Electrolisis De Metales

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y TEXTIL Escuela Profesional de Ingeniería Química

Laboratorio de Fisicoquímica II QU 435

ELECTROLISIS ALUMNOS: Hancco Palomino, Danny Ruben

20152698E

Huerta Maslucán Manuel Iván

20151234E

Mayhua Huaman, Jhony

20151367E LIMA-PERU 2018-2

ELECTROLISIS DE METALES

INDICE Página.

1. OBJETIVOS ……………………………………………………….…………………2 2. FUNDAMENTO TEORICO ………………………………….………..………...2 3. DATOS…………………………………………………………………….…………..4 3.1 DATOS EXPERIMENTALES……………………………….…….………..4 3.2 DATOS BIBLIOGRAFICOS…………………………………..…………….4 4. TRATAMIENTO DE DATOS……………………………………….…………….5 5. DISCUSIÓN DE RESULTADOS………………………………….……………9 6. CONCLUSIONES ………………………………………………………….….…..9 7. RECOMENDACIONES………………………………………..……..…………..9 8. BIBLIOGRAFIA………………………………………………………….…..………9 ANEXO…………………………………………………………………….…..………10

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ELECTROLISIS DE METALES 1. OBJETIVO:  Estudiar la electrodeposición de metales a partir de soluciones complejas.  Cuantificar la masa electro depositada del metal estudiado en nuestro caso el (Zn).  Estudiar las reacciones que se llevan a cabo en cada electrodo. 2. FUNDAMENTO TEORICO: ELECTROQUÍMICA: Las reacciones de oxidación – reducción implican la transferencia de electrones. Dado que la corriente eléctrica está constituida por un flujo de electrones, es posible utilizar reacciones químicas para generar energía eléctrica y, a la inversa, aprovechar la corriente eléctrica para inducir reacciones químicas. Las baterías (o pilas) para linternas, radios, calculadoras de bolsillo, relojes y automóviles, por nombrar sólo algunas de sus aplicaciones, hacen uso de reacciones químicas para producir una corriente eléctrica. Por otra parte, la producción industrial de muchos metales, tales como sodio, aluminio y cobre, está basada en la utilización de energía eléctrica para reducir los iones metálicos positivos al metal elemental. Electrodeposición: El cobre puede depositarse en forma de lámina sobre el cátodo durante la electrólisis. Otros metales se pueden depositar de modo análogo sobre un cátodo en procesos semejantes. Este procedimiento es denominado electrodeposición. El objeto que se va a recubrir con la lámina metálica constituye el cátodo de una célula electrolítica en la que el ánodo es el metal que debe formar el recubrimiento. Muchas piezas de automóviles, como los parachoques y las manivelas de las puertas, se recubren con cromo para embellecerlas y, al mismo tiempo, protegerlas contra la corrosión. Los cuchillos, tenedores, cucharas, bandejas, jarras y muchos otros objetos caseros se suelen platear electrolíticamente (Gillespie, Humphreys, Baird, Robinson)

El depósito electrolítico de metales consiste en recubrir un objeto de metal con una capa más o menos espesa de otro metal más precioso (níquel, cromo, plata, oro, etc.) mediante procesos electrolíticos. El cromado de metales, el plateado y el dorado de otros menos nobles, etc. constituyen ejemplos importantes de la aplicación de esta técnica. El grosor de la capa de metal depositado depende de la intensidad de la corriente y del tiempo que dure la operación. El depósito electrolítico se lleva a cabo en cubas electrolíticas, en la que el objeto que se requiere recubrirse se coloca como cátodo, actuando de ánodo una lámina de metal que se va a depositar y de electrolito una disolución de iones. (Fuente:http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/433-electrolisis-de-soluciones-acuosas.html)

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Leyes de la Electrólisis Los siguientes conceptos son referidos a la corriente eléctrica necesarios para comprender el significado de las leyes de Faraday: 1) La cantidad de electrones (electricidad) que circulan por un conductor se mide en Coulomb. q = carga [q] = coulomb 2) La intensidad de la corriente (caudal de electrones) expresa la cantidad de electricidad que circula por un conductor por unidad de tiempo. La intensidad de la corriente se mide en Ampere. I = Q /t Q = I x t [I] = A. 3) Cuando una fuente fuerza a los electrones a circular por un conductor, se presenta una resistencia al flujo de corriente y se produce una caída de potencial. La resistencia eléctrica se mide en Ohm, y la diferencia de potencial en Voltios. E = I x R [E] = V y [R] = ohm Primera Ley de Faraday: La masa de un elemento depositada en un electrodo es proporcional a la cantidad de electricidad que pasa a través de la solución del electrolito fundido. m=KxIxt Donde K es una constante que depende del catión y se denominaequivalenteelectroquímico. Segunda Ley de Faraday: Las masas de elementos que se depositan en los electrodos son proporcionales a los equivalentes químicos. Recordemos que el equivalente químico de un elemento es el cociente entre el peso atómico gramo de ese elemento y su valencia: Eq = Pa/V Número de Faraday: Para depositar el equivalente químico de cualquier elemento se necesita la misma cantidad de electricidad. La constante o número de Faraday (F) es de96500 coulomb (96494). Por ejemplo, para depositar: 1,008 gr de H+, 107,8 gr de Ag+, Cu+ son necesarios 96500 coulomb.

