INFORME DE LABORATORIO DE QUIMICA II

Estudiante: Víctor Lozano Veliz Danny Fuentes Posada

Fecha: 16 de junio de 2010

Paralelo: 002

Profesor: Ing. Raúl Paz

Tema: Determinación del Faraday y equivalencia gramo del cobre

1.- Objetivo: Comprobar por medio del agua acidulada, la ley de Faraday. Determinar experimentalmente el peso del equivalente gramo del cobre

2.- Teoría:Michael Faraday (1971 – 1867)Fue uno de los diez hijos de un herrero pobre, nació en Inglaterra. A la edad de 14 años entro como aprendiz de un encuadernador, quien proporcionó a Faraday tiempo para leer y asistir a conferencias.

En 1812 se convirtió en asistente en el laboratorio de Humphry Davy en la Royal Institution. Fue sucesor de Davy como el científico más famoso e influyente de Inglaterra, e hizo una cantidad asombrosa de descubrimientos, entre ellos su formulación de las relaciones cuantitativas entre la corriente eléctrica y el grado de reacción en las celdas electroquímicas.

Constante de FaradayLa constante de Faraday (F) es utilizada en física y química, y 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 electrónicos para calcular la masa de los elementos que formaran un electrodo.Esta representada por el símbolo F, y esta dada por la ecuación:

F=N A×q

Donde NA es el número de Avogadro (aproximadamente 6,02 x 1023 moles-1) y q es la magnitud de la carga de un electrón (aproximadamente 1,602 x 10-19 coulombs por electrón).

El valor de F fue determinado pesando la cantidad de plata depositada en una reacción electroquímica 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 para determinar una manera más exacta de determinar 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 específico de átomos, aunque por el momento la constante sigue siendo:

F=96485 ,3383Coulombmol

Leyes de Faraday

Primera ley: la masa sustancia liberada en una electrolisis es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que ha pasada a través del electrolito.

m=K×qDonde:m = masa de sustancia liberada o de electrolito descompuestoq = cantidad de electricidadK = equivalente electroquímico (cantidad de electrolito descompuesto o de sustancia liberada por 1 Coulombio de electricidad)

Segunda ley: las masas de distintas sustancias liberadas por una misma cantidad de electricidad son directamente proporcionales a sus pesos equivalentes.

En este experimento se deberá determinar el valor del Faraday midiendo la cantidad de electricidad (la carga) que se necesita para reducir 6.02 X 1023 cationes H+.

La carga eléctrica se mide en Coulombios, siendo 1 Coulombio la cantidad de electricidad que atraviesa en un segundo una sección del conductor, cuando la intensidad de la corriente es de 1 amperio.

Así pues multiplicando la intensidad (en amperios) por el tiempo (en segundos) se obtendrá la carga transportada (en Coulombios).

q=I×t

Se deberá proceder a la electrólisis de una solución de ácido sulfúrico y medir el volumen de hidrógeno producido por una corriente de intensidad conocida durante un tiempo determinado. A la vez que se desprende gas hidrógeno en el cátodo, el ánodo de cobre se oxida formándose cationes cúpricos que pasan a la disolución.

Midiendo la masa perdida del ánodo de cobre, se podrá hallar la masa de este metal oxidado por 1 Faraday, esto es, la masa de 1equivalente gramo de cobre.

3.- Equipos, Materiales y Reactivos.

Equipos y Materiales: Amperímetro Batería Interruptor Pinzas Cables Electrodo de hierro Terminales tipo lagarto Placa de cobre Soporte universal Agarradera para tubo

Tubo de ensayo Vaso de precipitación de 100 ml Probeta graduada de 20 ml Lápiz demografico Algodón

Reactivos: ácido sulfúrico

4.-Procedimiento.

1. En un tubo de ensayo coloque 15.0 ml de agua exactamente medidos en una probeta graduada y señale en el tubo con una lápiz demográfico el volumen del agua.

2. Deseche el agua y luego llene el tubo con la solución electrolítica de ácido sulfúrico 3M.

3. Tape el tubo con algodón humedecido y móntelo invertido en la solución que tiene el vaso, tal como se indica en la figura 1.

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

5. Pese a la placa anódica en una balanza analítica.

6. Coloque el vaso, la placa y el cátodo separándolo uno del otro, como se ve en la figura 1.

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 mover los electrodos.

10. Deje que la electrólisis proceda hasta que se hayan recogido exactamente 15 ml de hidrogeno 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 15 ml de gas, la temperatura de la disolución barométrica.

