que se desprendía el oxigeno.

El número de Avogadro tiene una diferencia muy grande en comparación con su valor teórico. Esto se puede deber al mal manejo de datos, o sea, que este número fue calculado en condiciones normales de presión y temperatura; datos que varia enormemente en la realización de este laboratorio.

Nuestra lectura de las intensidades fue cada 30 segundos para tener un valor sin muchos errores.

Las alturas manométricas las convertimos a milímetros de mercurio, para poder obtener una relación de unidades.

4.8 BIBLIOGRAFIA.

- ENCICLOPEDIA MICROSOFT ENCARTA 2001

- GUÍA DE QUÍMICA 104Ing. Roberto Parra

- GUIA DE ELECTROQUIMICAIng. Gabriel Mejía

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