Práctica 4 Quimica Aplicada
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INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL
ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA MECÁNICA Y ELÉCTRICA
Prá cticá 4: Electroquí micá
QUÍMICA BÁSICA
Profesora: Ana María Molina Álvarez
Grupo: 1CM4 Equipo No.3
Sección: “A”
Integrantes:
Galindo Álvarez Diana Karen
Mota Figueroa Josué Josafat
Osorio Santos Karina
Ruiz García Paola Michelle
INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL
ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA
MECÁNICA Y ELÉCTRICA
LABORATORIO DE QUI MICA BA SICA
INGENIERÍA EN COMUNICACIONES Y ELECTRÓNICA
Grupo: 1CM4
Equipo: 3 Sección: “A”
Objetivo
Aplicar los conocimientos de Electroquímica para obtener un electrodepósito, con los materiales proporcionados en el laboratorio de química.
Electroquímica
La electroquímica es una parte de la química que se dedica a estudiar las reacciones asociadas con la corriente eléctrica que circula en un circuito. Las dos formas de representar las reacciones electroquímicas son:
1) Reacción de reducciónA + ne- → An- Cuando la corriente eléctrica suministra electrones a la sustancia A, y
2) Reacción de oxidación B - ne- → Bn+ Cuando la corriente eléctrica sustrae electrones a la sustancia B.
Una celda electroquímica es una combinación del tipo siguiente:
Conductor
electrónico
(metal)
Conductor
iónico
(electrolito)
Conductor
electrónico
(metal)
En ella pueden tener lugar procesos electroquímicos con el paso de una corriente eléctrica. Si la celda electroquímica produce energía eléctrica, causada por el consumo de energía química, se dice que tenemos una celda galvánica o pila. Si, en cambio, la celda electroquímica consume corriente de una fuente de corriente externa, almacenando como consecuencia energía química, se dice que tenemos una celda electrolítica.
Algunas celdas galvánicas reciben nombres especiales. Una celda de corrosión es una celda o pila galvánica en la cual las reacciones
electroquímicas que tienen lugar conducen a la corrosión. Una celda de corrosión de dimensiones muy pequeñas (por ejemplo ( < 0.1 mm) se conoce como celda de acción localizada o microcelda galvánica. Las celdas locales o micropilas se dan, por ejemplo, en aleaciones multifásicas o en metales con recubrimientos que presentan buena conductividad eléctrica o en inclusiones de óxidos, sulfuros, carbón, etc. La acción de estas celdas a menudo conduce a un ataque localizado, tal como picaduras o corrosión bajo tensión.
DEFINICIÓN DE ÁNODO Y CÁTODO
Para la notación de los dos electrodos en una celda electroquímica (galvánica o electrolítica) son válidas las siguientes definiciones generales: El ánodo es el electrodo en el cual, o a través del cual, la corriente positiva pasa hacia el electrolito. El cátodo es el electrodo en el cual entra la corriente positiva proveniente del electrolito.
Generalmente, se toman como válidas las siguientes reglas:
1) La reacción anódica es una oxidación y la reacción catódica una reducción.
2) Los aniones (iones negativos) migran hacia el ánodo y los cationes (iones positivos) hacia el cátodo. Hay que hacer notar que particularmente en una celda galvánica, por ejemplo en una pila seca, la corriente positiva fluye del polo (+) al (-) en el circuito externo, mientras que dentro de la celda, la corriente positiva fluye del (-) al (+).
http://bibliotecadigital.educ.ar/uploads/contents/M-Quimica.pdf
Material
Celda de acrílico transparente
Un anodo de niquel
3 Catodos de Cobre
Material poroso
1 Fuente de poder
2 Pares de conexiones con caimanes
1 Mechero Bunsen, anillo y tela con asbesto
Franela
Pinzas largas
Agitador de vidrio
1 Termómetro
Vaso de precipitados
Reactivos
Solución de NiSO
Solución de H2SO4
Agua destilada
Procedimiento
Primera parte
1. Se instaló la cuba sin solución, colocando el ánodo dentro de la misma. Se
calentó el Sulfato de Níquel en un vaso de precipitados.
2. Después se realizó un decapado con la placa de cobre, introduciéndola,
con ayuda de pinzas largas, en la solución de H2SO4 (acido) en la
Campana ya que libera gases.
3. Se vacío el Sulfato de Níquel ya caliente, a una temperatura de 60 °C, en la
cuba de acrílico.
4. Luego se introdujo un lado de la placa de cobre (cátodo) en un extremo de
la cuba y del otro el ánodo de Níquel, e inmediatamente so coloco las
conexiones de caimanes en el lugar correspondiente.
5. Se dejó pasar corriente eléctrica durante 30 segundos, con un voltaje de 6
Volts, se desconectó después de transcurrido el tiempo indicado. Y se
observó.
Segunda parte
1. Ahora se acercó el cobre (ánodo) aproximadamente a 1 pulgada de
separación con el Níquel (Ánodo), se hizo pasar corriente eléctrica durante
30 segundos y un voltaje de 6 volts.
