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Universidad del Perú, DECANA DE AMÉRICA. FACULTAD DE INGENIERIA GEOLÓGICA, MINERA, METALÚRGICA, GEOGRÁFICA Y CIVIL. E.A.P. INGENIERÍA DE MINAS Año de la Inversión para el Desarrollo Rural y la Seguridad Alimentaria
PRÁCTICA NO8–ELECTROLISIS
DOCENTE:
Ing. Hugo Galarreta Díaz
INTEGRANTES:
CODIGO:
OsccoCardenas, OsccoCarden as, JhorKeven JhorKeve n 13160215 Rivas castillo, Ronald Jonel 13160127 13160127 Zender Poma, Kevin Ronny 13160121
FECHA DE ENTREGA:
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LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL
E.A.P. ING. MINAS
UNMSM
MARTES 18 DE JUNIO DEL 2013
INDICE
PRACTICA N°8: ELECTROLISIS
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LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL
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RESUMEN •
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CONCEPTOS TEORICOS •
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MATERIALES •
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PROCEDIMIENTOS EXPERIMENT EXPERIMEN TALES •
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CONCLUSIONES •
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RECOMENDACIONES •
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BIBLIOGRAFIA •
17
APENDICE •
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PRACTICA N°8: ELECTROLISIS
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RESUMEN
El objetivo de este experimento es observar la descomposición química de las sustancias que son el Kl,CUSO 4, Cu mediante la ayuda de la corriente eléctrica. Así como también identificar los productos formados depositados y desprendidos de las sustancias en la electrolisis También se logró diferenciar entre los electrodos solubles e insolubles. Para este experimento tuvimos que tener conocimientos previos sobre los electrolitos específicamente de los electrolitos sólidos con los cuales íbamos a trabajar en este experimento así como también tener la teoría sobre la electrolisis con sus previas leyes que se cumplen teóricamente pero en lo experimental iba a variar un poco.
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CONCEPTOS TEORICOS
LA ELECTROLISIS: La electrólisis es el proceso que separa los elementos de un compuesto por medio de la electricidad. En ella ocurre la captura de electrones por los cationes en el cátodo (una reducción) y la liberación de electrones por los aniones en el ánodo (una oxidación). * Se aplica una corriente eléctrica continua mediante un par de electrodos conectados a una fuente de alimentación eléctrica y sumergidos en la disolución. El electrodo conectado al polo positivo se conoce como ánodo, y el conectado al negativo como cátodo. * Cada electrodo atrae a los iones de carga opuesta. Así, los iones negativos, o aniones, son atraídos y se desplazan hacia el ánodo (electrodo positivo), mientras que los iones positivos, o cationes, son atraídos y se desplazan hacia h acia el cátodo (electrodo negativo). * La manera más fácil de recordar toda esta terminología es fijándose en la raíz griega de las palabras. O dos significa camino. Electrodo es el camino por el que van los electrones. Catha significa hacia abajo (catacumba, catástrofe). Cátodo es el camino por donde caen los electrones. Anas significan hacia arriba. Ánodo es el camino por el que ascienden los electrones. Ion significa caminante. Anión se dirige al ánodo y catión se dirige al cátodo. La nomenclatura se utiliza también en pilas. Una forma fácil también de recordar la terminología es teniendo en cuenta la primer letra de cada electrodo y asociarla al proceso que en él ocurre; es decir: en el ánodo se produce la oxidación (las dos palabras empiezan con vocales) y en el cátodo la reducción (las dos palabras comienzan con consonantes). * La energía necesaria para separar a los iones e incrementar su concentración en los electrodos es aportada por la fuente de alimentación eléctrica. * En los electrodos se produce una transferencia de electrones electron es entre estos y los iones, produciéndose produciénd ose nuevas sustancias. Los iones negativos o aniones ceden electrones al ánodo (+) y los iones positivos o cationes toman electrones del cátodo (-). (- ). En definitiva lo que ocurre es una reacción de oxidación-reducción, donde la fuente de alimentación eléctrica se encarga de aportar la energía necesaria. Los líquidos son conductores de la corriente eléctrica (electrólitos, conductores de segunda clase) si, bajo la acción de un campo eléctrico externo, puede efectuarse en ellas el movimiento ordenado de los iones. El movimiento ordenado de los iones en los líquidos conductores se produce en el campo eléctrico creado por los electrodos, o sea conductores unidos u nidos a los polos de una fuente de energía en ergía eléctrica. El electrodo positivo recibe el nombre de ánodo y el negativo, el cátodo. Los iones positivos (cationes) se mueven hacia el cátodo y los iones negativos (aniones) se mueven hacia el ánodo. La corriente eléctrica en los electrólitos va acompañada de el fenómeno de la electrolisis, desprendimiento en los electrodos de las partes componentes de las sustancias disueltas o de otras, resultantes de reacciones secundarias en los electrodos.
