DETERMINACIÓN EXPERIMENTAL DE LA FEM EN UNA CELDA GALVÁNICA Página i

Determinación Experimental De La Fem En Una Celda Galvánica De

Al(s) I Al(OH)4- II Cu2+ I Cu(s)

Dannia Perdomo a, Alberto Rambal a, Lina Vargas a, Yuri Vargas a

Fecha de entrega: Abril 27 de 2010 a Programa de Química, Facultad de Ciencias Básicas, Universidad del Atlántico, B/quilla-Colombia

yvargas@mail.uniatlantico.edu.co

1. RESUMEN

Los métodos electroquímicos como potenciómetria, conductimetria, etc., son capases de determinar por ejemplo constantes de formación de complejos, de producto de solubilidad, de disociación acida, que por los métodos tradicionales son casi imposible de realizar, ya que estos métodos se caracterizan por su alto grado de selectividad y precisión. En el presente trabajo se exponen los ensayos que llevaron a establecer un método para la determinación del potencial eléctrico de una celda construida por aluminio metálico, aluminato 1M, con sulfato de cobre (II) 0.1M, cobre metálico. Palabras claves: Celdas, electrodos, puente salino, potencial eléctrico.

2. INTRODUCCIÓN

Una celda electroquímica es un dispositivo en el cual se produce o se consume energía eléctrica, medida como una fuerza electromotriz o potencial de la celda en volts y que es igual a la suma de los potenciales estándar de oxidación y reducción. En el ánodo se produce la oxidación y en el cátodo la reducción.

Existen dos tipos de celdas en donde hay una reacción por medio del intercambio de electrones. Las celdas Galvánicas y las Celdas Electrolíticas. En las celdas Galvánicas la reacción de óxido reducción se da de forma espontánea (∆G < 0) ya que el potencial de la celda es positivo. En las Celdas electrolíticas (∆G > 0) es necesario usar

una corriente eléctrica para lograr la reacción. Normalmente se utiliza un puente salino para entrelazar dos semiceldas, esto para evitar la formación de un potencial de unión liquida, el cual se formaría si los dos electrodos estuviesen sumergidos en una misma solución electrolítica. Los puentes salinos más utilizados son soluciones saturadas de KCl, KNO3, Na2SO4, entre otras. La diferencia de potencial que se genera entre los electrodos de la celda Ecelda se relaciona con la energía libre ∆G de la reacción mediante

∆� � ���� (1)

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Existe un efecto de la concentración sobre los potenciales de electrodo conocida como la ecuación de Nernst.

0 0.05916 [ ]log

[Re ]

OxE E

n d= + (2)

3. EXPERIMENTAL

3.1 Se determinó el potencial de una celda conformada por Al2(SO4)3 *18 H2O 0.1M como solución electrolítica y Al(s) como electrodo, con Cu(s) en CuSO4 0.1M, utilizando como puente salino una solución de KCl 0.1M. (Celda #1) 3.2 En la segunda celda se cambió el sulfato de aluminio por NaOH 1M, originando así in situ el aluminato (Al(OH)4

-), también se utilizó el KCl 0.1M como puente salino. (Celda #2) Con la ayuda de un voltímetro, se procedió a medir la diferencia de potencial de dichas celdas.

Grafica 1. Esquema del montaje de la

celda Materiales & reactivos:

Beacker 250 mL

Fiola de 100 mL Agitador de vidrio Equipo de calentamiento Beacker 50 mL Voltímetro Tubo en U Cables caimanes Electrodo de Cu Electrodo de Al NaOH 1M Al2(SO4)3 *18 H2O 0.1M CuSO4 0.1M KCl 0.1M

4. ANÁLISIS DE RESULTADOS

Tabla 1.Potenciales obtenidos

experimentalmente Celda E (V)

1 0.08 2 1.54

♦ En la celda #1 las reacciones fueron las siguientes: Semirreacción de reducción Cu2+ (aq) + 2e- ↔ Cu (s) E0 = 0.340V Semirreacción de oxidación Al3+ (aq) + 3e- ↔ Al (s) E0 = -1.676V Reacción neta 3Cu2+ + 2Al(s) ↔ 3Cu(s) + 2Al3+ E0 = 2.016 V ♦ En la celda #2 las reacciones fueron las siguientes: Semirreacción de reducción Cu2+ (aq) + 2e- ↔ Cu (s) E0 = 0.340V Semirreacción de oxidación Al(OH)4

- + 3e- ↔ Al (s) + 4OH- E0 = -2.310V Reacción neta 3Cu2+ + 2Al(s) + 8OH-

↔ 3Cu(s) + 2Al(OH)4

- E0 = 2.650 V

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Con la ayuda de la ecuación (2) procedemos a calcular los potenciales teóricos. Para la celda #1 fueron los siguientes:

0.05916 [0.1]2.016 log 2.016

6 [0.1]E V= + =

Para la celda #2 fueron los siguientes:

0.05916 [1.0]2.650 log 2.660

6 [0.1]E V= + =

Se puede observar que los valores registrados difieren drásticamente de los potenciales teóricos, especialmente el de la celda #1 que difiere 1.936 voltios, esto se debe seguramente a la poca solubilidad del sulfato de aluminio (kps muy bajo) lo

que origina que no se encontraban en abundancia los iones Al3+ libres, para reaccionar con el electrodo de cobre, a manera de mejorar la experiencia se recomienda utilizar una sal de aluminio bastante soluble como es el caso del nitrato de aluminio por ejemplo. Ahora analizando el dato reportado por la celda #2 difiere 1.120 voltios con respecto al teórico, lo más probable es que se deba a que no se halla originado el suficiente ion aluminato, en la reacción previa del aluminio metálico con el NaOH, es decir el tiempo no fue el suficiente para que se halla originado por completo esta reacción.

5. CONCLUSIÓNES

Al haber realizado la experiencia anterior, se llega a la conclusión que el potencial eléctrico de una celda puede diferir drásticamente si no se realiza el montaje ideal, para que la replicacidad del valor estándar se ajuste a los valores obtenidos experimentalmente. Por ello debemos de tener en cuenta cómo actúan ciertos tipos de anàlitos en diferentes condiciones, con el fin de entender y saber aplicar como tienden a comportarse cuando se encuentran dentro de un equilibrio químico.

6. RECOMENDACIONES

Para obtener unos resultados más exactos, hay que tener más en cuenta los siguientes parámetros: ♣ Un buen espacio en el lugar de trabajo y una buena organización de él, es decir buena ubicación de los reactivos y

materiales con los cuales vamos a trabajar. ♣ Buscar las condiciones ideales a la hora de realizar la práctica (temperatura, humedad, presión, etc.). ♣ Poseer los reactivos necesarios (completos), para mejor conocimiento y mejor diversidad de procedimientos y resultados. ♣ Una buena limpieza por parte de los materiales, y alta pureza por parte de los reactivos, para así obtener resultados precisos.

7. FUENTES DE INFORMACIÓN

7.1. Bibliografía

[1] RUBINSON, Kenneth. Análisis Instrumental. 1ª edicion. Madrid: Pentice Hall, 2001 p. 325-327.

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[2] SKOOG, Douglas. Princípios de Análisis Instrumental. 4ª edición Madrid: Mc Graw Hill, 1992 p. 145

7.2. Paginas web [URL]

[3]..http://156.35.33.98/QFAnalitica/trans/ExpquimDimas/PRACT_11.pdf Titulo: praticas em química analítica Fecha de consulta: 26 abril 2010

(5:40pm)