Práctica 5 electro química

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INSTITUTO POLOTÉCNICO NACIONAL
 ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA MECÁNICA Y ELÉCTRICA
UNIDAD ZACATENCO
DEPARTAMENTO DE INGENIERÍA ELÉCTRICA
ACADEMIA DE QUÍMICA
LABORATORIO DE QUÍMICA BÁSICA
PRACTICA NO. 5
ELECTROQUIMICA
GRUPO: 1EV7 
 
EQUIPO NÚMERO: 3
 
INTEGRANTES DEL EQUIPO:
CERÓN VARGAS SERGIO ALONSO
SANCHEZ SANCHEZ EZEQUIEL
NOMBRE DEL PROFESOR: M. en C. VÍCTOR RÍOS MIRAMONTES
FECHA DE REALIZACION: 14/10/19
FECHA DE ENTREGA: 28/10/19
 
	
OBJETIVO:
El alumno aplicara los conocimientos de Electroquímica, para obtener un electrodepósito, con los materiales proporcionados en el laboratorio de química.
CONSIDERACIONES TEORICAS: 
ELECTROQUIMICA
La electroquímica es una rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química. En otras palabras, las reacciones químicas que se dan en la interfaz de un conductor eléctrico (llamado electrodo, que puede ser un metal o un semiconductor) y un conductor iónico (el electrolito) pudiendo ser una disolución y en algunos casos especiales, un sólido
Si las reacciones químicas son provocadas por una diferencia de potencial aplicada externamente, se hace referencia a una electrólisis. En cambio, si la diferencia de potencial eléctrico es creada como consecuencia de la reacción química, se conoce como un "acumulador de energía eléctrica", también llamado batería o celda galvánica.
Las reacciones químicas en las que se produce una transferencia de electrones entre moléculas se conocen como reacciones redox, y su importancia en la electroquímica es vital, pues mediante este tipo de reacciones se llevan a cabo los procesos que generan electricidad o, en caso contrario, son producidos como consecuencia de ella.
En general, la electroquímica se encarga de estudiar las situaciones donde se dan reacciones de oxidación y reducción encontrándose separadas, físicamente o temporalmente, en un entorno conectado a un circuito eléctrico. Esto último es motivo de estudio de la química analítica, en una subdisciplina conocida como análisis potencio métrico.
CELDAS ELECTROQUIMICAS
La celda electroquímica es el dispositivo utilizado para la descomposición mediante corriente eléctrica de sustancias ionizadas denominadas electrolitos o para la producción de electricidad. También se conoce como celda galvánica o voltaica, en honor de los científicos Luigi Galvani y Alessandro Volta, quienes fabricaron las primeras de este tipo a fines del S. XVIII.
Las celdas electroquímicas tienen dos electrodos: el ánodo y el cátodo. El ánodo se define como el electrodo en el que se lleva a cabo la oxidación y el cátodo donde se efectúa la reducción. Los electrodos pueden ser de cualquier material que sea un conductor eléctrico, como metales o semiconductores. También se usa mucho el grafito debido a su conductividad y a su bajo coste. Para completar el circuito eléctrico, las disoluciones se conectan mediante un conductor por el que pasan los cationes y aniones, conocido como puente de sal (o como puente salino). Los cationes disueltos se mueven hacia el cátodo y los aniones hacia el ánodo. La corriente eléctrica fluye del ánodo al cátodo porque existe una diferencia de potencial eléctrico entre ambos electrolitos. Esa diferencia se mide con la ayuda de un voltímetro y es conocida como el voltaje de la celda. También se denomina fuerza electromotriz o bien como potencial de celda.
CELDA ELECTROLITICA.
Se denomina celda electrolítica al dispositivo utilizado para la descomposición mediante corriente eléctrica de sustancias ionizadas denominadas electrolitos.
Los electrolisis pueden ser ácidos, bases o sales.
Al proceso de disociación o descomposición realizado en la celda electrolítica se le llama electrólisis.
En la electrolisis se pueden distinguir tres fases:
· Ionización - Es una fase previa antes de la aplicación de la corriente y para efectuar la sustancia a descomponer ha de estar ionizada, lo que se consigue disolviéndola o fundiéndola.
· Orientación - En esta fase, una vez aplicada la corriente los iones se dirigen, según su carga eléctrica, hacia los polos (+) o (-) correspondiente
· Descarga - Los iones negativos o aniones ceden electrones al ánodo (+) y los iones positivos o cationes toman electrones del cátodo (-).