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Varias versiones del enunciado de las leyes se pueden encontrar en los libros de texto y la literatura científica. La más utilizada es la siguiente: * 1 a ley de Faraday de la electrólisis - La masa de una sustancia alterada en un electrodo durante la electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de electricidad transferida a este electrodo. La cantidad de electricidad se refiere a la cantidad de carga eléctrica, que en general se mide en culombios.
* El coeficiente de proporcionalidad k se denomina equivalente electroquímico de la sustancia. Este coeficiente es numéricamente igual a la masa de sustancia desprendida cuando por el electrólito pasa la unidad de carga eléctrica y depende de la naturaleza química de lasustancia. * 2 a ley de Faraday de la electrólisis - Para una determinada cantidad de electricidad (carga eléctrica), la masa de un material elemental alterado en un electrodo , es directamente proporcional al peso equivalente del elemento. El peso equivalente de una un a sustancia es su masa molar dividida por un entero que depende de la reacción que tiene lugar en el material.
Dónde: m es la masa de la sustancia producida en el electrodo (en gramos), gramos), Q es la carga eléctrica total que pasó por la solución (en culombios), culombios), q es la carga del electrón = 1.602 x 10 -19 culombios por electrón, n es el número de valencia de la sustancia como ion en la solución
(electrones por ion), -1 F = = qN A = 96485 C·mol es la Constante la Constante de Faraday,
M es es la masa molar de la sustancia (en gramos por mol), mol), y N A es el Número el Número de Avogadro = 6.022 x 10 23 iones por mol. I es es la corriente eléctrica (en Amperios) t es es el tiempo transcurrido (en segundos)
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APARATOS Y MATERIALES MATERIALES
3.1.- MATERIALES
1 gradilla con 6 tubos de ensayo.
1 tubo en “U”.
1 pipeta graduada de 10 ml. 1 matraz Erlenmeyer de 250 ml. 1vaso de 250 ml. 1 bureta de 50 ml. 1 soporte universal. 1 pinza. 1 pisceta. 1 fuente de corriente de 0 a 20 V. 2 electrodos de carbón (de pila). 2 enchufes y cable eléctrico para conexiones.
3.2.- REACTIVOS
Alambre o chatarra de cobre (Cu). Lamina de cobre puro de 15 x 80 mm. Viruta de cobre. Ácido sulfúrico concentrado. Ácido clorhídrico 0.1 N.
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Ácido nítrico 3M. Cloruro férrico 0.1 M. Tetra cloruró de carbono. Indicador de fenolftaleína. Indicador de anaranjado de metilo. Almidón.
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PROCEDIMIENTOS EXPERIMENTALES Para estaba octava práctica de laboratorio hicimos tres ejemplos de electrolisis los cuales son: 1.-Electrolisis de la solución de Kl.
2.-Electrolisis de la solución de CUSO4.
3.-Purificacion del cobre.
