El documento detalla un laboratorio sobre electroquímica, enfocado en procesos como el cromado y la electrolisis, y establece objetivos de estudio basados en las leyes de Faraday. Se explican fenómenos electroquímicos que ocurren en celdas electrolíticas y galvánicas, así como el fundamento teórico de la electrolisis y las reacciones redox. Además, incluye un experimento práctico de electrodeposición y sus resultados, concluyendo que la masa en un electrodo es proporcional a la carga eléctrica aplicada.

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La electroquímica
I. INTRODUCCION:
En este laboratorio abordaremos la interacción entre la energía eléctrica y la
energía química en estos procesos.
Los procesos de cromado, plateado, niquelado, obtención de metales puros
por electrorrefinacion y obtención a gran escala del NaOH, etc.
Los fenómenos electroquímicos se llevan a cabo en celdas electroquímicas
denominadas electrolíticas y galvánicas. En la primera se efectúa el proceso de
electrolisis y en el segundo un proceso redox espontaneo que origina corriente
eléctrica.

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II. OBJETIVOS:
 Estudiar el aspecto cuantitativo de la electrolisis haciendo uso de las
leyes de Faraday.
 Conocer las instalaciones de circuitos apropiadas para medir y obtener
las constantes electroquímicas de los metales, regular el pasaje de la
corriente necesaria para llevar acabo la ELECTROLISIS.
 Conocer las leyes de Faraday para poder relacionar la cantidad de carga
eléctrica con la cantidad de sustancia producida en los electrodos.
III. FUNDAMENTO TEORICO:
Electroquímica es una rama de la química que estudia la transformación entre la energía
eléctrica y la energía química. En otras palabras, las reacciones químicas que se dan en la
interfase de un conductor eléctrico (llamado electrodo, que puede ser un metal o
un semiconductor) y un conductor iónico (el electrolito) pudiendo ser una disolución y en
algunos casos especiales, un sólido.
Si una reacción química es conducida mediante una diferencia de potencial aplicada
externamente, se hace referencia a una electrólisis. En cambio, si la caída de potencial
eléctrico es creada como consecuencia de la reacción química, se conoce como
un "acumulador de energía eléctrica", también llamado batería o celda galvánica.
Las reacciones químicas donde se produce una transferencia de electrones entre
moléculas se conocen como reacciones redox, y su importancia en la electroquímica es
vital, pues mediante este tipo de reacciones se llevan a cabo los procesos que generan
electricidad o en caso contrario, son producidos como consecuencia de ella.
En general, la electroquímica se encarga de estudiar las situaciones donde se dan
reacciones de oxidación y reducción encontrándose separadas, físicamente o
temporalmente, se encuentran en un entorno conectado a un circuito eléctrico. Esto
último es motivo de estudio de la química analítica, en una subdisciplina conocida
como análisis potenciométrico.
Las leyes de Faraday de la electrólisis expresan relaciones cuantitativas basadas en las
investigaciones electroquímicas publicadas por Michael Faraday en 1834.
Enunciado de las leyes
Varias versiones del enunciado de las leyes se pueden encontrar en los libros de texto y la
literatura científica. La más utilizada es la siguiente:

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 1 a ley de Faraday de la electrólisis - La masa de una sustancia alterada en
un electrodo durante la electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de
electricidad transferida a este electrodo. La cantidad de electricidad se refiere a la
cantidad de carga eléctrica, que en general se mide en culombios.
 2 a ley de Faraday de la electrólisis - Para una determinada cantidad de
electricidad (carga eléctrica), la masa de un material elemental alterado en un
electrodo, es directamente proporcional al equivalente del elemento. El peso
equivalente de una sustancia es su masa molar dividido por un entero que
depende de la reacción que tiene lugar en el material.
Forma matemática
La ley de Faraday en la forma moderna:
Dónde:
m= es la masa de la sustancia producida en el electrodo (en gramos),
Q= es la carga eléctrica total que pasó por la solución (en culombios),
q=es la carga del electrón = 1.602 x 10-19 culombios por electrón,
n= es el número de valencia de la sustancia como ion en la solución (electrones por ion),
F = qNA = 96485 C·mol-1 es la Constante de Faraday,
M= es la masa molar de la sustancia (en gramos por mol), y
NA =es el Número de Avogadro = 6.022 x 1023 iones por mol.
I= es la corriente eléctrica (en amperios)
t= es el tiempo transcurrido (en segundos)
IV. EQUIPOS Y MATERIALES:
 sulfato de cobre
 llave lijada
 trozo de cobre
 fuente de corriente continua
 vaso precipitado