Para que los iones tengan bastante movilidad, la electrólisis se suele llevar a cabo en disolución o en sales. Salvo en casos como la síntesis directa del hipoclorito sódico los electrodos se separan por un diafragma para evitar la reacción de los productos formados.
Para la síntesis de la sosa también se ha empleado un cátodo de mercurio. Este disuelve el sodio metal en forma de amalgama y es separado así.
CELDA GALVANICA
La celda galvánica o celda voltaica, denominada en honor de Luigi Galvani y Alessandro Volta respectivamente, es una celda electroquímica que obtiene la energía eléctrica a partir de reacciones redox espontáneas que tienen lugar dentro de la misma. Por lo general, consta de dos metales diferentes conectados por un puente salino, o semiceldas individuales separadas por una membrana porosa. Volta fue el inventor de la pila voltaica, la primera pila eléctrica.
En el uso común, la palabra pila es una celda galvánica única y una batería propiamente dicha consta de varias celdas, conectadas en serie o paralelo.
CORROSION
La corrosión es definida como el deterioro de un material a consecuencia de un ataque electroquímico por su entorno. De manera más general puede entenderse como la tendencia general que tienen los materiales a buscar su forma más estable o de menor energía interna. Siempre que la corrosión esté originada por una reacción electroquímica (oxidación), la velocidad a la que tiene lugar dependerá en alguna medida de la temperatura, la salinidad del fluido en contacto con el metal y las propiedades de los metales en cuestión. Otros materiales no metálicos también sufren corrosión mediante otros mecanismos.
La corrosión puede ser mediante una reacción química (redox) en la que intervienen dos factores:
· la pieza manufacturada (la concepción de la pieza: forma, tratamiento, montaje)
· el ambiente (por ejemplo, un ambiente cerrado es menos propenso a la corrosión que un ambiente abierto)
O por medio de una reacción electroquímica
Los más conocidos son las alteraciones químicas de los metales a causa del aire, como la herrumbre del hierro y el acero o la formación de pátina verde en el cobre y sus aleaciones (bronce, latón).
APROXIMACION A LA CORROCION
La corrosión de los metales es un fenómeno natural que ocurre debido a la inestabilidad termodinámica de la mayoría de los metales. En efecto, salvo raras excepciones (el oro, el hierro de origen meteoritito) los metales están presentes en la Tierra en forma de óxido, en los minerales. Desde la prehistoria, toda la metalurgia ha consistido en reducir los óxidos en bajos hornos, luego en altos hornos, para fabricar el metal. La corrosión, de hecho, es el regreso del metal a su estado natural, el óxido.
PROTECCION CONTRA LA CORROSION
Es conveniente proteger a los materiales (metales principalmente) de la corrosión ya que la misma genera pérdidas económicas importantes. Una de las formas de protección son las películas protectoras, que deben cumplir ciertas condiciones. Estas películas deben ser: inertes continuas, estar firmemente adheridas al material y ser capaces de regenerarse a sí mismas en caso de ruptura. Sé pueden influir en los parámetros que alteren la velocidad de la corrosión (como la concepción de la pieza y el ambiente) y también en la reacción química misma para proteger al material. Además, la presencia de Inhibidores de la corrosión, de ánodos de sacrificio y de la aplicación de procesos como la galvanoplastia ayudan a proteger al material de la corrosión.
APLICACIONES
Hay varias aplicaciones electroquímicas importantes en el marco de la naturaleza y de la industria. La generación de energía química en la fotosíntesis es también un proceso electroquímico, así como la producción de metalescomo aluminio y titanio y en el proceso de galvanización con metales.
En el mecanismo de los alcoholímetros también aparece la electroquímica, donde un metal se oxida mediante electro deposición y se detecta el nivel de alcohol de los conductores ebrios gracias a la redox del etanol.
Los impulsos nerviosos en las neuronas están basados en la energía eléctrica generada por el movimiento de los iones de sodio y potasio hacia dentro y hacia afuera de las células. Ciertas especies de animales, como las anguilas, pueden generar un fuerte potencial eléctrico capaz de incapacitar animales mucho mayores que las mismas.
LEYES DE FARADAY
Las leyes de Faraday de la electrólisis expresan relaciones cuantitativas basadas en las investigaciones electroquímicas publicadas por Michael Faraday en 1834.
Primera ley de Faraday de la electrólisis: La masa de una sustancia depositada en un electrodo durante la electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de electricidad transferida a este electrodo. La cantidad de electricidad se refiere a la cantidad de carga eléctrica, que en general se mide en coulomb.