A) ELECTROLISIS DE LA SOLUCION DE KI PRACTICA N°8: ELECTROLISIS
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Procedemos a colocar una cantidad suficiente de KI de 0.5 M en el tubo en U de modo que llegue hasta 1 cm por debajo de la parte superior en nuestro caso lo calculamos como para que a la hora que introducir los electrodos no se rebalse en el tubo en U. Luego procedemos a instalar el aparato para la electrolisis con una fuente de corriente (directa) (directa) continua de 12V la cual tiene como electrodos a dos cilindros solidos de carbón .Después de hacer las conexiones eléctricas correspondientes dejamos transcurrir la electrolisis durante 10 minutos hasta un poco más de tiempo para que produzca la reacción . Observando nos dimos cuenta que en un lado del electrodo se forma yodo gaseoso por lo cual será el ánodo en el otro extremo se formara hidrogeno gaseoso por lo cual será el cátodo y se procederá a señalarlo en el cable para ver que parte es ánodo y cátodo aquí veremos mejor la reacción producida :
ANODO: (OXIDA)
CATODO:
2I2H2O + 2e-
I2
+
2e-
H2 + OH-
(REDUCE)
Terminada la reacción, desconectamos el equipo y retiramos con mucho cuidado los electrodos. Luego extraemos con el gotero 2ml de la solución del extremo donde estaba el cátodo y lo vaciamos en dos tubos de ensayo, en el primer p rimer tubo agregamos 2 gotas de fenolftaleína para comprobar la reacción del ion oxidrilo de la solución, la cual nos dio un color grosella. En el segundo tubo le agregamos FeCL3 0.1 M y nos saldrá una solución de color negro. Para la otra parte extraemos 2 ml de la solución de la parte del ánodo, para luego vaciar en 2 tubos de ensayo en partes iguales en el primer tubo añadimos 2 gotas de CCL 4 agitamos y dejamos reposar y observamos que la coloración que toma la solución de la capa inferior
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es más densa y de color lila. Al segundo tubo añadimos2 gotas de almidón y se observa que al agitarlo se torna de coloración negra.
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B) ELECTROLISIS DE LA SOLUCION DE CUSO4
Para este segundo experimento se usara el CUSO 4y se procederá a realizar los pasos anteriores se colocara los electrodos en el tubo en U y se dejara por 10 min. Con corriente y se observara que: En el cobre se reduce y se forman manchas manchas de color rojizo. rojizo. En el agua el hidrogeno se oxida formando burbujas.
C) PURIFICACION DEL COBRE (ELECTRODOS DE COBRE :ANODO SOLUBLE)
Diferencia de los demás electrodos insolubles se trabajara con electrodos solubles de cobre para lo cual realizamos los siguientes pasos en un vaso de 250 ml le agregamos 1 ml de H2SO4 para lo cual cual ya tenemos tenemos instalados instalados como
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ánodo un alambre de cobre puro de 15x80 mm. Para luego introducir los electrodos en el vaso con solución. Después de hacer las conexiones dejamos que pase la electrolisis con una tensión de 2-4 V entre los electrodos durante15-20 durante15-20 min. En nuestro caso fue hasta que fuese conveniente para nuestra reacción aquí se va depositar d epositar el cobre en el catodo de esta manera se purifica el cobre llamado también como cobre electrolítico. electrolítico.
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CONCLUSIONES
En los procesos electrolíticos se lleva a cabo una gran interacción entre electrones. En el cátodo y en el ánodo de una misma celda electrolítica se desarrollan procesos diferentes, reducción y oxidación respectivamente. Mediante indicadores se puede saber qué proceso se desarrolló en una determinada zona. Este proceso es una gran ayuda para diferentes industrias como por ejemplo la metalúrgica, ya que mediante este se logran los mayores porcentajes de purificación.
