UNIVERSIDAD DE LAS FUERZAS ARMADA – ESPE
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS EXACTAS
LABORATORIO DE QUIMICA
N° DE PRÁCTICA: 6
FECHA DE ENTREGA: 16/08/2016
NOMBRE: AM
NRC: 1460
NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
Determinación matemática de la constante de FARADAY.
OBJETIVO:
Calcular experimentalmente el valor de la constante de Faraday.
MARCO TEÓRICO:
ELECTRO QUÍMICA.
Electroquímica, es una parte de la química que trata de la relación entre las corrientes
eléctricas y las reacciones químicas, y de la conversión de la energía química en eléctrica
y viceversa. En un sentido más amplio, la electroquímica es el estudio de las reacciones
químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la
acción de las corrientes o voltajes.
Una de las aplicaciones más importantes de la electroquímica es el aprovechamiento de
la energía producida en las reacciones químicas mediante su utilización como energía
eléctrica, proceso que se lleva a cabo en las baterías. Dentro de éstas se encuentran las
pilas primarias y los acumuladores o pilas secundarias.
UNIDADES:

COULOMBIO.- Es la unidad práctica de carga eléctrica.
Q=I * t
[C]= [A][s]

AMPERIO.- Es la unidad de la intensidad de corriente
I=Q/t
[A] = [C]/[s]

OHMIO.-Es la unidad de la resistencia eléctrica
R=V/I

[Ω] =[v]/[A]
VOLTAJE.-Unidad de Potencial eléctrico
V=I*R
[v]=[Ω][A]

VATIO.-Es la unidad de potencia eléctrica
W=I*V
[W]=[A][v]

