celdas galvánicas y electroliticas

Laboratorio de Química General I
Santiago Bosch
Alonso Urquiza
Práctica 11
Grupo D
Conceptos de electroquímica
Celdas galvánicas y electrolíticas.

Objetivos Generales:
Comprender los conceptos básicos de electroquímica, comprender el funcionamiento de las celdas galvánicas y electrolíticas, reconocer la importancia de los procesos electroquímicos y sus aplicaciones.
Construir yobservar el funcionamiento de las celdas galvánicas y electrolíticas, llevar a cabo la electrolisis del agua, efectuar un proceso de electrodepósito de cobre y construir una celda galvánica en microescala.
Experimento 1. Celdas electrolíticas. Electrolisis del agua.
Objetivos: comprender los conceptos básicos de electroquímica, construir una celda electrolítica y efectuar la electrolisis del agua.Comprender el funcionamiento de la celda. Comprobar experimentalmente la proporción en la que se combinan el hidrogeno y el oxigeno para formar la molécula del agua y reconocer la importancia de los procesos electroquímicos y sus aplicaciones.

Resultados:
Volumen de gas obtenido en el ánodo: 0.005ml
Volumen de gas obtenido en el cátodo: 0.01 ml

Análisis de resultados
En este experimentorealizamos la electrolisis del agua para comprobar experimentalmente si se obtiene el doble de hidrogeno que de oxigeno. Primero se hizo teóricamente haciendo la reacciones del ánodo (oxidación) y las del cátodo (reducción) y al final se tuvo una reacción global que nos dio de resultado
2H2O ------ > O2 + 2H2, además de que al sacar los potenciales nos dio negativo este significo que no erareacción espontanea por lo cual teníamos que conectarle una fuente de energía que le diera electricidad a la reacción. Teniendo esta reacción teórica pasamos a la parte experimental donde se uso una celda electrolítica que consistía de dos clavos en una vaso de precipitado a los cuales se les conectarían los camines que estaban así mismo conectados una batería. Aquí veríamos que el donde estaba elcátodo se acumularía un poco de gas y en el ánodo gas igualmente pero a menor cantidad. Esto significo que en el cátodo teníamos al hidrogeno y en el ánodo al oxigeno, porque al medir su volumen veíamos que donde estaba el hidrogeno era el doble que donde estaba el oxigeno esto indica que fue correcta nuestra ecuación teórica ya que la proporción de H por cada O es de 2 a 1.

Experimento 2.Celdas electrolíticas. Electrodepósito de cobre
Objetivos: comprender los conceptos básicos de electroquímica. Construir una celda electrolítica y efectuar un electrodepósito de cobre. Comprender el funcionamiento de la celda. Reconocer la importancia de los procesos electroquímicos y sus aplicaciones.

Resultados:

Peso de la charolita de aluminio con la moneda:
4.39 g
Peso de la charolita dealuminio con la moneda recubierta de cobre:
4.40 g
Peso del cobre depositado sobre la moneda:
0.01 g
Intensidad de la corriente eléctrica transferida:
0.12 A
Tiempo que la corriente eléctrica pasó a través de la celda:
3 minutos


Análisis de resultados:
En este experimento pudimos realizar y observar un proceso de electrodepósito a través de una celda electrolítica. Pudimos observarcomo al hacer fluir una corriente eléctrica a través de la celda, cobre (ánodo) se desprendía del alambre y se depositaba en la moneda (cátodo) progresivamente. Con este experimento, se puede observar como la cantidad de electrones que fluyen por la celda determinan cuanto material se deposita; pues si cada átomo de cobre pierde dos electrones para desprenderse del ánodo para despuésrecuperarlos al depositarse en el cátodo, es claro que si fluyen dos moles de electrones, el total teórico de metal depositado en el cátodo será igual a un mol de cobre; por otro lado, es claro también que es necesaria esta corriente eléctrica para que suceda el proceso, pues si no hay un flujo de electrones los átomos de cobre permanecerán unidos al ánodo. Al calcular esto en el laboratorio, nuestro...