Segunda ley de Faraday de la electrólisis: Para una determinada cantidad de electricidad (carga eléctrica), la masa depositada de una especie química en un electrodo, es directamente proporcional al peso equivalente del elemento. El peso equivalente de una sustancia es su masa molar dividida por un entero que depende de la reacción que tiene lugar en el material.
MATERIAL EQUIPO Y REACTIVOS:
 MATERIAL:
1 Celda de acrílico transparente.
1 Electrodo de níquel (ánodo).
3 Electrodos de cobre (cátodo).
Material poroso (corcho).
1 Fuente de alimentación de 0 a 30 volts.
2 Pares de conexiones con caimanes.
1 Mechero de Bunsen, anillo y tela con asbesto.
1 Pinzas largas.
1 Pinzas para vaso de precipitados.
1 Agitador de vidrio.
1 Termómetro.
1 Vaso de precipitados de 250.
1 Vaso de precipitados de 500 .
Algodón
REACTIVOS:
Solución de NiSO4 *6H2O.
Solución de H2SO4 (1:1).
Agua Destilada
DESARROLLO EXPERIMENTAL:
Primera parte:
1. Preparar los electrodos de cobre: el decapado se realiza introduciéndolos por unos segundos en la solución de H2SO4 (1:1). Realizar esta operación con precaución, utilizando pinzas largas para manipular los electrodos y lavarlos con agua destilada, secarlos bien.
2. Instalar la cuba sin solución, colocando el ánodo dentro de la misma.
3. Calentar la solución de Sulfato de Níquel (NiSO4 *6H2O) a una temperatura de 60° C. Al alcanzar la temperatura, retirarla con las pinzas y vaciar aproximadamente 200 ml de solución en la cuba de acrílico. 
4. Introducir el electrodo de cobre (Cátodo), e inmediatamente colocar las conexiones de caimanes en el lugar correspondiente.
5. Hacer circular corriente eléctrica durante 3 segundos, con un voltaje de 6 Volts, en la celda electrolítica desconectar después de transcurrido el tiempo indicado.
Segunda Parte:
1. Preparar otro electrodo de cobre como en la primera parte.
2. Acercar el cátodo de 1 a 2 pulgadas de separación con el ánodo, hacer circular corriente eléctrica durante 30 segundos y un voltaje de 6 volts, después extraer el electrodo de la solución.
Tercera parte: 
1. Preparar el tercer electrodo de Cobre como la primera parte repitiendo los pasos 2 y 3.
2. Instalar al centro de la cuba y dentro de la solución caliente el material poroso. Posteriormente hacer circular una corriente eléctrica de 6 volts durante 30 segundos, observar, al terminar apagar la fuente de corriente.
3. Lavar el material y vaciar la solución de la cuba (Sulfato de Níquel), al vaso de precipitado de 500 . Limpiar perfectamente los electrodos de cobre.
CUESTIONARIO.
1. Escriba las semireacciones que se llevan a cabo en los electrodos catodo y anodo.
Las semi-ecuaciones de la reacción:
Cu2+ +2e– –> Cu(s)
El ion cobre (Cu2+) de la solución es reducido por 2 e– que vienen de la corriente eléctrica
Ni(s) –> Ni2+ + 2e–
El níquel es oxidado, formando ion níquel (Ni2+) y 2 e–. Estos electrones serán responsables por la generación de corriente eléctrica del sistema (pila).
Cu2+ + 2e– –> Cu0
Ni0 –> Ni2+ + 2e–
_________________________________
Ni0 + Cu2+ –> Ni2+ + Cu0
Con el desarrollo de la reacción, ocurrirá formación de cobre metálico, que se depositará en la superficie del electrodo de cobre, ya el electrodo de cobre será corroído, pues el níquel se está transformando en iones que irán para la solución de sulfato de niquel.
2. ¿Cuál es la diferencia entre una celda electrolítica y una celda galvanica?
En una celda galvánica o voltaica (espontánea), a partir de las reacciones parciales en los
Electrodos, se genera una diferencia de potencial y se obtiene una corriente eléctrica.
Inversamente, en una celda electrolítica (no espontánea), al inducir una corriente eléctrica, se producen reacciones redox (Oxido reducción).
3. El paso de un faradio ¿Qué es lo que ocasiona? 
El paso de un faradio en una solución, origina el electro depósito de un equivalente electroquímica del metal que se encuentre como solución, por ejemplo si tu solución es de nitrato de plata deposita una cantidad de (0.001118 gr) que multiplicado por 96500 o el equivalente electroquímico de la plata. Por lo tanto el paso de un faradio te va a depositar un equivalente electroquímico del metal que haya en a solución
4. ¿Por qué se requiere hacer un decapado en los electrodos?
