La electrolisis , la ecuación de Nernst
Enviado por Antonio • 10 de Diciembre de 2018 • 2.229 Palabras (9 Páginas) • 431 Visitas
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El dispositivo experimental para generar electricidad a través del uso de una reacción redox se llama celda electroquímica.
- LA ECUACIÓN DE NERNST
Considere la reacción redox del tipo aA + bB → cC + Dd
De la ecuación ∆G = Gº + RT Ln Q
Puesto que ∆G = -n F E y ∆Go = -n F Eo, la ecuación anterior se puede expresar como:
-n F E = -n F Eo + RT Ln Q[pic 6]
Dividiendo la ecuación entre –nF, se obtiene: [pic 7]
aZn+2 y aCu+2 son las actividades del zinc y del cobre
- LEYES DE FARADAY Los procesos electrolíticos están gobernados por dos leyes fundamentales conocidas como leyes de Faraday.
- PRIMERA LEY DE FARADAY
“La masa de una sustancia química liberada o depositada en un electrodo respectivo es proporcional a la carga que circula en la celda”
m = K q ……………………….. (1)
Dónde: K: Cte. De proporcionalidad = Peq/(96 500 C/eq – g)
q: carga, q = I x t[pic 8]
Reemplazando en la ecuación (1): [pic 9]
Dónde: PE: peso equivalente
I: Intensidad de corriente eléctrica
T: tiempo en segundos
- SEGUNDA LEY DE FARADAY
“La razón de las masas de las diferentes sustancias liberadas o depositadas en los electrodos respectivos por la misma cantidad de corriente en la celda es igual a la razón de sus pesos equivalentes“ [pic 10]
m1 / m2 = Peq1 / Peq2
- DETALLES EXPERIMENTALES
- MATERIALES Y REACTIVOS:
Materiales: Fiolas, vasos, pipetas ,bagueta, conexiones eléctricas, papel de filtro, tubo en U, lamina de cu, lamina de Zn, tubo de vidrio con salida lateral y orificios en la parte inferior, electrodos de grafito , multímetro ,fuente de corriente continua regulable, un transformador variable(variac) , gasómetro.
Reactivos: ZnSO4 0,1 M, CuSO4 0,1 M , agar-agar, KCl , solucion de NaOH 4 N.
- PROCEDIMIENTO
Ecuación de Nerst: Se preparó 250 ml de soluciones de CuSO4 0.01 M y 0,001 M por dilución de la solucion stock 0,1 M. se vertió 200 ml de ZnSO4 0,1 M en un vaso precipitado y en otro la solucion de CuSO4 0,1 M y se conectó con un puente salino. Se lijó dos láminas metálicas y se enjuago con agua destilada evitando el contacto con las manos. Se preparó el voltímetro y se conectó el cordón negro con zinc y el rojo con cobre y se introdujo las láminas con sus respectivas soluciones. Se giro la perilla a 2 V en DCV , luego se encendió y se tomó lectura. Se repitió lo mismo con las soluciones diluidas de CuSO4.
Ley de Faraday: Se vertió 200 ml de solución de NaOH 4 N en vaso de 250 mL , se conectó la bureta con la salida lateral y manteniendo abierto el conductor a , se nivelo el volumen de agua de la bureta en cero, haciendo uso de la pera de decantación. Se introdujo el electrodo de grafito en el tubo con salida lateral e instalo dicho tubo en el vaso de solución de NaOH hasta 1 cm de fondo. Mediante el cursor movible de variac, se regulo el voltaje para mantener 0.3 amperios y dejar que se libere hidrogeno en el cátodo por 1 minuto . Luego se midió el tiempo que demora en producir 20 ml de hidrogeno y se tomó nota de dicho tiempo transcurrido.
- TABULACIÓN DE DATOS Y RESULTADOS
TABLA 1: Condiciones de laboratorio
[pic 11]
[pic 12]
[pic 13]
756
23
95
TABLA 2: Datos experimentales
Tabla 2.1:ecuación de Nerst
[pic 14]
[pic 15]
Voltaje (V)
0.1
1.090
0.001
1.064
0.001
1.031
Tabla 2.2: ley de Faraday
[pic 16]
Volumen desplazado(mL)
Tiempo(s)
0.3
20
559
Tabla 3: Datos teoricos
Tabla 3.1. Constantes para Ley de Faraday y Nernst
Constante Universal de los gases (R)
Constante de Nerst
Constante de faraday
8.314 J mol/K
2
96500 C
Tabla 3.2. Coeficientes de actividad de los iones para las soluciones a 25°C
Ion
concentracion
Coeficiente de actividad
Zn+2
0.1
0.485
Cu+2
0.1
0.485
Cu+2
0.01
0.749
Cu+2
0.001
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