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RECOMENDACIONES
Antes de comenzar con todos los procesos fijarse que las herramientas se encuentren completamente limpias. Después de terminar el experimento con cada mezcla volver v olver a lavar las herramientas con detergente y enjuagar con agua destilada. Percatarse que el nivel de energía utilizada para el experimento sea el correcto en cada caso. No permanecer mucho tiempo expuesto a los gases desprendidos en las reacciones. Reconocer los compuestos y catalogarlos de acuerdo al nivel de precaución que se debe tomar al momento de trabajar con ellos.
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BIBLIOGRAFIA http://www.google.com.pe/search?q=ELECTROLISIS&tb http://www.google.com.pe/search?q= ELECTROLISIS&tbm=isch&tbo=u&s m=isch&tbo=u&source=univ&sa=X& ource=univ&sa=X&ei=W7 ei=W7 nAUeqDHIPk9AScrIH4Aw&ved=0CDgQsAQ&biw=1280&bih=885 http://www.slideshare.net/julolisapa/electrolisis-7618774 http://www.lenntech.es/electrolisis.htm http://enciclopedia.us.es/i http://encicl opedia.us.es/index.php/Elec ndex.php/Electr%C3%B3lisis tr%C3%B3lisis
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CUESTIONARIO 1.-Escribir las ecuaciones de las semireacciones y las reacciones totales de los procesos primarios y secundarios que tienen lugar en los electrodos. electro dos. En la solución de KI, las reacciones a lugar son: Anódica: 2H2O + 2e- → H2↑ + 2OH- (Oxidación) Catódica: 2I- → I2↓ + 2e- (Reducción) En la solución de CuSO4, las reacciones a lugar son: Anódica: 2H2O → O2↑ + 4OH- + 4e- (Oxidación)
Catódica: 2Cu+2 + 4e- → 2Cu↓ (Reducción) En la purificación de CuSO4, las reacciones a lugar son: Anódica: Cu → Cu+2 + 2e- (Oxidación)
Catódica: Cu+2 + 2e- → 2Cu↓ (Reducción) 2.-¿Qué productos se han formado, depositado y desprendido en los electrodos y que iones quedan presentes en las soluciones. En la solución de KI, las reacciones a lugar son: Anódica: 2H2O + 2e- → H2↑ + 2OHCatódica: PRACTICA N°8: ELECTROLISIS
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2I- → I2↓ + 2eEn la solución de CuSO4, las reacciones a lugar son: Anódica: 2H2O → O2↑ + 4OH- + 4e-
Catódica: 2Cu+2 + 4e- → 2Cu↓ En la purificación de CuSO4, las reacciones a lugar son: Anódica: Cu → Cu+2 + 2e-
Catódica: Cu+2 + 2e- → 2Cu↓ 3.-En la electrólisis de una solución de CuSO4 ¿Qué volumen de O2 (medido a condiciones normales) es liberado en el ánodo, en el tiempo que transcurre para depositar sobre el cátodo 5g de Cu? En la solución de CuSO4, las reacciones a lugar son: Anódica: 2H2O → O2↑ + 4OH- + 4e- (Oxidación)
Catódica: 2Cu+2 + 4e- → 2Cu↓ (Reducción) #EqO2=#EqCu W5 -------- = --------32 63,5 ---- -----
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42 w = 1,25g Luego: 1,25gr x (1mol / 32) x (22,4L / 1mol) =0,88L 4.-¿Cuál es la molaridad de H+ en una solución después de la electrólisis descrita en el problema anterior?. El volumen final de la solución es 300mL. 300m L. 5= Q x (63,5/2)/ 96500 Q= 15196,85 Xmol de e 96500 1mol de e X=0,15mol de e M=0,15 /0,3 5. ¿Qué papel juega la concentración de los iones H+ en la solución durante la electrólisis?. De un ejemplo y explique con semireacciones.
Se encarga de darle acides para una solución, le da el carácter acido y si la sustancia es básica se puede neutralizar con iones H+. Por ejemplo en el CUSO4:
ANODO SE DA LA LA OXIDACION OXIDACION DEL AGUA Y EN CATODO SE DA REDUCCION REDUCCION DEL COBRE +2 A COBRE.
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