Informe # 1 BROMO POR ELECTROLISIS

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El voltaje proporcionado por la fuente de poder se hizo variar entre 6 y 12 volts. Para comprobar el aumento teórico de la velocidad de reacción según la ley de Faraday.

Para los cálculos cinéticos, se registró los datos de voltaje y corriente cada cierto tiempo en el sistema.

Figura 1. Equipo y reactor instalados

[pic 2]

- Reacción electroquímica

En nuestro caso veremos la electrolisis del bromuro de sodio.

Las reacciones que ocurren en los electrodos son respectivamente:

En el ánodo: 2Br - == Br2 + 2e-

-

En el cátodo: 2 H2O + 2 e- == 2 OH- + H2

-

El bromo elemental se disuelve en el agua y reacciona con el hidróxido formado según:

3 Br2 + 6 OH- == 5 Br - + BrO3- + 3 H2O

-

(disproporción del ácido hipobromoso)

Una reacción parasita es la reducción del bromato en el cátodo, fenómeno que reduciría la eficiencia de nuestra electrólisis según:

BrO3- + 3 H2O + 6 e- == Br- + 6 OH-

-

Para evitar ésta reacciona es que se añade el dicromato.

Al acidificar la solución logramos favorecer la formación de bromo según:

5Br- + BrO3- + 6H+ == 3Br2 + H2O

-

Sin embargo, la presencia de bromuro en exceso destruye algo de bromo según:

Br- + Br2 == Br3-

-

El tiempo total de electrólisis puede calcularse por medio de la relación de Faraday:

[pic 3]

-

Donde I = corriente, t = tiempo, F = constante de Faraday (96485 C/mol) y n = número de moles. Figura 2. Reactor en funcionamiento

[pic 4]

Resultados

Primeramente, se utilizó 1 electrodo de grafito y el otro electrodo era de platino. Sin embargo, le reacción para nuestro caso, no era muy apreciable. No obstante se probó cambiar la polaridad en la conexión de los electrodos, para ver si había alguna variación. Se pudo determinar, que al no haber un cambio apreciable en la reacción con el cambio de polaridad, la reacción estaba controlada por difusión y no por potencial.

Se utilizó la ecuación (7) para poder determinar el tiempo teórico necesario que tardaría en consumirse todo el reactivo (bromuro) y convertirse en producto.

[pic 5]

Primeramente se probó con un voltaje de 6 V y se determinó el tiempo necesario:

Tabla 2. Condiciones iniciales (con resistencia)

Voltaje (V)

Intensidad (mA)

Resistencia (Ω)

Tiempo (días)

6

6.8

890

16

Para obtener mayor apreciación de burbujeo en el electrodo (reacción electroquímica), cambiamos el electrodo de platino, por otro de grafito, con el cual se pudo apreciar mayor reacción (basado en el burbujeo que pudo observarse y, además, en el tiempo de reacción necesario).

Tabla 3. Condiciones de prueba (con resistencia)

Voltaje (V)

Intensidad (mA)

Resistencia (Ω)

Tiempo (días)

6

7.4

890

14

10

11.6

890

9.4

12

13.7

890

7.9

Como se puede ver en la tabla #, con ambos electrodos de grafito, y un voltaje de 6 V, se ve una mayor intensidad de corriente y, por ende, menor tiempo de reacción; en comparación con la tabla #.

Teniendo en cuenta que, usar voltajes altos es un peligro por el sobrecalentamiento de la resistencia, se decidió probar voltajes menores sin resistencia.

Tabla 4. Condiciones finales (sin resistencia)

Voltaje (V)

Intensidad (A)

Resistencia (Ω)

Tiempo (horas)

2

0.184

0

15.36

4

0.4

0

6.52

Figura 3. Producto obtenido luego de la filtración

[pic 6][pic 7][pic 8]

Cuestionario

- Identificar físicamente el ánodo y el cátodo.

Se identificó primeramente el cátodo, debido a que en éste, pudo observarse claramente un burbujeo continuo e intenso. Esta premisa está basada en que en el cátodo se forma el hidrógeno gaseoso (H2) según la ecuación (2):

2