practica 3 faraday eq.gra cobre

5/12/2018 Practica 3 Faraday Eq.gra Cobre - slidepdf.com

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Escuela Superior Politécnica del

Litoral

Instituto de Ciencias Químicas y Ambientales

Practica # 3:

Determinación del Faraday y Equivalente

Gramo del Cobre

Integrantes:

Grace Estefanía Franco Jiménez.

Karen Lissette Quimi Arteaga.

Paralelo: 3

Profesor:

Ing. Raúl Paz

Fecha:

17 de Noviembre del 2011.



OBJETIVOS:

Comprobar por medio de la electrólisis del agua acidulada, la ley de

Faraday.

Determinar experimentalmente el peso del equivalente gramo del cobre.

MARCO TER OR ICO:

Se define como la cantidad de carga eléctrica en un mol de electrones. La

constante de Faraday fue nombrada así en honor del científico británico Michael

Faraday. Es utilizada en los sistemas electroquímicos para calcular la masa de los

elementos que se formarán en un electrodo. Está representada por el símbolo F, y

está dada por la relación:

Donde NA es el número de Avogadro (aproximadamente 6,022×1023 mol-1) y e

es la carga eléctrica elemental, o la magnitud de la carga eléctrica de un electrón

(aproximadamente 1.602×10 19 culombios por electrón).

El valor de F fue calculado pesando la cantidad de plata depositada en una

reacción electroqu mica en la que una cantidad determinada de corriente fue

conducida en un determinado tiempo. Este valor fue luego utilizado para calcular

el número de Avogadro. Las investigaciones continúan para determinar una

manera más exacta de calcular La constante de Faraday, y por lo tanto el número

de Avogadro. Inclusive hay planes de utilizar este valor para redefinir el

kilogramo en términos de un número espec fico de átomos.

Para realizar cálculos usando esta constante, tenemos que tener en cuenta las

siguientes premisas:



La cantidad de sustancia producida por electrólisis es proporcional a la cantidad

de electricidad usada. Para una cantidad dada de electricidad, la cantidad de

sustancia producida es proporcional a su peso.

La cantidad de corriente o cargas que pasa en un determinado tiempo se puede

calcular con la siguiente fórmula:

Q = I x t

Donde Q es la cantidad de cargas en culombios, I es la intensidad de la corriente

en amperes y t el tiempo que transcurre, en segundos.

Teniendo en cuenta el valor de la constante de Faraday, se puede calcular la

cantidad de electricidad requerida para depositar una determinada cantidad de

metal, según la siguiente fórmula:

Q = n(e) x F

Donde Q es la cantidad de cargas en culombios, n (e) es la cantidad de moles de

electrones y F la contante de Faraday.



EQUIPOS, APARATOS, MATER IALES Y R EACTIVOS:

Equipos y Materiales:

y Amperímetro

y Batería

y Interruptor

y Pinzas

y Cables

y Electrodo de Hierro

y Terminales tipo lagarto

y Placa de cobre

y Soporte universal

y Agarradera para tubo

y Tubo de ensayo

y Vaso de precipitación de 100ml

y Probeta graduada de 20ml

y Lápiz demográfico

y Algodón

Reactivos:

y Ácido sulfúrico 3M

PR OCEDIMIENTO:

1. En un tubo de ensayo coloque 15.0 ml de agua exactamente medidos en

una probeta graduada y señale en el tubo con un lápiz demográfico elvolumen del agua.

2. Deseche el agua y luego el tubo con la solución electrolítica de acido

sulfúrico 3M.

3. Tape el tubo con algodón humedecido y móntelo invertido en la solución

que tiene el vaso.



4. Retire el algodón con pinzas, cuidando que no entren burbujas de aire en

el tubo.

5. Pese la placa anódica en una balanza analítica.

6. Coloque en el vaso, la placa y el cátodo separándolo uno del otro.

7. Conecte la placa de cobre con el polo positivo de la batería y el cátodo con

el polo negativo de la misma, intercalando en serie un amperímetro y un

interruptor.

8. Cierre el interruptor y anote el tiempo y la lectura del amperímetro.

9. Durante la electrolisis hay que cuidar de no remover los electrodos.

10. Deje que la electrólisis proceda hasta que se hayan recogido exactamente

15ml de hidrógeno y anote otra vez lo que señala el amperímetro.

Interrumpa la corriente y anote el tiempo.

11. Determine luego la altura de la columna de agua en el tubo cuando tiene

15ml de gas, la temperatura de la disolución y la presión barométrica.

12. Enjuáguese el ánodo de cobre en un vaso de agua destilada, seque con

papel filtro y pese en la balanza analítica.

CátodoÁnodo



TABLA DE DATOS:

Presiones de Vapor de agua a distintas temperaturas

Momento de iniciarse la electrolisis 0 [seg ]

Momento de terminarse las

electrolisis12 [min] 30 [seg]

Intensidad de la corriente al

principio120 x

Intensidad de la corriente al final 150 x

Volumen de Hidrogeno obtenido 15 x

Altura de la columna de agua 1 [cm]

Presión Barométrica 1 [atm]

Temperatura 301 ºK

Masa inicial del ánodo de cobre 13,5592 [g]

Masa final del ánodo de cobre 13,5221 [g]

TEMPERATURA

(C)

PR ESION

(mm Hg)

25 23.8

26 25.2

27 26.7

28 28.3

29 30.0

30 31.8

31 33.7

32 35.7

33 37.7

34 39.9

35 42.2

36 55.3



CALCULOS:

(Oxida)

(R educe)

Para calcular el número de moles de hidrógeno usamos la ecuación de losgases ideales.

