de la puta gorda de la fes

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U.N.A.M.
Facultad de Estudios Superiores de
Aragón.
Laboratorio de Fisicoquímica.
Práctica numero 6: “Electroquímica.”
Integrantes:
Fernández Cano Veronico David Ricardo.
Alcívar Rangel Abraham.
Morales Espinoza Iván Antonio.
Calderón Barrera Juan José.
Fecha de realización: 28/03/2014.
Fecha de entrega: 04/04/2014.

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UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO
FACULTAD DE ESTUDIOS SUPERIORES “ARAGÓN”
LABORATORIO DE FISICO QUÍMICA
PRÁCTICA No.6
ELECTROQUÍMICA
I.- OBJETIVO.
El alumno aplicará los conocimientos de Electroquímica para obtener un electro-depósito,
con los materiales proporcionales en el laboratorio.
II.-INTRODUCCIÓN.
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.
En estas reacciones, A y B representan
sustancias químicas, n es un número entero
que se asocia al equivalente de carga que
reacciona con las sustancias A y B; e-
representa a los electrones que se insertan
en la sustancia A o se retiran de la
sustancia B, y los superíndices n- y n+
representan los números de carga eléctrica
adquiridos por las sustancias A y B (el positivo representa una deficiencia y el negativo
un exceso).

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Cuando B tiene una carga positiva, Bn+, se llama catión, y cuando A tiene una negativa,
An-, se llama anión. La escritura de reacciones químicas, y por lo tanto de las
electroquímicas, es una representación de las sustancias que se ponen en contacto con la
carga eléctrica para reaccionar y producir una nueva sustancia.
Algunos dispositivos que funcionan cuando se llevan a cabo reacciones electroquímicas
son las pilas o baterías utilizadas en el automóvil, relojes, teléfonos celulares,
computadoras, entre otros aparatos electrónicos. También se presenta cuando se hace una
electrólisis y se deposita un metal sobre una superficie a partir de su forma iónica (metales
disueltos).
III.- MATERIAL Y SUSTANCIAS EMPLEADAS POR CADA EQUIPO
DE TRABAJO EN EL LABORATORIO
III.1 MATERIAL
Este deberá ser solicitado mediante el llenado de un vale.

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1 Agitador de Vidrio
1 Anillo
1 Ánodo de Níquel
3 Cátodos de Cobre
1 Celda de acrílico transparente
2 Conexiones de caimanes
1 Corcho (pedazo de corcho)
1 Mechero Bunsen
1 Pila de 9 volts
1 Pinzas largas
1 Pinzas para vaso de precipitados
1 Soporte Universal
1 Tela de Alambre
1 Termómetro
1 Vaso de precipitados de 250 cc
1 Vaso de precipitados de 500 cc
III.2 SOLUCIONES Y REACTIVOS
20ml Ácido Sulfúrico (H2SO4) (1:1)
40ml Sulfato de NíquelHexahidratado
(NiSO4●6 H2O)
50 ml Agua pura o destilada
IV.- DESARROLLO DE LA PRÁCTICA
El profesor explicará en qué consiste un proceso electrolítico así como su importancia y
aplicaciones en la industria.
Posteriormente los alumnos procederán a realizar los experimentos propuestos.

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EXPERIMENTO 1
EFECTO DE LA DISTANCIA EN UN DEPÓSITO ELECTROLÍTICO
DESARROLLO
A) PRIMERA PARTE
1. Instalar la cuba sin solución, colocando el ánodo dentro de la misma.
2. Preparar las muestras de Cobre: el decapado se realiza introduciéndolas en la
solución de . Realizar esta operación con precaución y utilizando las
pinzas largas para manipular las muestras.
3. Lavar las muestras con agua destilada y secarlas con una franela.
4. Calentar la solución de Sulfato de Níquel en un vaso de
precipitados a una temperatura de 60 C. Al alcanzar una temperatura, retirarla con
las pinzas y vaciarla en la cuba de acrílico.
5. Introducir la primera muestra de Cobre (cátodo), e inmediatamente colocar las
conexiones de caimanes en el lugar correspondiente. (Ver figura).
6. Hacer pasar corriente eléctrica durante 30 segundos, con un voltaje de 9 Volts,
desconectar después de transcurrido el tiempo indicado.
7. Repetir 2 veces más la experiencia del punto 6 (observar y tomar nota), al término
de cada experiencia desconectar de la pila.
La placa de cobre se pone de color negro y la placa de níquel desprende un gas y burbujea
en la solución. Se puede observar como la placa de cobre se cubre con una capa de níquel
y por ello se ve de ese color.

