Universidad de Las Fuerzas Armadas Espe: Tema: Determinación Matemática de La Constante de Faraday [PDF]

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UNIVERSIDAD DE LAS FUERZAS ARMADAS ESPE QUÍMICA 1

TEMA: DETERMINACIÓN MATEMÁTICA DE LA CONSTANTE DE FARADAY

INTEGRANTE: ERICK VEGA DOCENTE ING. NELSON JARAMILLO NRC: 2729 FECHA DE ELABORACIÓN: 28 DE ENERO DEL 2020

OBJETIVO GENERAL • Observar y encontrar experimentalmente el valor de la constate Faraday con la ayuda de un equipo de electrolisis de Hoffman. OBJETIVOS ESPECÍFICOS: • Demostrar a través de la electrolisis y reacciones químicas la constate de Faraday con el volumen de hidrogeno y el amperaje constante de 0,15 amperios. • Determinar la diferencia de masa que se produce en el ánodo, es decir en la placa de cobre. • Medir el tiempo que se tarda en producirse el volumen de hidrógeno, conociendo la intensidad de corriente constante. INTRODUCCIÓN La constante Faraday es la parte más importante de la información en los cálculos de electrólisis. Coulomb. El coulomb es una medida de la cantidad de electricidad. Si una corriente de 1 amperio fluye durante 1 segundo, entonces 1 coulomb de electricidad ha pasado. Eso significa que se puede calcular cuánta electricidad ha pasado en un tiempo dado multiplicando la corriente en los amplificadores por el tiempo en segundos. Número de coulomb: corriente en amperios x tiempo en segundos. Si hay un tiempo en minutos u horas u días, entonces debe convertir eso en segundos antes de hacer cualquier otro calculo. MARCO TEORICO La constante de Faraday (símbolo 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 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 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 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 específico de átomos.

Para realizar una electrólisis se debe contar con un aparato o recipiente, llamado cuba electrolítica, el cual sirve para contener a la solución electrolítica (electrolito en medio acuoso) y a los dos electrodos; también hay que tener una fuente de energía eléctrica, a la que se conectarán los electrodos.

Los electrodos son conductores metálicos que recibirán su nombre según cual sea el polo del generador al que estén conectados, así, el electrodo que se encuentra unido al polo positivo recibirá el nombre de ánodo y el que se halla unido al polo negativo será llamado cátodo. Ambos se encuentran sumergidos en la solución en contacto con el electrolito y es en su superficie donde se producirán reacciones con liberación o consumo de electrones, generando el intercambio de corriente electrónica y corriente electrolítica. Es importante destacar que en la electrólisis se genera energía química a partir de energía eléctrica (corriente eléctrica), al contrario de lo generado en una pila o celda galvánica donde se transforma energía química en eléctrica. Faraday, tras realizar estudios cuantitativos referentes a la relación entre la cantidad de electricidad que circula por la solución electrolítica y la cantidad de sustancia depositada y liberada en los electrodos, enunció las siguientes leyes: 1) “La cantidad de un elemento dado que se libera en un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de electrones que pasa a través de la solución.” Q=I .t 2) “Los pesos de los distintos elementos liberados por la misma cantidad de electricidad son directamente proporcional a sus equivalentes-químicos.”

Relacionando ambas expresiones se deduce la siguiente expresión matemática: donde: w: peso del elemento liberado o depositado en el electrodo (g) i: intensidad de corriente eléctrica (amp) t: tiempo trascurrido (seg)

Eq: equivalente químico (g/eq-q)

MATERIALES  

  

Equipo de electrolisis de Hoffman Amperímetro

Pinzas Vaso de precipitación 100ml Ácido sulfúrico

INDICACIONES A) Armar el equipo de electrolisis de Hoffman en forma correcta. B) Abrir las llaves del aparato de electrolisis y llenarlos completamente con la solución de ácido sulfúrico, llenando el balón de nivelación. evite la formación de burbujas y procure que la solución sea vertida por las paredes del recipiente. En caso de formarse burbujas, elimínelas golpeando suavemente los tubos. C) Aforar las columnas graduadas de acuerdo al inicio de la escala del aparato ayúdese del balón de almacenamiento de nivelación, luego cerrar las llaves. D) Aplicar 0,15 amperios al sistema hasta la aparición de las primeras burbujas para desplazar las burbujas del sistema. Apagar la fuente de poder y abrir las llaves superiores para llenar nuevamente los tubos con la solución de acido sulfúrico y luego cerrar las llaves. E) Realizar la práctica a amperaje constante de 0,15 amperios en tiempo de un minuto (60 segundos) por 5 minutos. Interrumpir la corriente cada minuto y leer el volumen de hidrogeno que ha sido producido, registrar los tiempos y los volúmenes del gas producido y realizar los cálculos en el siguiente cuadro. RESULTADOS OBTENIDOS Parte experimental Una vez realizado el cuadro de resultados, calculamos el valor de la constante de Faraday por la siguiente razón matemática.

I Amperios

t (s)

Volume n H2 (ml)

Volumen 2 H2 4.6

Variació n volumen H2 (ml) 2.4

60

2 4.6

Masa H2

0.0000746 gr

11.2

6.4

0.00022 gr

0,12 0.12 180

20 0.12

240

0.12

320

8.8

11.2 20

31.6

11.6

0.000298 gr 0.000397 gr

P, 561 mmhg Pm. 2 T, 18.3 °C F pequgr H2 / masa H2

ANEXOS

CONCLUSIONES 

 

Se comprobó que existe la liberación de masa durante la electrólisis, en este caso, esto sirvió para obtener el equivalente gramo experimental. Y se comprobó que esta cantidad es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que pasa por el electrolito. Se obtuvo el valor de la constante de Faraday de forma experimental. Durante la electrolisis se puedo ver como se comienza a producir el Hidrógeno y lo que se ve en el tubo de ensayo es como se producen burbujas mientras disminuye el nivel de la solución.

RECOMENDACIONES  

Utilizar todo el equipamiento necesario al entrar al laboratorio para evitar cualquier tipo de accidente. Se recomienda que, para reducir los errores porcentuales, se evite mover los electrodos una vez iniciada la electrólisis.