Electroquímica_U3_Grupo5

Esta es una vista previa del archivo. Inicie sesión para ver el archivo original

UNIVERSIDAD DE LAS FUERZAS 
ARMADAS - ESPE 
LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA 
Construcción de una celda electrolítica 
Práctica No 3 
Realizado por: Mendoza María del Carmen, Mendoza Estefany, Mendoza Paolo, Naula 
Alexis, Ochoa Teresa, Paula Vallejo. 
Resumen 
En la presenta práctica se realizó la construcción de una celda electrolítica. La misma que 
consta de dos cables diferentes de cobre, conectadas por medio de caimanes a una fuente de 
energía eléctrica. Para de esta manera estudiar de manera práctica, los procesos electrolíticos 
que se dan en en una solución de NaCl. 
 
Introducción 
La invención de la pila voltaica indujo 
Inmediatamente el estudio de los efectos 
químicos de la corriente. En 1799 
Alejandro Volta desarrollo la primera 
célula electrolítica simple, sumergiendo 
varillas de cobre y zinc en salmuera y 
uniéndolas (EPEC, 2013). 
Posteriormente en 1800 mientras 
estudiaban el funcionamiento de baterías 
eléctrica utilizando gotas de agua para 
mejorar el contacto eléctrico, determinó 
que cerca de la terminal negativa de la 
batería el gas liberado era hidrógeno, 
mientras que en el lado positivo se producía 
oxígeno. Humphry Davy, con la ayuda de 
la electrolisis descubrió los elementos sodio 
y potasio al someter ciertas soluciones 
salinas a la acción de corrientes eléctricas 
(Marín, 2016). 
En este informe se pone en práctica los 
conocimientos adquiridos teóricamente en 
la materia de Fisicoquímica demostrando 
de una manera clara, resumida y práctica 
los procesos electrolitos al construir una 
celda electrolítica. 
Objetivos 
General 
 Construir una celda electrolítica con 
el fin de producir energía 
electroquímica a partir de 
reacciones químicas de óxido-
reducción. 
Específicos 
 Construir una celda electrolítica con 
una solución de NaCl, a una 
concentración determinada. 
 Realizar los cálculos teóricos de la 
celda electrolítica, y comparar los 
datos obtenidos experimentalmente. 
 Comprobar el paso de la energía 
química a energía eléctrica, 
mediante un multímetro. 
Marco Teórico 
La electroquímica es la rama de la química 
que estudia la interrelación que se establece 
entre los sistemas químicos y los sistemas 
eléctricos, cuando ambos fenómenos 
indicen en un proceso (Villarreal, 2011). 
Existen tres tipos de celdas 
electroquímicas, que son las celdas 
galvánicas o voltaicas, celdas electrolíticas 
y celdas de combustibles. Las celdas 
electrolíticas en las cuales hemos basado 
nuestra experimentación son procesos de 
óxido – reducción, en las cuales la energía 
eléctrica provendrá de una fuente externa, 
que provocará reacciones químicas no 
espontaneas. Las mismas que constan de un 
par de electrodos sumergidos dentro del 
medio de reacción (Brown, 2009). 
El cloruro de sodio (NaCl), comúnmente 
conocido como sal, es uno de los minerales 
más abundantes de la Tierra y un nutriente 
esencial para muchos animales y plantas. Se 
encuentra de forma natural en el agua de 
mar y en formaciones rocosas subterráneas. 
Es un compuesto iónico formado por un 
catión sodio (Na+) y un anión cloruro (Cl-
), y, como tal, puede sufrir las reacciones 
características de cualquiera de estos dos 
iones. Presenta una estructura cristalina 
cúbica, que precipita cloruros insolubles 
cuando es agregado a una disolución de una 
sal metálica, como nitrato de plata y 
también se puede separar ambos 
componentes mediante la electrólisis 
(Facts, 2012). 
Los procesos de oxidación y reducción que 
tienen lugar en una célula electrolítica se 
denominan electrólisis. A diferencia de una 
célula galvánica, una célula electrolítica 
necesita sólo un vaso; ambos electrodos 
están inmersos en él. El electrodo al que la 
fuente de energía suministra electrones es el 
electrodo negativo, el otro electrodo es el 
positivo. En una disolución los iones 
positivos son atraídos por el electrodo 
negativo y los iones negativos por el 
electrodo positivo. Así, el paso de corriente 
en la disolución es un flujo bidireccional de 
iones, como en el puente salino de una 
célula galvánica. El proceso de 
transferencia de electrones que se produce 
en cada electrodo depende de las sustancias 
entre estos (López, 2011). 
Las leyes que rigen los procesos 
electrolíticos fueron establecidas por 
Michael Faraday. La constante que lleva su 
nombre es la cantidad de carga eléctrica que 
hay en un mol de electrones. Un mol de 
electrones tiene una carga eléctrica de 
96.490 culombios. Quién además afirmó 
que la cantidad de una sustancia liberada o 
depositada en una celda electrolítica es 
proporcional a la cantidad de electricidad 
que pasa a través de la solución (Lopez, 
2017). 
Procedimiento 
1. Se pesa la cantidad adecuada de 
NaCl, para las diferentes 
concentraciones a las que se 
evaluará el paso de corriente. 
2. Medir la cantidad de agua para cada 
una de las concentraciones. 
3. En un recipiente verter el agua y el 
NaCl, y mezclarlos de manera que 
se produzca una solución 
homogénea. 
4. Conectar los cables lagarto a la 
fuente de electricidad, y sumergir 
uno de los extremos en la solución. 
5. Realizar los cálculos 
correspondientes, para compararlos 
con los resultados de la 
experimentación. 
Resultados 
 