31.75 gr de CU2+o 63.5 gr de

Vale aclarar que: 96500 coulomb = carga de 6,02.1023electrones, de lo que se deduce que la carga de un electrón es 1,6 .10-19coulomb. Equivalente electroquímico: Se llama equivalente electroquímico # a la masa de un elemento depositada, durante la electrólisis, por la carga de un coulomb.

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K = Eq/F En todos los casos, la cantidad de material que se deposita en cada electrodo al pasar la corriente por un electrolito sigue las leyes de Faraday. Todos los cambios químicos implican una reagrupación o reajuste de los electrones en las sustancias que reaccionan; por eso puede decirse que dichos cambios son de carácter eléctrico.

Para producir una corriente eléctrica a partir de una reacción química, esnecesario tener un oxidante, es decir, una sustancia que gane electrones fácilmente, y un reductor, es decir, una sustancia que pierda electrones fácilmente.

3. DATOS: 3.1Datos experimentales: tiempo (min) 0 5 10 15 20

Intensidad (A) 0 1 1 1 1

Voltaje (V) 0

Masa total (g) 82.80 82.92 83.13 83.46 83.90

Por diferencia obtenemos las masas de zinc electro depositadas: Tiempo (s) 0 300 600 900 1200

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Intensidad (A) 0 1 1 1 1

Voltaje (V) 0 2 2 2 2

Masa Zinc depositado (g) 0 0.12 0.21 0.33 0.44

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DIMENSIONES DE NUESTRA PLACA MEDICIONES DE LA PLACA Largo

7.6 cm

Ancho

4.9 cm

grosor

0.2 cm

3.2 DATOS BIBLIOGRÁFICOS Masa molar del zinc (g/mol)

65.38 g/mol

4. TRATAMIENTO DE DATOS: 4.1 Explique con reacciones lo que ocurre en el ánodo y cátodo. - En el Ánodo: En el ánodo ocurre la oxidación del Zinc metálico y también el agua se oxida liberando O2 (g). Reacción Zn(s) Zn2+(ac) + 2e− 2H2O(l)O2(g) + 4H+4e− -

ΔV (V) 0.76 -1.23

En el Cátodo: En este electrodo se reduce el Zinc (de ion Zn2+ Zn(s)); también se reduce el agua liberando H2(g). Reacción + 2e− → Zn(s) 2H2O + 2e → H2(g) + 2 OH-(ac) Zn2+(ac)

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ΔV (V) -0.76 -0.83

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4.2 Determine los pesos teóricos y experimentales para cada tiempo empleado en la electrodeposición. Tiempo (s)

Intensidad (A) 0 1 1 1 1

0 300 600 900 1200 Masa depositada:

Voltaje (V)

Masa Zinc depositado 0 0.12 0.21 0.33 0.44

0 2 2 2 2

𝑚 = 𝐾𝑥𝑄

Donde: Q: Carga de la corriente empleada 𝑄 = 𝐼𝑥𝑡

(𝐶)

K: Equivalente electroquímico 𝐾=

𝑃𝑒𝑠𝑜𝑎𝑡𝑜𝑚𝑖𝑐𝑜 (𝑉𝑎𝑙𝑒𝑛𝑐𝑖𝑎)(96500)

𝑔 ( ⁄𝐶 )

Hallando K para el Zinc 𝐾=

65,38 (2)(96500)

𝑔 ( ⁄𝐶 )

𝐾 = 3.389𝑥10−4 Hallando la masa del Zinc depositado para t =5 min 𝑀(𝑡 = 5𝑚𝑖𝑛)=𝐾𝑥𝐼𝑥𝑡

𝑀(𝑡 = 5𝑚𝑖𝑛) = 3.389𝑥10−4 𝑥1𝑥300 𝑀(𝑡 = 5𝑚𝑖𝑛) = 0.10167 𝑔

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Hallando la masa del Zinc depositado para t =10 min 𝑀(𝑡 = 10𝑚𝑖𝑛)=𝐾𝑥𝐼𝑥𝑡

𝑀(𝑡 = 10𝑚𝑖𝑛) = 3.389𝑥10−4 𝑥1𝑥600 𝑀(𝑡 = 10𝑚𝑖𝑛) = 0.20334 𝑔 Hallando la masa del Zinc depositado para t =15 min 𝑀(𝑡 = 15𝑚𝑖𝑛)=𝐾𝑥𝐼𝑥𝑡

