Celdas electrolíticas

Celdas electrolíticas

What is the role of the anode and cathode in an electrolytic cell?

How does electroplating work in this experiment?

What does the Faraday constant represent in electrochemistry calculations?

How do you calculate the total charge transferred during electroplating?

Why must the copper electrode and brass key be polished before the experiment?

What is the relationship between moles of electrons transferred and moles of copper plated?

How should you handle the current data if it drops to zero during electroplating?

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Tabla 1: Moles de Cu transferidos

Tabla 2: Moles de electrones transferidos

In an electrolytic cell, the anode is oxidized by the power source, releasing ions that travel through the solution to the cathode. At the cathode, these ions are reduced and plated onto the surface. The copper anode oxidizes to produce copper(2+) ions, which are then reduced and deposited as solid copper on the brass cathode.

Electroplating occurs when copper(2+) ions from the copper anode migrate through the copper sulfate solution and are reduced at the brass cathode, forming a thin layer of solid copper. The power source drives this nonspontaneous redox reaction, transferring electrons that reduce the ions into metal plating on the cathode surface.

The Faraday constant represents the magnitude of electric charge per mole of electrons, calculated by multiplying the charge of an electron by Avogadro's constant. It is used to convert total charge transferred in coulombs into moles of electrons, enabling calculation of moles of metal plated during electroplating.

Total charge is calculated using the equation Q = I × t, where Q is charge in coulombs, I is average current in amperes, and t is time in seconds. The current probe measures current over time, and averaging these values allows you to determine the total charge transferred throughout the electroplating process.

Polishing with emery paper removes surface oxidation and contaminants from both the copper electrode and brass key, ensuring clean electrode surfaces. This preparation improves electrical contact and allows accurate measurement of mass changes during electroplating, since only the intended copper deposition is measured.

The reduction of one mole of copper(2+) ions requires two moles of electrons to produce one mole of solid copper. By calculating moles of electrons from total charge using the Faraday constant, you can predict the expected moles of copper plated and verify this matches the measured mass change of the cathode.

If current drops to zero or near zero during a trial, electrons have stopped flowing and the plating process has halted. Only use current values recorded before the drop occurs when calculating average current and total charge. If current drops early, repeat the trial to ensure sufficient electroplating occurs.

Conceptos Preparación del instructor Protocolo del estudiante

0 vistas02:52 min

Las reacciones electroquímicas son vitales para muchos procesos en la tecnología y el cuerpo humano e implican la transferencia de electrones de una especie química a otra. Estas reacciones se denominan reacciones de reducción-oxidación o reacciones redox.

Cuando una especie pierde electrones, sufre oxidación, y decimos que se oxida. Cuando una especie gana electrones, ha sufrido una reducción, y nosotros decimos que se reduce. En una celda galvánica electroquímica, las reacciones redox ocurren espontáneamente, lo que genera energía eléctrica. Sin embargo, en una celda electrolítica, se aplica energía eléctrica, lo que hace que ocurran las reacciones redox.

Una celda electrolítica consiste en la solución de reacción llamada electrolito, que contiene cualquier especie química que se oxida o reduce, así como los iones necesarios para permitir el flujo de electrones. La celda electrolítica tiene dos electrodos metálicos que se sumergen en la solución electrolítica. Un circuito externo conecta los dos electrodos, lo que completa el circuito y nos permite aplicar voltaje o corriente.

La corriente o voltaje aplicado es lo que hace que se produzca la reacción electroquímica. La semirreacción de oxidación se produce en el ánodo y la semirreacción de reducción se produce en el cátodo. Para ayudarlo a diferenciar entre los dos, recuerde la frase 'gato rojo', que significa 'reducción en el cátodo'.

Pero, ¿cómo determinamos qué electrodo es cuál? Podemos usar el potencial de reducción estándar de los electrodos metálicos, que es una medida de la tendencia del metal a perder electrones. Cuanto mayor sea el potencial de reducción, más probable es que se reduzca el metal.

Digamos que colocamos un electrodo de plata y un electrodo de cobre en una celda electrolítica y aplicamos corriente. El electrodo de plata tiene un mayor potencial de reducción, por lo que se reduce y actúa como cátodo. El electrodo de cobre tiene un menor potencial de reducción, por lo que se oxida y actúa como ánodo.

Uno de los usos de las celdas electrolíticas es realizar la galvanoplastia, que es una reacción en la que un metal se oxida y luego se reduce a la superficie de otro metal. Dado que el ánodo es el metal que hace el recubrimiento, en nuestro ejemplo de plata y cobre, el electrodo de plata está recubierto con una fina capa de cobre.