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V. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:
Primero: En un vaso precipitado echamos 200 ml de sulfato de cobre.
Segundo: Lijamos una llave, la limpiamos y luego anotamos su peso inicial en la balanza.
Tercero: Luego usamos como electrodos al cobre y a la llave ya limpia.
Cuarto: Luego la fuente electrolítica la conectamos a una fuente de corriente continua de
12 v y esperamos 15 min para ver qué es lo que ocurre.

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VI. CALCULOS EXPERIMENTALES Y TABULACION DE DATOS:
Masa de la llave: 2.5 gr.
Masa de la llave después de la electrodeposición: 2.7 gr.
Variación de la masa: 2.5 -2.3=0.2 gr.
Esto quiere decir que en la llave se depositó 0.2 gramos de Cu.
VII. CUESTIONARIO:
1.) ¿Qué es la electrodeposición?
La electrodeposición es un procedimiento electroquímico mediante el cual se logra
cubrir una pieza con una fina capa de determinado metal. Para lograrlo se sumerge la
pieza a cubrir en una solución electrolítica que contiene los iones del metal que
formará la capa.
La pieza se pondrá en contacto con una fuente de corriente continua y con un
electrodo que cumplirá la función de ánodo, cediendo electrones para que los iones
metálicos en solución se reduzcan y se depositen sobre la pieza, que cumple la
función de cátodo. De esta manera se obtiene el recubrimiento metálico en la pieza.
2.) ¿Qué es una celda galvánica?
Las celdas galvánicas producen energía eléctrica a partir de ciertas reacciones químicas.
Esta celda está formada por dos electrodos y, al igual que en la celda electrolítica, la
reducción ocurre en el cátodo y la oxidación en el ánodo, pero difiere de ella, en que el
cátodo y el ánodo están, cada uno, en soluciones diferentes, ya que es esta celda la
solución de iones Zn+², se encuentra separada de la solución que contiene iones Cu+², por
medio de una barrera porosa a través de la cual pueden difundirse los iones. Esta
separación se hace, porque de esta forma es que se obtendrá la electricidad.
La reacción se lleva a cabo hasta que se cierra el interruptor que se encuentra en el
circuito externo. La electricidad que se produce es suficiente para encender una lámpara.
El electrodo de Zn pierde electrones, convirtiéndolo en ánodo y ocurriendo oxidación. El
electrodo de Cu se convierte en cátodo debido a que gana electrones, ocurriendo la
reducción.
es una sustancia conductora llamada electrolito. A su vez, cada semicelda está constituida
por un electrodo metálico y una solución de una de las sales del metal.

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VIII. CONCLUSIONES:
 La masa desprendida en un electrodo de una solución es proporcional a
la cantidad de electricidad que está pasando.
 Cuando se prepara las soluciones se debe tener cuidado de hacerlo en
recipientes bien limpios, pues el potencial varía con la concentración.
 También hay que tener en cuenta que si el objeto a recubrir tiene una
superficie intrincada, la capa formada será más gruesa en algunos puntos
y más fina en otros.
IX. BIBLIOGRAFIA:
 www.wikpedia.com
 www.monografias.com
 Química general- RAYMUND CHANG
 Química- análisis de principios y aplicaciones- edt. Lumbreras