Se requiere la realización de un decapado para poder eliminar todas las impurezas que contenga el cátodo y el ánodo y así de esta manera no influyan en la realización experimental de esta práctica.
5. De acuerdo a las leyes de Faraday ¿Cuáles son los parámetros de operación y como influyen en el electrodeposito?
Debe haber una fuente de poder, un ánodo, un cátodo, debe haber un medio por el cual tenga reacción la electrolisis (electrolito) y materiales metálicos para esta reacción.
El electrodepósito es el recubrimiento de la superficie de un electrodo mediante un proceso electrolítico, en el cual las sustancias electro activas se depositan en forma de capas sucesivas. El depósito puede ser de un metal, óxido o polímero. Faraday: Cantidad de carga igual a 96,485 culombios; corresponde a la carga de un mol de electrones, es decir 6,022X1023 electrones
Parámetros: 
· Naturaleza y estado superficial del cátodo (metal-base)
· Densidad de la corriente aplicada 
· Agitación del electrólito
· Temperatura aplicada
· Concentración de iones metálicos presentes
· Concentración de iones hidrógeno (pH)
· Agentes de adición presentes 
6. ¿Por qué se utiliza un ánodo de sacrificio?
Es el componente principal de un sistema de protección catódica galvánica que se utiliza para proteger contra la corrosión las estructuras metálicas enterradas o sumergidas.
OBSERVACIONES:
Dentro de la practica observamos que era muy difícil ver las diferencias que pasaban entre los 3 procesos que llevamos a cabo, pero sin en cambio a medida que observamos con mayor detalle esto si nos dimos cuenta que a través del material poroso el color negro que se aparecía en la placa de cobre era con un tono aun más obscuro que el de las veces anteriores, a lo que nos causo asombro ya que pensamos que al existir este material interponiéndose entre el cátodo y el ánodo se causaría que no se traspasara tanto color como en los experimentos realizados con anterioridad. Y ya que este tema aun no lo hemos visto en nuestras clases teóricas no tenemos el conocimiento teórico para identificar a ciencia cierta qué es lo que está sucediendo en dichos experimentos pero nos podemos a llegar a hacer una idea general, y ya con la investigación realizada se nos fue posible entender lo que estaba sucediendo en la creación del electrodeposito. Y pudimos ser capaces de entender que una parte se encontraba en proceso de oxidación y otro de reducción, es por eso que se presenta ese color negrito en las placas de cobre.
CONLCUCIONES INDIVIDUALES:
Cerón Vargas Sergio Alonso:
Como conclusionesde esta práctica obtuve los conocimientos necesarios para la correcta realización de de un electrodeposito así como entender que es lo que está sucediendo, también el por qué es necesario la intervención de cada uno de los materiales proporcionados así como de los pasos esenciales que debo seguir un ejemplo claro de ello sería el decapado de las placas de cobre y níquel para de esta manera eliminar toda clase de impurezas así. También que el uso incorrecto o mal procedimiento de la aplicación de voltaje puede provocar una gran discrepancia en nuestro resultado final lo que por ende nos dará un resultado erróneo de todo el proceso realizado.
Sánchez Sánchez Ezequiel:
Mediante los conocimientos de electroquímica: electrolisis, reacciones oxido-reducción, se realizó en la presente práctica la electrodepósito, que consistió en recubrir una pieza de cobre y niquel, utilizando una fuente de corriente, y con un electrodo que cumplió la función de ánodo, cediendo electrones para que los iones metálicos en solución se reduzcan y se depositen sobre la pieza, que cumple la función de cátodo. 
Para la eficiencia de la electrolisis, las dos placas utilizadas fueron sometidas a un proceso de limpieza, ambas placas se colocaron de frente, sumergidas en una solución de sulfato de níquel, de manera concreta se montó el equipo conforme al procedimiento, y con una fuente de alimentación donde se utilizaron 6 volts, durante 30 segundos.
REFERENCIAS:
1. Baeza. (2011). Principios de Electroquímica. México, D.F: UNAM.
2. Bobby Beew. (2009). Electroquímica. 20/10/2019, de EcuRed Sitio web: https://www.ecured.cu/Electroqu%C3%ADmica
3. Raymond Chang. (2002). Química. México D.F: Mc Graw Hill.
4. S.Perez. (2015). Leyes de Faraday de la Electrolisis. 20/10/2019, de Google Sitio web: https://www.quimicas.net/2015/09/leyes-de-faraday-de-la-electrolisis.html