Intensidad 
(I) 
Gramos sal 
(gr) 
Tiempo (s) 
10 
0,3 73,03 
0,5 124,49 
4 
0,3 188,34 
0,5 298,51 
 
Freacción molar 
𝒙(𝑵𝒂) = 𝟎, 𝟑𝟗𝟑𝟓 
Reacción total 
2𝑁𝑎+ + 2𝐶𝑙− → 2𝑁𝑎 + 𝐶𝑙2 
Reacción de reducción 
𝑁𝑎+ + 1𝑒− → 𝑁𝑎 
Calculos de tiempo real 
𝑡 =
𝑚𝑁𝑎 ∗ 𝐹 ∗ 𝑧
𝑚𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 ∗ 𝐼
 
1. 10A y 0,3gr 
𝑡 =
0,3935 ∗ 0,3 ∗ 96500 ∗ 1
23 ∗ 10
= 𝟒𝟗, 𝟓𝟑 
 
2. 10A y 0,5gr 
𝑡 =
0,3935 ∗ 0,5 ∗ 96500 ∗ 1
23 ∗ 10
= 𝟖𝟐, 𝟓𝟓 
 
3. 4A y 0,3gr 
𝑡 =
0,3935 ∗ 0,3 ∗ 96500 ∗ 1
23 ∗ 4
= 𝟏𝟐𝟑, 𝟖𝟐 
 
4. 4A y 0,5gr 
𝑡 =
0,3935 ∗ 0,5 ∗ 96500 ∗ 1
23 ∗ 4
= 𝟐𝟎𝟔, 𝟑𝟕 
 
 
Error 
𝑒 =
|𝑎𝑝𝑟𝑜𝑥 − 𝑟𝑒𝑎𝑙|
𝑟𝑒𝑎𝑙
∗ 100 
1. 10A y 0,3gr 
𝑒 =
|73,3 − 49,53|
49,53
∗ 100 = 𝟒𝟕, 𝟒𝟒 
 