En este laboratorio, ensamblará una celda electrolítica y realizará el proceso de galvanoplastia recubriendo una llave de latón con cobre.

Print Procedure Steps

$$\rightleftharpoonup{xx}$$ $$\longleftharp{xx}$$, $$\longrightharp{xx}$$,

Fuente: Smaa Koraym de la Universidad Johns Hopkins, MD, EE.UU.

Electrolytic Cells
En este experimento, ensamblará una celda electrolítica para realizar la galvanoplastia. Una celda electrolítica contiene un ánodo y un cátodo conectados por una fuente de energía, que impulsa la reacción redox no espontánea en la celda. Cuando el material del ánodo se oxida, los iones viajan al cátodo, donde se reducen y se recubren.

En el caso de este experimento, la celda electrolítica contiene un ánodo de cobre y una llave de latón para el cátodo. La oxidación del ánodo crea iones de cobre (2+), que luego se reducen en la llave de latón, formando una fina capa de cobre sólido.
- Ponte guantes, gafas de seguridad y un delantal de laboratorio, que debes usar en todo momento.
- Obtenga una resistencia de 10 ohmios, un electrodo de lámina de cobre, un alambre de cobre y un pedazo de papel de lija.
- Usa el papel de lija para pulir la llave de latón y la lámina de cobre. Enjuague la llave y el electrodo de cobre con agua. La llave de latón será el cátodo y la lámina de cobre será el ánodo.
- Lleve un vaso de precipitados de 50 ml y un cristal de reloj a la capucha del instructor y obtenga aproximadamente 20 ml de acetona. Coloque el cristal del reloj encima del vaso de precipitados para evitar la evaporación y llévelo de vuelta a su banco.
- Etiqueta el otro vaso de precipitados de 50 ml como 'residuo orgánico'.
- Utilice una pipeta desechable para enjuagar el electrodo de cobre y la llave con acetona. Recoja el exceso en el vaso de precipitados. Coloque la llave y el electrodo de cobre sobre una toalla de papel para que se sequen.
- Mida las masas iniciales de la llave y el electrodo de cobre y registre sus valores en su cuaderno de laboratorio.
  Tabla 1: Moles de Cu transferidos
  