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NOTA: Si el tiempo del depósito es excesivo, se observará que se forman “lengüetas”
en el cátodo, debido a una densidad de corriente muy alta.
B) SEGUNDA PARTE
1. Preparar una muestra de Cobre como en la primera parte (puntos 2 y 3).
2. Acercar la muestra aproximadamente a 1 pulgada de separación con el ánodo, hacer
pasar la corriente durante 30 segundos y un voltaje de 9 Volts (observar y tomar
nota), después extraer la muestra de la solución. Observar y tomar nota. Al terminar
desconectar la pila. (Ver figura).
La observación es idéntica a la del experimento anterior solo que la reacción sucede con
mayor velocidad.
EXPERIMENTO 2
EFECTO DE UN MATERIAL POROSO
1. Instalar la cuba como la primera parte (ánodo y cátodo en su lugar), prepare una
muestra repitiendo los pasos 2 y 3.

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2. Instalar al centro de la cuba y dentro de la solución caliente el material poroso. Y
posteriormente hacer pasar una corriente eléctrica de 9 Volts durante 30 segundos,
observar y tomar nota, al terminar Desconectar la pila. (Ver figura).
3. Dejar todo el material y vaciar a solución de la cuba (Sulfato de Níquel) al vaso de
precipitados de 500 cc.
V.- PRINCIPALES APLICACIONES EN LA INGENIERÍA DE LAS
OPERACIONES REALIZADAS
Las principales aplicaciones del galvanizado se ocupan para proteger al acero en diversos
casos como los explicados a continuación.
Una aplicación muy visible de la galvanización es la protección del acero para solucionar el
problema de la corrosión que sufre principalmente en los puentes; ya que el acero es el
principal material de construcción. Su resistencia a la razón de carga no tiene igual en
ningún otro material alternativo. Debido a que está constantemente expuesto al clima, a
sustancias químicas descongelantes y a contaminantes atmosféricos, el acero debe ser
protegido. Desde fines de 1800, se ha usado el galvanizado para proteger tanto los
componentes estructurales como misceláneos de los puentes.
Una de las aplicaciones más comunes del acero galvanizado usadas en todo el mundo se
encuentra en los postes de alumbrado de acero galvanizado.
Sus ventajas radican en que el acero galvanizado ofrece mayor resistencia al impacto que
otros materiales. El acero es además más fácil de soldar y fabricar, una consideración
importante cuando se necesitan postes altos y/o el uso de diseños modulares. Los postes de
acero galvanizado ofrecen la resistencia necesaria para soportar semáforos y otros equipos
de iluminación, incluso en brazos largos que pueden introducir flexión u otras formas de
esfuerzo.
Son, además, extremadamente económicos en términos tanto de los costos iniciales como a
largo plazo. Un punto importante de señalar es que los postes de acero galvanizado
proporcionan protección contra la corrosión tanto interna como externa de los efectos
dañinos de la atmósfera como son la lluvia, las sales descongelantes de los caminos, el agua
escurrida y otros contaminantes.