FARADIO.-Es la cantidad de electricidad que se requiere para depositar en cada
polo eléctrico un equivalente gramos de elemento.
1F= 96500[c] = 1Eq-g (elemento)
LEYES DE FARADAY
Las leyes de Faraday de la electrólisis expresan relaciones cuantitativas basadas en las
investigaciones electroquímicas publicadas por Michael Faraday en 1834
PRIMERA LEY DE FARADAY
La primera ley de Faraday nos dice que: La cantidad de un elemento depositado o liberado en un
electrodo es directamente proporcional a la carga que pasa a través de una solución.
𝑚𝛼𝑄
SEGUNDA LEY DE FARADAY
La segunda ley establece que los pesos de diferentes elementos depositados o liberados a cada
electrodo por igual cantidad de carga eléctrica es directamente proporcional a sus pesos
equivalentes gramos.
𝐼∗𝑡
𝑃𝑔
=
𝐹
𝑃𝑒𝑞 − 𝑞
𝑄
= #𝐸𝑞 − 𝑔
𝐹
EQUIPO DE HOFFMAN
Un voltámetro de Hofmann es un aparato utilizado para realizar la electrólisis del agua.
Fue inventado en 1866 por el químico alemán August Wilhelm von Hofmann. Consta de
tres cilindros verticales unidos, por lo general de vidrio. El cilindro central está abierto en
la parte superior para permitir la adición de agua y de un compuesto iónico para mejorar
la conductividad, como puede ser una pequeña cantidad de ácido sulfúrico.
PARTE EXPERIMENTAL:
o
o
Armar el equipo de electrolisis de Hoffman en forma correcta.
Abrir las llaves del aparato de electrolisis y llenarlos completamente con
la solución de ácido sulfúrico, llenando el balón de nivelación. Evite la
formación de burbujas y procure que la solución sea vertida por las paredes
de recipientes. En caso de formarse las burbujas, elimínelas golpeando
suavemente los tubos.
Aforar las columnas graduadas de acuerdo al inicio de la escala del aparato,
ayúdese del balón de almacenamiento de nivelación, luego cerrar las llaves
Realizar una electroforesis a amperaje constante de 0,1 amperios en
tiempos de un minuto (60 segundos) por 5 minutos. Interrumpir la
corriente cada minuto y leer el volumen de hidrogeno que ha sido
producido, registrar los tiempos y los volúmenes del gas producido y
realizar los cálculos en el siguiente cuadro.
o
o
o
I(amperios)
T (s)
Volumen: H2 (ml)
∆ Volumen H2
Masa H2
0,1
TABULACIÓN DE DATOS - RESULTADOS:
I(AMPERIOS)
T(S)
VOLUMEN H2 (ML)
∆ VOLUMEN H2(ML)
MASA H2
0,1
60
3
1
6,1648 × 10−5 g
0,1
120
4
1
1,2329 × 10−4 g
0,1
180
5
1
1,8495 × 10−4 g
0,1
240
6
1
2,4659 × 10−4 g
0,1
300
7
1
3,0824 × 10−4 g
ACTIVIDADES A DESARROLLAR
 Ecuaciones de resolución:
𝑄 =𝐼∗𝑡
𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇
 Datos: Valle de los Chillos:
T = 18℃ → 291°𝐾
𝑃 = 561 𝑚𝑚𝐻𝑔 → 0,738 𝑎𝑡𝑚
𝑄
𝐹 = 𝑚𝐻
2
𝑃𝑚 𝐻2 = 2
𝑔
𝑚𝑜𝑙
Vo=2 ml
 Cálculos:
A) Primer tiempo: t= 60 segundos
PV = nRT
PV =
PgH2 =
PgH2
RT
PmH2
P ∗ V ∗ PmH2
R∗T
g
0,738 atm ∗ 0,001L ∗ 2 ⁄mol
PgH2 =
atm L
0,08205
∗ 291.8°K
mol °K
PgH2 = 6,1648 ∗ 10−5 g
F=
F=
Q
mH2
0,1A ∗ 60s
6,1648 ∗ 10−5 g
F = 97326[𝑐]
B) Segundo tiempo: t=120 segundos
PV =
PgH2
RT
PmH2
g
0,738 atm ∗ 0,002L ∗ 2 ⁄mol
PgH2 =
atm L
0,08205
∗ 291.8°K
mol °K
PgH2 = 1,2329 × 10−4 g
F=
Q
mH2
F = 97055.97 [𝑐]
C) Tercer tiempo: t=180 segundos
PV =
PgH2
RT
PmH2
g
0,738 atm ∗ 0,003L ∗ 2 ⁄mol
PgH2 =
atm L
0,08205
∗ 291,8°K
mol °K
PgH2 = 1,8495 × 10−4 g
F=
Q
mH2
F = 97326[𝑐]
D) Cuarto tiempo: t=240 segundos
PV =
PgH2
RT
PmH2
g
0,738 atm ∗ 0,004L ∗ 2 ⁄mol
PgH2 =
atm L
0,08205
∗ 291,8°K
mol °K
PgH2 = 2,4659 × 10−4 g
F=
F=
Q
mH2
0,1A × 240s
2,4659 × 10−4 g
F = 97326 [𝑐]
E) Quinto tiempo: t=300 segundos
PV =
PgH2
RT
PmH2
g
0,738 atm ∗ 0,005L ∗ 2 ⁄mol
PgH2 =
atm L
0,08205
∗ 291,8°K
mol °K
PgH2 = 3,0824 × 10−4 g
F=
F=
Q
mH2
0,1A × 300s
3,0824 × 10−4 g
F = 97326[𝑐]
RESULTADOS
Al realizar los diversos cálculos de la carga y de la masa del 𝐻2 en el proceso de
electrolisis obtuvimos los siguientes resultados.
𝑟𝑒𝑠𝑢𝑙𝑡𝑎𝑑𝑜 𝑝𝑟𝑜𝑚𝑒𝑑𝑖𝑜 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 𝑑𝑒 𝐹𝑎𝑟𝑎𝑑𝑎𝑦 = 97326[𝑐]
𝑟𝑒𝑠𝑢𝑙𝑡𝑎𝑑𝑜 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 𝑑𝑒 𝐹𝑎𝑟𝑎𝑑𝑎𝑦 = 96500 [𝑐]
𝑒𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑎𝑝𝑟𝑜𝑥𝑖𝑚𝑎𝑑𝑜 𝑞𝑢𝑒 𝑠𝑒 𝑜𝑏𝑡𝑢𝑣𝑜 = 0.86%
CONCLUSIONES:
 Mediante esta práctica determinamos experimentalmente la constante de
Faraday, la cual mediante los diversos cálculos, nos dio un resultado aproximado
al real (96500); como resultado tenemos 97326[c] .
 Con ayuda del equipo Hoffman pudimos determinar que en cátodo se depositó el
hidrógeno.
ANEXOS.
EQUIPO HOFFMAN
Bibliografía
Arce, L. (13 de Junio de 2011). TP - Laboratorio Químico. Obtenido de
https://www.tplaboratorioquimico.com
Mendienta, O. (05 de Septiembre de 2013). Electroquímica. Obtenido de
http://quimicaredox.blogspot.com/
Vargas, M. (20 de Agosto de 2014). Equipo De Hoffman. Obtenido de http://laboratorioquimico.blogspot.com/2013/05/aparato-de-Hoffman.html.