Determinación de la carga de un electrón por electrólisis

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  • Publicado : 29 de septiembre de 2010
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Objetivo:
Determinar la carga elemental.
Equipo:
Cubeta de electrólisis con armadura para conexión, electrodos de cobre, transformador, conectores, amperímetro, cronómetro, balanza electrónica, probeta de 100ml.
Químicos:
Solución de sulfato de cobre (0,5M), acetona, ácido sulfúrico diluido.
Procedimiento:
1. Limpiamos los electrodos con lija, ácido sulfúrico y una vez secos, medimosla masa de cada uno.
2. Armamos el equipo como en el diagrama.
3. Agregamos 200 ml de solución de sulfato de cobre.
4. Conectamos la fuente durante 5 minutos y medimos la corriente cada 15 segundos.
5. Enjuagamos los electrodos primero con agua destilada y luego con un poco de acetona, con mucho cuidado que el cobre depositado no se caiga.
6. Dejamos secar los electrodos porunos minutos y medimos la masa de nuevo.
7. Repetimos el proceso 2 veces más.
Tabla 1: Resultados de masa de los electrodos.
M ánodo y cátodo [g ± 0,001] | Prueba 1 | Prueba 2 | Prueba 3 |
[ánodo] inicial | 14,700 | 14,610 | 14,499 |
[cátodo] inicial | 15,564 | 15,650 | 15,745 |
[ánodo] final | 14,610 | 14,499 | 14,391 |
[cátodo] final | 15,650 | 15,745 | 15,846 |

Observaciones:La parte del cátodo sumergida en el cátodo se volvió de un color rojizo, mientras que la del ánodo de un color café, levemente más oscuro que inicialmente, indicando que el cátodo se redujo y el ánodo se oxido.

Tabla 2: Resultados del amperaje.
| Prueba I | Prueba II | Prueba III |
tiempo [s ± 1] | Corriente [A ± 0,01] | Corriente [A ± 0,01] | Corriente [A ± 0,01] |
15 | 0,90 | 0,90 |0,90 |
30 | 0,90 | 0,90 | 0,90 |
45 | 0,90 | 0,90 | 0,92 |
60 | 0,92 | 0,90 | 0,92 |
75 | 0,92 | 0,92 | 0,92 |
90 | 0,96 | 0,92 | 0,92 |
105 | 0,94 | 0,92 | 0,94 |
120 | 0,94 | 0,92 | 0,94 |
135 | 0,96 | 0,92 | 0,96 |
150 | 0,96 | 0,94 | 0,96 |
165 | 0,96 | 0,94 | 0,96 |
180 | 0,96 | 0,94 | 0,96 |
195 | 0,98 | 0,94 | 0,96 |
210 | 0,98 | 0,96 | 0,98 |
225 | 1,00 | 0,96 |0,98 |
240 | 1,00 | 0,96 | 0,98 |
255 | 1,00 | 0,98 | 0,98 |
270 | 1,00 | 0,98 | 0,98 |
285 | 1,00 | 0,98 | 0,98 |
300 | 1,00 | 0,98 | 1,00 |
∅ | 0,96 | 0,94 | 0,95 |

Primero calcularemos la carga eléctrica que ha pasado por nuestro circuito. Esta es calculada multiplicando los promedios de cada prueba por el tiempo:
Q=I∙t=0,96Cs-1∙300s±1,05%+0,33%=288C±1,38%
Tabla 3: Promediosde carga eléctrica.
| Prueba 1 | Prueba 2 | Prueba 3 |
Carga eléctrica [C] | 288 ± 1,37% | 282 ± 1,39% | 285 ± 1,38% |

A continuación calcularemos la masa de cobre del ánodo y del cátodo que reacciono en cada prueba. Esto es calculado restando a la masa inicial del cátodo a la masa final y la masa final del ánodo a la masa final [ya que el cátodo se reduce y el ánodo se oxida]:
ánodo:mCu=14,700g-14,610g±0,002g=0,090g±0,002g
cátodo: mCu=15,650g-15,564g±0,002g=0,086g±0,002g

Teoréticamente, la masa que reacciono debió haber sido la misma, y ya que al haber calculado esto, la respuesta no fue igual, sacaremos un promedio de esto para tener resultados un tanto más acertados:
mCu=0,086g+0,090g2±0,002g=0,088g±0,002g
Ahora calcularemos los moles Cobre que reaccionaron apartir de la masa de Cobre que reacciono. Esto, claro, para cada una de las pruebas:
nCu=0,088g63,55g mol-1±2,27%=1,385∙10-3 mol±2,27%
Para calcular los moles de los electrones de Cobre transferidos, debemos saber que:
Cu2++ 2e-→Cu
Es decir que se necesitan 2 electrones para reducir un átomo de cobre, por tanto multiplicaremos esto simplemente por 2:
ne-=2∙nCu=2∙1,385∙10-3 mol±2,27%=2,770∙10-3mol±2,27%
Para obtener la cantidad de electrones transferidos, multiplicamos el resultado anterior por el número de Avogadro:
Ne-=2,770∙10-3 mol ∙6,02∙1023 mol -1±2,27%=1,668∙1021±2,27%
Estos cálculos son realizados naturalmente en cada una de las pruebas.
Tabla 4: Resultados de los cálculos de cada prueba.
| Prueba 1 | Prueba 2 | Prueba 3 |
Masa de Cu que reacciono [g ±0,002] | en ánodo...
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