12. Enjuáguese el ánodo de cobre en un vaso de agua destilada, seque con papel filtro y pese en la balanza analítica.

5.- TABLA DE DATOS

Duración de la electrólisis 734,82 segundosIntensidad de corriente al principio 0,15 amperiosIntensidad de corriente al final 0,15 amperiosVolumen de hidrógeno obtenido 15 mlTemperatura 26 º CMasa inicial del ánodo de cobre 15,489 gMasa final del ánodo de cobre 15,4469 g

6.- CÁLCULOS

Al comenzar la electrólisis se pudo observar que la intensidad es constante con el tiempo, entonces tomaremos este valor como una constante:

PH2=Patmosférica−P vaporH

2O=(760mmHg)−(25 ,2mmHg )=734 ,8mmHg

Se obtuvo que el tiempo de duración de la electrólisis fuera de 734,82 segundos.

Procedemos a determinar el número de moles de H2.

Primero de debe transformar los 26 º C a º Kelvin, los 15 mililitros a Litros, y la presión a atmósferas. Así se obtiene que:

n=PVRT

=(0 ,9668 )(0 ,015 )(0 ,082 )(299)

=5 ,9148 x10−4molesH

nx 2=1 ,183x 10−3molesH 2

Procedemos a determinar la carga (Q):

Q=I .t=(0 ,15 )(734 ,82 )=110 ,223( coulombios)

Con los datos obtenidos calculamos la constante de Faraday:

F=Qn

=110 ,2231 ,183x 10−3

=93172 ,44( coulombios /mol )

La segunda parte de la práctica consta en determinar el equivalente gramo del cobre, el cual lo calculamos con la siguiente expresión:

Eqg= FΔmQ

=(93172 ,44 )(0 ,0421)110 ,223

=35 ,59eqgcobre

7.- TABLA DE RESULTADOS

Presión de la columna de agua en el tubo 734,8 mmHgPresión de vapor de agua (atm) 25,2 mmHgIntensidad media de la electrólisis durante la electrólisis 0,15 AmperiosTiempo de duración de la electrólisis en segundos 734,82 segundosCarga que ha pasado durante la electrólisis, en Coulombios 110,23 coulombios Valor de Faraday 93172,44 (coulombios/mol)Masa perdida por el ánodo de cobre 0,0421 gramosEquivalente-gramo del cobre 35,59 g/mol

8.- ANÁLISIS DE RESULTADOS:

Los análisis son: La constante obtenida difiere en mucho con la constante de Faraday verdadera, esto

se debe en ciertos casos porque existen impurezas que alteran el resultado. Además al obtener la presión producida por el H+ se pudo ver claramente que la

altura del tubo de ensayo era cero al momento de haber terminado el tiempo estimado, y por tal motivo esto influenció al momento de obtener la constante.

Tambien puede influir en el resultado las condiciones con las que se trabajaron, talvez no fueron las mismas en algo cambió y por eso el resultado.

9.- OBSERVACIONES:

Observamos en la práctica realizada que al dejar pasar corriente al sistema expuesto, la sustancia que estaba en el tubo de ensayo empezó a hacer burbujas y que se convertía en vapor y su altura iba disminuyendo conforme pasaba el tiempo.

10.- RECOMENDACIONES:

Se recomienda:

Medir correctamente la intensidad de energía que entra al sistema porque se toma en cuenta al momento de realizar los cálculos respectivos.

Estar atento con el tiempo porque puede que la intensidad varíe y esto va a permitir que no se hagan los cálculos correctamente también se debe de conocer las unidades respectivas de cada variable.

11.-APLICACIÓN DEL CONTENIDO DE LA PRÁTICA HACIA EL ENTORNO SU PROBLEMÁTICA Y AMBIENTE.

Nos permite poder utilizar una intensidad de corriente necesaria para cualquier trabajo que estemos haciendo, es decir no abusar de la intensidad.

También el tiempo que se demora alguna sustancia que se halla solicitado por alguna empresa a personas relacionadas con la constante de Faraday, y poder hacer su entrega respectiva.

Incluso la cantidad de calor que se debe agregar al sistema para un buen funcionamiento.

12.- CONCLUSIONES:

Como conclusión tenemos: La práctica nos sirvió para poder obtener experimentalmente el valor de la

constante de Faraday la cual fue de 93172.4 c/eq- . La constante que obtuvimos nos sirvió para poder relacionarla con la constante

verdadera la cual es 96500 c/eq-. Finalmente calculamos el equivalente en gramos con las dos constantes

respectivamente y hubo una pequeña diferencia Al final para obtener el equivalente se debía multiplicar por dos.

13.- BIBLIOGRAFIA:

http://whatis.techtarget.com http://www.wikipedia.com Química la ciencia central, Theodore L. Brown, Eugene LeMay Jr., Bruce E. Bursten,

Séptima Edición, Editorial Pearson. Manual de Prácticas de Química General II, ICQA, ESPOL.