𝑀(𝑡 = 5𝑚𝑖𝑛) = 3.389𝑥10−4 𝑥1𝑥900 𝑀(𝑡 = 15𝑚𝑖𝑛) = 0.30501 𝑔

Hallando la masa del Zinc depositado para t =20 min 𝑀(𝑡 = 20𝑚𝑖𝑛)=𝐾𝑥𝐼𝑥𝑡

𝑀(𝑡 = 20𝑚𝑖𝑛) = 3.389𝑥10−4 𝑥1𝑥1200 𝑀(𝑡 = 20𝑚𝑖𝑛) = 0.40668 𝑔

Resolviendo para los demás tiempos obtenemos: Tiempo (s) 0 300 600 900 1200

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Intensidad (A) 0 1 1 1 1

Masa Zinc (g) depositado (teórico) 0 0.10167 0.20334 0.30501 0.40668

Masa Zinc (g) depositado(experimental) 0 0.12 0.21 0.33 0.44

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4.3 Determine los rendimientos en cada caso. Hallando el rendimiento teórico

𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 =

Rendimiento experimental 𝑥100% Rendimiento teórico

Para tiempo= 5 minutos: 𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 =

Rendimiento experimental 0.12 𝑥100% = 𝑥100% = 118.028% Rendimiento teórico 0.10167

Resolviendo para los demás tiempos obtenemos: Tiempo (min) 5 10 15 20

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Masa Zinc (g) depositado (teórico) 0.10167 0.20334 0.30501 0.40668

Masa Zinc (g) depositado(experimental) 0.12 0.21 0.33 0.44

Rendimiento (%) 118.028 103.275 108.193 108.193

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5. DISCUSIÓN DE RESULTADOS:  

 

¿Por qué los rendimientos son más del 100%? El rendimiento teórico o ideal de una reacción química debería ser el 100%, un valor que es imposible alcanzar en la mayoría de puestas experimentales. Es por eso que el error de los resultados se debe al factor tiempo en la cual por un minuto o más de espera, la electrodeposición fue mayor con respecto al teórico. De acuerdo con las reacciones notamos que el agua se reduce liberando hidrogeno en el cátodo y se oxida liberando oxígeno en el ánodo. El zinc sufre también una oxidación y una reducción ya que los electrodos son de Zinc. .

6. CONCLUSIONES:   

Las eficiencias están por encima del 100%. Se colocó la placa (cátodo) entre dos ánodos para que la electrodeposición sea homogénea (en la placa). Es importante mantener constante la corriente eléctrica (intensidad de corriente) para evitar errores en el cálculo.

7. RECOMENDACIONES: 

Se debe suministrar una corriente no tan alta para una buena electrodeposición y obtener una capa fina y homogénea.

8. BIBLIOGRAFIA:  Brown Lemay. “Química la ciencia central”, Ed. Pearson, 9naedición  http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/433-electrolisis-de-solucionesacuosas.html  Gillespie, Humphreys, Baird, Robinson - QUÍMICA - editorial reverté, S.A. - pág. 721, 735,736  Ira N. Levine - FISICOQUÍMICA volumen 2 - quinta edición - editorial Mc Graw Hill pág. 532

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ANEXO

Imagen tomada en el laboratorio de fisicoquímica

APLICACIÓN INDUSTRIAL PURIFICACIÓN ELECTROLÍTICA: En este caso hablaremos de la purificación electrolítica del cobre. Cuando se han obtenido los metales a través de algún tipo de proceso metalúrgico, es por lo general conveniente o necesario, someterlos a procedimientos de refinamiento o purificación para hacerlos útiles para ser utilizados. Esto sucede con el cobre, cuyo uso como conductor eléctrico depende en gran parte del grado de pureza que presente. Para purificar este metal de manera electrolítica se utiliza un electrolito, el cual es una sal soluble de cobre, como puede ser por ejemplo sulfato de cobre, y el ánodo es una barra, también de cobre, pero impurificada. En cuanto al cátodo, este es una placa de cobre en estado puro, sobre la cual se va a ir depositando el metal. Si se mantiene un potencial adecuado, el cobre que se encuentra en el ánodo procederá a oxidarse y pasará a la disolución, donde posteriormente se depositará en la placa del cátodo.

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Ánodo: Cu (s) + 2e-→ Cu2+ (ac) Cátodo: Cu2+ (ac) + 2e-→ Cu (s) Las impurezas que se encontraban en el metal, es decir, presencia de otro tipo de metales que suelen encontrarse en los minerales como el cobre, no pasan a depositarse sobre el cátodo. Los iones metálicos como son el Fe2+ o el Zn2+, seguirán en la disolución, pero otros metales más nobles como la plata, el platino, o el oro, se caerán al fondo del contenedor, donde se podrán retirar con posterioridad para ser utilizados.

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