  Masa de la tecla (g) Cambio en masa (g) Moles Cu plateado >Masa del electrodo de Cu (g) Cambio en masa (g) Moles Cu lost
  0 min
  5 min
  1^st 30 min
  2^nd 30 min
  Haga clic aquí para descargar la Tabla 1
- Configura la celda electrolítica. Utilice un cable eléctrico con pinzas de cocodrilo para conectar el terminal negativo de la batería a la sonda de corriente. Envuelva la resistencia de 10 ohmios alrededor del otro extremo de la sonda de corriente.
- Utilice otro cable para conectar el terminal positivo de la batería al electrodo de cobre.
- Envuelve el cable de cobre alrededor de la llave de latón y usa un cable eléctrico para conectar la resistencia de la sonda de corriente al cable de cobre de la llave de latón.
- Obtenga unos 200 mL de sulfato de cobre concentrado en un vaso de precipitados de 250 mL. No es necesario que la cantidad sea exacta. Lleve el vaso de precipitados a su banco y colóquelo en la placa para revolver. Con cuidado, coloque una barra de agitación magnética en el vaso de precipitados y encienda la posición de agitación a temperatura alta.
- Conecte el sistema de adquisición de datos a la sonda actual y permita que el sistema de adquisición de datos detecte la sonda. Debería devolver una lectura en amperios. Cambie la velocidad a dos escaneos por minuto y la duración a 5 minutos.
- Coloca la llave de latón en el vaso de precipitados. Cuélguelo del costado del vaso de precipitados de modo que la llave quede casi completamente sumergida pero no toque la barra magnética de agitación. nota: El alambre de cobre no debe estar en la solución.
- Coloque el electrodo de cobre en el vaso de precipitados, dóblelo para que cuelgue sobre el borde del vaso de precipitados. Asegúrese de que no toque la barra de agitación ni la llave de latón.
- Inicie el escaneo y deje que recopile datos durante 5 minutos. Esto actuará como una prueba de funcionamiento para asegurarse de que se produzca un enchapado en la llave de latón.
- Después de que termine el escaneo, retire la llave y el electrodo de cobre. El revestimiento de cobre de la llave de latón debe ser evidente. Si no está visible, verifique su circuito para asegurarse de que la batería esté conectada en la orientación correcta.
- Una vez que haya completado un enchapado exitoso de 5 minutos, desconecte la llave y el electrodo de cobre del cableado. Retire el cable de cobre de la llave y enjuague la llave y el electrodo de cobre con agua y luego con acetona. Colócalos sobre una toalla de papel para que se sequen.
- Mide las masas de la llave y del electrodo de cobre y anótalas en tu cuaderno de laboratorio.
- Vuelva a conectar la llave y el electrodo de cobre y vuelva a colocarlos en la solución como antes. Reinicie la ejecución en el sistema de adquisición de datos, asegurándose de que la velocidad esté configurada en dos escaneos por minuto. Con la duración establecida en 30 minutos, deje que se ejecute el proceso de galvanoplastia.
- Una vez finalizado el escaneo, retire el electrodo y la llave de la solución, desconéctelos de los cables y enjuáguelos con agua y luego con acetona. Deja que se sequen en una toalla de papel, luego pésalos y anota sus masas en tu cuaderno.
- Vuelva a montar la configuración y repita la galvanoplastia para una segunda prueba de 30 minutos. Cuando se complete el escaneo, retire la llave y el electrodo de cobre, enjuáguelos como antes y registre su masa.
- Guarde los datos registrados como un archivo de texto en una unidad flash.
- Para limpiar, desactive el ajuste de agitación y retire la barra de agitación de la solución con pinzas. Deseche la acetona en el contenedor de residuos orgánicos proporcionado por su instructor. La solución de sulfato de cobre se puede reutilizar para futuros laboratorios, así que vierta el sulfato de cobre concentrado nuevamente en el garrafón.
- Enjuaga toda tu cristalería con agua y devuélvela al instructor.
Resultadosexpandir
- Primero, calcule la carga total Q que fluyó a través del sistema durante las diferentes pruebas. Un culombo es la cantidad de electricidad que fluye a través de un cable que transporta 1 amperio de corriente en 1 s, por lo que Q = I x t.
- Revise los datos actuales de la sonda para la primera prueba de galvanoplastia de 5 minutos. nota: Si la corriente caía a 0 o cerca de 0 al final de la prueba, entonces los electrones dejaban de fluir desde el electrodo de cobre a la llave. Utilice únicamente los valores registrados antes de que se produjera la caída de la corriente. Si la corriente cae a 0 al principio del proceso de enchapado, repita la prueba.
- La corriente varía con el tiempo, así que calcule la corriente promedio, I.
  Tabla 2: Moles de electrones transferidos
  
  Trial Tiempo (s) _Promedio actual (A) Carga total (C) Moles (e?)
  5 min
  1^st 30 min
  2^nd 30 min
  Total
  Haga clic aquí para descargar la Tabla 2
- Utilice la corriente promedio durante el tiempo total para determinar la carga total transferida durante la galvanoplastia, Q. Se transfirieron alrededor de 20 culombios durante el ensayo de 5 minutos, y se transfirieron entre 110 y 120 culombios durante cada ensayo de 30 minutos. La carga total transferida durante todo el proceso de galvanoplastia de 65 minutos fue de unos 250 culombios.
- Utilice la carga total transferida para calcular los moles de electrones chapados durante cada prueba. Los moles de electrones chapados son iguales a la carga total transferida dividida por la constante de Faraday. La constante de Faraday representa la magnitud de la carga eléctrica por mol de electrones y se determina multiplicando la carga de un electrón por la constante de Avogadro.
- Determine los moles de electrones que se transfirieron para las pruebas de 5 minutos y 30 minutos.
- Calcula los moles de cobre que se platearon en la llave después de cada prueba. Del mismo modo, determine los moles de cobre perdidos por el electrodo de lámina de cobre.
- Compara los moles de cobre que se perdieron del electrodo con la cantidad que se chapó en la llave de latón. Los números deberían estar cerca.
- Comprueba si estos valores coinciden con lo esperado en función del número de moles de electrones que se transfirieron. La reducción de 1 mol de iones de cobre (2+) requiere 2 moles de electrones para producir 1 mol de cobre sólido.

Celda electrol tica

proceso de galvanoplastia

nodo de cobre

c todo de lat n

Trial	Tiempo (s)	_Promedio actual (A)	Carga total (C)	Moles (e?)
5 min
1^st 30 min
2^nd 30 min
Total

Masa de la tecla (g)

Cambio en masa (g)

Moles Cu plateado

>Masa del electrodo de Cu (g)

Cambio en masa (g)

Moles Cu lost

1^st 30 min

2^nd 30 min