2. 10A y 0,5gr 
𝑒 =
|124,49 − 82,55|
49,82,55
∗ 100 = 𝟓𝟎, 𝟖𝟏 
 
3. 4A y 0,3gr 
𝑒 =
|188,34 − 123,82|
123,82
∗ 100 = 𝟓𝟐, 𝟎𝟏 
 
4. 4A y 0,5gr 
𝑒 =
|298,51 − 206,37|
206,37
∗ 100 = 𝟒𝟒, 𝟔𝟒 
 
Discusión de resultados 
En los resultados se puede evidenciar que el 
tiempo que se calculó experimentalmente 
es mayor al que se calculó por fórmula en 
un rango del 44 al 52 % de error. 
El agua que se utilizó en el experimento fue 
agua potable de la llave. El agua potable no 
está destilada ni deshionizada, por lo que en 
ella se encuentran disueltas distintas 
sustancias. El agua de quito tiene un rango 
de conductividad de 106,7 a 279 µS/cm 
(Lopez), en la cual en una conversión se 
conose que cada unidad de esta representa 
2ppm (Guzman, 2010). 
El hecho de que existan mas sustancias 
disueltas en el agua significa que en la 
conducción de electricidad existirán más 
electrones que mover, resultando en un 
mayor tiempo del esperado. 
Conclusiones 
 Según los objetivos planteados en la 
experiencia, se ha logrado estudiar 
de manera clara los procesos 
electrolíticos, al construir una celda 
electrolítica, para así poder 
determinar la cantidad de material 
depositado en la celda. 
 En la electrólisis se aplica un 
trabajo, que es desempeñado por la 
energía eléctrica, para poder 
efectuar una reacción que no se 
produce de manera espontánea. 
 Cabe enfatizar que la electrolisis es 
un proceso no-espontáneo, es decir, 
requiere de un voltaje para que se dé 
la transferencia de electrones por 
medio de transferencia de 
electrones del ánodo hacia el 
cátodo. 
Recomendación 
 Buscar las condiciones ideales a la 
hora de realizar la práctica dado que 
la temperatura, humedad, presión, 
etc. podrían influir como factores de 
ruido en los resultados. 
Bibliografía 
Brown, T. L. (2009). Química la ciencia 
central, décima primer edición.
México: Pearson Educación. 
EPEC. (9 de 10 de 2013). La historia de la 
electricidad. Obtenido de Alejandro 
Volta, inventor de la pila: 
https://www.epec.com.ar/docs/educ
ativo/institucional/fichavolta.pdf 
Facts, C. S. (12 de 09 de 2012). 
ChemicalSafetyFacts.org. Obtenido 
de Cloruro de sodio: 
https://www.chemicalsafetyfacts.or
g/es/cloruro-de-sodio/ 
Guzman Viviana. (29 de 10 de 2010). 
Linea base para el monitoreo de la calidad 
de riego de la demarcación hidrográfica de 
Pichincha. https://www.agua.gob.ec/wp-
content/uploads/downloads/2012/07/Linea
BaseDHG.pdf 
López, E. M. (3 de 12 de 2011). La 
electrolisis:. Obtenido de un 
proceso básico para la vida 
moderna,: 
http://www.palermo.edu/ingenieria
/downloads/CyT7/7CyT%2011.pdf 
Lopez, L. F. (12 de 03 de 2017). Ley de 
Faraday-Lenz. Obtenido de Ley de 
Faraday-Lenz: 
http://www2.ib.edu.ar/becaib/bib20
07/LopezL.PDF 
Lopez Sardi et al. Calidad del agua 
domiciliaria. Experiencia de aprendizaje 
en el transcurso de un proyecto de 
investigación: aplicación del método 
científico. 
https://www.palermo.edu/ingenieria/PDFs/
GIIS/TRABAJO_COINI_LOPEZSARDI.
pdf 
Marín, D. (16 de 07 de 2016). La Biblia-
teca de la razón. Obtenido de SE 
DESCUBRE LA ELECTROLÍSIS. 
WILLIAM NICHOLSON Y ANTONY 
CARLISLE: 
http://bibliadelarazon.blogspot.com/2001/0
6/1800-se-descubre-la-electrolisis.html 
Villarreal, D. (9 de 11 de 2011). 
INTRODUCCIÓN A LA 
ELECTROQUIMICA. Obtenido de 
FUENTES ELECTROQUÍMICAS 
DE CORRIENTE. Ed: 
http://depa.fquim.unam.mx/amyd/a
rchivero/INTRODUCCIONALAE
LECTROQUIMICA_22641.pdf 
 
Anexos: 
 
 
MATERIALES 
 
Multímetro Cables lagarto 
 
Fuente Recipiente con agua 
 
NaCl (0,5 gramos) Electrolisis del NaCl 
 
 
Foto 1: Integrantes del grupo 5 del curso de Fisicoquímica.