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Otra aplicación del acero galvanizado en la industria son los Sistemas de Drenaje de
Puentes y Carreteras, que incluye imbornales, alcantarillas y tubos de bajada. Los sistemas
de drenaje deben sufrir repetidos ciclos de humedad y secado exacerbando incluso más el
potencial corrosivo. El galvanizado ha demostrado ser altamente eficaz en la prevención de
la corrosión cuando se usa para proteger estos componentes.
VI.- CONCLUSIONES DE LA PRÁCTICA
La electroquímica es una disciplina con muchas aplicaciones en la ingeniería que puede
ayudar a resolver innumerables problemas que van desde dispositivos que funcionan
como fuentes alternas de energía (celdas de combustible) hasta unidades de proceso en las
plantas de extracción y refinación de metales (celdas de electrólisis), pasando por
procesos de corrosión. Otra aplicación importante de la electroquímica se da en el análisis
químico, donde se hace uso de sensores electroquímicos cuyas mediciones se adquieren
como diferencias de voltaje (potenciómetros) o corrientes eléctricas (amperímetros). De
los sensores potenciométricos se puede mencionar el electrodo de pH y los de ion
selectivo y en cuanto a los sensores amperométricos se destacan los electrodos inertes de
carbón vítreo, platino y oro, que sólo sirven de soporte para reacciones de oxidación o de
reducción.
La electroquímica está considerada una disciplina flexible a las necesidades de cualquier
industria cuya rama de acción requiera conocer cómo y bajo qué condiciones se transfiere
la carga eléctrica a una sustancia para formar nuevos compuestos o tan sólo medir su
concentración.
VII.- CUESTIONARIO FINAL
1. ¿Qué se requiere para que exista depósito en el cátodo?
Las soluciones deben estar separadas ya que si el electrodo de Zinc se pone en contacto
con la solución de se inicia la reacción espontánea siguiente:
Zn + CuSO4 ----------->ZnSO4 + Cu
2. Escriba las reacciones que se llevan a cabo en los electrodos.
En una celda, el ánodo es por definición, el electrodo donde se lleva a cabo la oxidación y
el cátodo es el electrodo donde se lleva a cabo la reducción.

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3. ¿Qué función tienen la fuente de poder en la práctica?
Sirve para proporcional una diferencia de potencial y así los electrones tengan energía
para fluir, ya que no es una reacción espontánea.
4. El paso de un faradio, ¿Qué ocasiona?
Almacenamiento de corriente eléctrica genera transmisión de electrones.
5. ¿Qué efecto tienen el acercar el cátodo y el ánodo?
Según las observaciones que la reacción ocurra más rápidamente.
6. ¿Qué efecto se logra al introducir un material poroso en el centro de la solución
(separando el ánodo y el cátodo)?
Que la reacción ya no se lleve a cabo con la misma facilidad, ya que el material poroso
tiene efecto de aislante y por ello se pierde la conductividad eléctrica dejando abierto el
circuito.
7. ¿Cuál es la diferencia entre una celda electrolítica y una celda galvánica?
Las celdas galvánicas (también llamadas voltaicas) almacenan energía eléctrica. En éstas,
las reacciones en los electrodos ocurren espontáneamente y producen un flujo de
electrones desde el cátodo al ánodo (a través de un circuito externo conductor). Dicho
flujo de electrones genera un potencial eléctrico que puede ser medido experimentalmente.
Las celdas electrolíticas por el contrario no son espontáneas y debe suministrarse energía
para que funcionen. Al suministrar energía se fuerza una corriente eléctrica a pasar por la
celda y se fuerza a que la reacción redox ocurra.
8. ¿Por qué se requiere hacer un decapado previo en las muestras?
Para que el circuito no se vea afectado por los residuos que tienen las placas y su
funcionamiento sea el adecuado.
9. ¿Cuál es el efecto de la concentración de la solución en la parte experimental?
El circuito eléctrico se completa por el movimiento de los iones en solución: Los aniones se
mueven hacia el ánodo y los cationes hacia el cátodo.

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VIII.-BIBLIOGRAFIA.
 UmlandBellama. QUIMICA GENERAL 1º Edición Editorial Internacional
Thomson, 2000 D.
 F.Shriver P. W. Atwins, C.H. Langford. QUIMICA INORGÁNICA. Editorial
Reverté, S.A.
 Whitten, Davis. Peck. QUIMICA GENERAL 5º Edición Editorial McGraw-Hill
 http://herramientas.educa.madrid.org/tabla/properiodicas/densidad.html
 http://tplaboratorioquimico.blogspot.mx/2008/12/densidad.html#.UhlKa9JWzlM