º º

Entonces reubicando los datos tenemos:

º º

Calculando el Número de equivalentes de H2

1. Hallando el peso equivalente-gramo del Cobre tenemos:

Peso eq.

2. Usando la ecuación calcularemos el valor

experimental de la constante de Faraday.



TABLA DE R ESULTADOS:

Presión de la columna de agua en el tubo

(atm)

0.73 [mmHg]= 9.6x10-4

atm

Presión de Vapor de agua (atm) 0.037 atmPresión parcial de hidrogeno 0.9618 mmHg

Moles formados de H2 (n) 5.84 x 10-4

Moles reducidos de H+ 1.16 x 10-3

Intensidad media de la corriente durante la

electrolisis140 x 10-3 A

Tiempo de duración de la electrolisis en

segundos750 [seg]

Carga que ha pasado durante la electrolisis, en Coulombios

112.5 [C]

Valor de Faraday (Coulombios/mol de H+ 96,982 [C/mol]

Masa perdida por el ánodo de cobre 0.0371 [g]

Equivalente-gramo del cobre 31.98

Porcentaje de Error:

1. Para la Determinación del Faraday

2. Para el equivalente gramo del cobre



ANÁLISIS DE R ESULTADOS

Como se puede apreciar el porcentaje de error que se obtuvo en la contante de

Faraday fue de 0.5% y el del equivalente gramo de Cobre fue de 0.66% por lo

que se puede concluir que la practica fue bastante buena ya que error fue mínimo.

Los factores que pudieron intervenir en el porcentaje de error pudieron ser el

tiempo, el voltaje o el valor dado por el Ayudante de laboratorio en la altura de la

columna de agua.

Otro factor que pudo intervenir puede ser la temperatura a la que realmente

estábamos trabajando ya que eso conlleva a tener una falla en el número de

hidrógeno.

Para el cálculo de la constante de Faraday tuvimos que tener cuidado de que el

tubo de ensayo invertido tiene que estar rector y verificar de que el contenido no

se haya mezclado con el agua.

El tomar mal el tiempo y no saber convertir a segundo interfiere mucho a que la

práctica no salga bien, en nuestra experiencia al principio lo convertimos mal por

lo que no nos salía la constante y el error era muy alto.

La practica la pudimos concluir con éxito debido a que nos vimos interesadas a

preguntar a un compañero que ya había hecho la practica un día anterior y así

evitar dificultades con el experimento.

Para poder saber cuál es el ánodo y el cátodo debemos reconocer las reacciones

que se van a producir en la celda es decir saber quien se oxida y quien se reduce

y cuantos electrones se transfiere ya que interviene para el cálculo del número de

equivalente del Hidrógeno.



R ECOMENDACIONES:

Es recomendable tener mucho cuidado al poner el cátodo al alzar un

poquito el tubo invertido, pues si se alza demasiado el contenido del tubo

se puede disolver con el agua y producirá que la electrolisis no se

desarrolle bien. (Esto implica realizar otra vez la práctica).

No mover los electrodos durante la electrólisis.

Para esta práctica es recomendable tener la ayuda de alguien mientras se

toma el tiempo la otra persona visualiza el amperímetro y observa cuanto

marca, también al finalizar la practica tener las dos personas la

coordinación para parar el tiempo y observar que se haya recogido

exactamente los 15 ml de Hidrógeno en la marca antes puesta y abrir el

interruptor.

Pesar la placa anódica antes y después de la electrólisis.

CONCLUSI

ONES:

La masa de un producto obtenido o de reactivo consumido durante la

reacción en un electrodo, es proporcional a la cantidad de carga

(corriente por tiempo) que ha pasado a través del circuito.

Un Faraday equivale a 96487 Culombios.

El Faraday equivale a la carga de 6.02 x 1023 electrones.

Un equivalente-gramo es la cantidad de sustancia que produce un mol.

Se calcula: el peso molecular dividido para # de e-que se transfieren.



APLICACIONES:

Aplicaciones tecnológicas de los procesos electroquímicos: Los procesoselectroquímicos se emplean en la producción y purificación de diversos metales.

También se utiliza diariamente debido a la energía que se obtiene de estos

procesos que se usan industrialmente, claro que se debe tener mucho cuidado de

un mal uso o manejo de la misma.

R EFER ENCIAS BIBLIOGR ÁFICAS

http://www.fisicanet.com.ar /quimica/electrolisis/ap07_electrolisis.php

http://es.wikipedia.org/wiki/Ley_de_Faraday_de_la_electr%C3%B3lisis

Manual de prácticas de QUIMICA GENERAL II

FIRMA DE LOS ESTUDIANTES:

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Karen Quimi Arteaga Grace Franco Jiménez

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