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PRÁCTICAS DE LABORATORIO DE QUÍMICA-QUIM 1104
PRÁCTICA: ELECTRÓLISIS, FARADAY Y NÚMERO DE
AVOGADRO
1. Objetivos
● Determinar la constante de Faraday y el número de Avogadro mediante la aplicación de las leyes de Faraday. ● Aplicar los conceptos aprendidos en gases.
2. Aspectos teóricos
Leyes de Faraday
Luego de una serie de observaciones en cuidadosos experimentos en donde se hacía pasar corriente eléctrica sobre sustancias o soluciones Michael Faraday estableció las siguientes leyes:
- La cantidad de sustancia depositada sobre un electrodo en el proceso de electrólisis es proporcional a la cantidad de electricidad que pasa por la solución.
- Las masas de diferentes sustancias depositadas por la misma cantidad de electricidad son directamente proporcionales a las masas equivalentes de las sustancias; entendiéndose como masa equivalente la relación entre su peso atómico y su valencia.
Matemáticamente podemos expresar las leyes de Faraday como:
Donde: n = Número de moles depositados o liberados Q = Carga eléctrica que pasa a través de la solución
I = Intensidad de corriente
t = tiempo z = número de electrones que intercambia la sustancia F = Constante de Faraday = 96484 C mol–1^ = carga del electrón x número de Avogadro = e NA e = carga del electrón o carga fundamental= 1,602176487 × 10−19^ C
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3. Materiales y Reactivos
● Vaso de precipitado de 250 o 400 mL
● Bureta de 50 o 100 mL ● Probeta de 25 mL ● Frasco lavador ● Lámina de cobre ● Ácido sulfúrico 1M ● Alambre de cobre ● Multímetro (2)
4. Parte experimental
● Arme el montaje experimental diseñado para el desarrollo de la práctica.
Figura 1. Montaje Experimental
● Pese 0.5 g de cobre en lámina en una balanza cuya incertidumbre sea ± 0.0001 g. ● Sujete con un alambre la lámina de cobre al extremo positivo del circuito y fíjelo dentro del vaso de precipitado luego inserte otro alambre de cobre dentro de la bureta, la cual debe estar invertida. ● Arme el circuito eléctrico recordando que el amperímetro debe estar conectado en serie y que la lámina de cobre debe actuar como electrodo positivo y el alambre dentro de la bureta como electrodo negativo. Pida ayuda a su profesor.
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tanto para la constante de Faraday como para el número de avogadro.
6. Discusión
6.1. Compare los valores obtenidos para las constante de Faraday y el número de Avogadro a partir de las moles del gas H 2 producido en el primer y segundo ensayo. Señale si hubo una alta o baja precisión entre los datos. ¿Cuál ensayo (1 ó 2) fue más exacto y por qué?. Nota realice lo mismo, pero esta vez teniendo en cuenta las moles de cobre que reaccionaron.
6.2. Analice y discuta las diferencias entre los valores obtenidos tomando las moles de hidrógeno y las moles de cobre y el valor aceptado para las constantes. ¿Cual método es más exacto (tomado las moles de hidrógeno o las del cobre) para determinar los valores de las constantes y ¿por qué?
6.3. Señale cuáles son las fuentes más importantes de error en este experimento.
6.4. Escriba una conclusión general de si se cumplio o no con los objetivos de la práctica.
7. Ecuaciones de trabajo y datos de presión de vapor del agua a diferentes temperaturas
7.1. Ecuaciones para calcular las moles de gas de H 2 producido
Todas las presiones deben estar en atmósferas, por lo tanto, se deben realizar las conversiones. 1 atm =760 mm de Hg; 101.325 Pa = 1 atm. Recuerde que el valor de la presión atmosférica es dada por el docente. La presión hidrostática de la columna se obtiene con la siguiente fórmula.
donde: p=densidad del agua (1000kg/m^3 ) g=gravedad (9,8 m/s^2 ) h= altura en metros medida con la regla. La presión hidrostática Ph se obtiene en pascales (Pa) y se debe hacer la conversión a atmósfera. Una vez calculada la presión del gas H 2 , se procede a hallar el número de moles.
donde: R=0.082 atmL/molK.
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La constante de Faraday y el número de Avogadro se calcula con la ecuación 1.
7.2. Ecuación para hallar moles de cobre que reaccionaron.
7.3. Ecuación de porcentaje de error relativo
Tabla 1. Presión de vapor del agua a diferentes temperaturas. T(K) (^) 288 289 290 291 292 293 294
P (mm de Hg) (^) 12.79 13.63 14.53 15.48 16.48 17.54 18.
T(K) (^) 295 296 297 298 299 300 301
P (mm de Hg) (^) 19.83 21.07 22.38 23.76 25.21 26.74 28.
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Parte 2. A partir de las moles de cobre que reaccionaron
Tiempo(s): intensidad de corriente (A): __________
Experimento Masa inicial de Cu (g) Masa final de Cu (g) Moles de Cu 1 2
Experimento
Moles de electrones transferidos
F (C mol–1) (^) % error relativo NA % error relativo
1 2
6. Discusión
6.1.___________________________________________________________
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6.2.___________________________________________________________
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6.3.___________________________________________________________
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6.4.___________________________________________________________
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