2. Después se sacó el cobre de la solución y se observó.
Tercera parte
1. Se instaló la cuba como en la primera parte, y se colocó el material poroso
entre el nique y el cobre. Se deja pasar una corriente eléctrica de 6 Volts
durante 30 segundos y se observó.
2. Al terminar se vacío la solución de la cuba (Sulfato de Níquel) al vaso de
precipitados de 500 CC.
Práctica 4
Electroquímica
Cuestionario
1. ¿Qué se requiere para que exista depósito en el cátodo?
Antes que todo se requiere hacer una decapación para limpiar y que se
haga una mejor adherencia, posteriormente se va a necesitar una celda
electrolítica que ésta consta de electrodos, que son las placas metálicas
donde se hará el depósito, un electrolito, que es la solución que contiene
sales del metal con la cual se va a recubrir y por último, una fuente de
corriente eléctrica.
2. Escriba las reacciones que se llevan a cabo en los electrodos
Ocurren reacciones químicas para la generación de energía y producción
de energía
3. ¿Qué función tiene la fuente de poder en la práctica?
Tiene como principal objetivo producir la acumulación de electrones en las
placas metálicas al colocar un puente metálico entre los electrodos en la
solución y de esa manera fluya la corriente eléctrica.
4. ¿Qué efecto tiene el acercar el cátodo al ánodo?
Se produce más rápidamente la depositación.
5. ¿Qué efecto se logra al introducir un material poroso en el centro de la
solución (separando el ánodo y el cátodo?
Cuando se le pone una barra de corcho, que en éste caso es el material
poroso, se hace un mejor acabado o un fino acabado porque es muy lento
el proceso.
6. ¿Cuál es la diferencia entre una celda electrolítica y una celda
galvánica?
Las celdas galvánicas almacenan energía en las cuales las reacciones de
los electrodos suceden espontáneamente y de esa manera permiten el flujo
de electrones desde el cátodo hasta el ánodo.
En cambio, las celdas electrolíticas no son espontáneas, esto quiere decir
que requieren de energía eléctrica para que funcionen.
7. ¿Por qué se requiere hacer un decapado previo en las muestras?
Para que se limpie de la grasa y de esa manera se pueda hacer una mejor
adherencia.
8. ¿Cuál es el efecto de la concentración de la solución en la parte
experimental?
Cuando se está más concentrada la solución esto causa un problema ya
que contiene más electrones, eso les impide movimiento y por lo tanto no
fluyen rápidamente.
Nombre: Ruiz García Paola Michelle
Conclusiones
Es un proceso muy importante ya que en él se lleva a cabo un flujo de corriente
eléctrica dentro de una celda electrolítica y que en ella se producen cambios
químicos, que se le puede llamar depositación de electrones en placas metálicas y
esto se puede hacer con ayuda de una solución de sales de metales con los
cuales se quiere recubrir la placa, además también se requiere una fuente de
energía que permita el fluido de electrones para la obtención de energía a través
del proceso químico.
Observaciones
Es un buen proceso para hacer recubrimientos de metales que se necesitan para
la construcción de piezas más resistentes, además de que tiene distintos usos,
tales como recubrimiento para estética, resistencia y evitar la oxidación entre
muchas otras.
Su desventaja es que no se puede hacer en cualquier momento, sino se requiere
de distintas herramientas para su realización, tales como la celda electrolítica,
fuente de corriente, solución de sales metálicas, electrodos y puente salino.
Osorio Santos Karina
OBSERVACIONES
En la primera parte de la práctica, cuando el Níquel y el Cobre se encontraban
separados a una cierta distancia, se observó q la reacción (electrodeposición) fue
rápida, al sacar el cobre de la solución estaba más obscuro, en la segunda parte la
reacción fue aún más rápida ya que se encontraban más cerca, en cambio en la
tercera la reacción fue más lenta ya que se tenía el material poroso entre el ánodo
y el cátodo, actuó como una barrera. Para que el cobre volviera a tener su color
normal, solo se cambió las conexiones, es decir, se hizo la inversa. Pero primero
se tuvo que decapar el cobre para quitar las capas de suciedad.
CONCLUSIONES
Para que la reacción fuera más rápida, es decir, se llevara más rápido la
electrodeposición se calentó la solución de Sulfato de Níquel. La electrodeposición
sirve para cubrir un metal con otro metal más resistente con el fin de que se vea
bonito, un ejemplo es baño de oro con las joyas. En este caso es de tipo No
Espontanea ya que es controlado este proceso.
Esto sucede porque el Cátodo va ganando electrones, ya que la corriente va de
ánodo a cátodo, por lo cual se carga negativamente, y se va cubriendo.
Nombre: Mota Figueroa Josué Josafat
Conclusión
La práctica de electroquímica fue muy ilustrativa ya que comprendimos como es el
proceso de un niquelado y es algo muy cotidiano usado en productos de la vida
diaria como en la joyería de “fantasía”.
Para hacer un material más resistente y duradero o simplemente tenga una mejor
estética.
Observaciones
La aplicación del voltaje en la elaboración fue de gran importancia y la
concentración de la solución donde hicimos el niquelado tenia que estar a una
temperatura alta.