PRACTICA N°1

CELDAS ELECTROQUIMICAS

1.- GENERALIDADES:

La presente experiencia tiene como objetivo experimentar dentro del campo de la electroquímica la transformación de la energía química en energía eléctrica y viceversa que permitirá al estudiante conocer las reacciones químicas redox que se dan en la interfase del electrodo-electrolito. Como resultado de la experiencia se lograra obtener resultados prácticos los que serán evaluados con los cálculos teóricos, para luego lograr determinar el grado de error cometido.

Para poder realizar el cálculo teórico el estudiante debe saber emplear la Ecuación de Nernst, es decir saber calcular el potencial de un electrodo y luego la fuerza electromotriz de la celda o pila galvánica.

Asimismo al término de la práctica el estudiante deberá diferenciar entre una celda galvánica y una electrolítica.

- LAMINA N°1 CELDA GALVANICA:

- LAMINA N°2 CELDA ELECTROLITICA:

2.- EQUIPO:

Para la realización de la práctica se requiere de los siguientes equipos:

Un voltímetro electrónico u un potenciómetro Una fuente de corriente eléctrica continua Un puente salino en forma de U Un electrodo de platino brillante o una barra de grafito (electrodo inerte) Laminas metálicas (cobre, zinc, etc.) Alambre de cobre Una balanza analítica

3.- MATERIAL DE VIDRIO:

2 vasos precipitados de 100 ml. 2 fiolas de 100 ml. 1 pipeta de 1 – 10 ml.

4.- REACTIVOS:

Solución de sulfato férrico 0.001 M. Solución de sulfato ferroso 0.1 M. Solución de permanganato de potasio 0.1 M. Solución de sulfato manganoso 0.001 M. Solución de sulfato de cobre 0.01 M. Solución de sulfato de zinc 0.01 M. Solución diluida de cloruro de potasio

5.- PROCEDIMIENTO:

5.1. FORMACION DE LAS HEMICELDAS:

a) Hemicelda Pt / Fe3+ (0.001 M.), Fe2+ (0.1 M.

Un vaso de precipitados de 100 ml. mezclar volúmenes iguales (15 ml.) de soluciones de Fe3+ y Fe2+ luego 2-3 gotas de ácido sulfúrico cc. e introducir un electrodo inerte.

b) Hemicelda Pt / MnO4-1 (0.1 M.), Mn2+ (0.001 M.)

Un vaso de precipitados de 100 ml. mezclar 25 ml. de solución de KMnO4 y 5ml. de solución de MnSO4, luego añadir 1-2 gotas de ácido sulfúrico cc. e introducir un electrodo inerte.

c) Hemicelda Cu / CuSO4 (0.01 M.)

Un vaso de precipitados de 100 ml. depositar 100 ml. de solución de CuSO4 e introducir una lámina de cobre.

d) Hemicelda Zn / ZnSO4 (0.01 M.)

Un vaso de precipitados de 100 ml. depositar 100 ml. de solución de ZnSO4 e introducir una lámina de zinc metálico.

5.2. FORMACION DE LA CELDA GALVANICA Y MEDICION DE LA FEM.

Disponer de dos hemiceldas y unirlas mediante un puente salino (solución diluida KCl) y conectar los terminales de cada uno de los electrodos a un voltímetro electrónico y anotar el voltaje que registra.

5.3. FORMACION DE LA CELDA ELECTROLITICA

Para formar una celda electrolítica tomando como base la celda galvánica formada anteriormente, se le reemplaza el voltímetro electrónico por una fuente de poder de corriente directa y aplicar un potencial (voltaje) de una magnitud mayor al que le corresponde cuando se comporta como celda voltaica que permita invertir las reacciones químicas en cada una de las hemiceldas.

6.- RESULTADOS Y CONCLUCIONES:

7.- CUESTIONARIO

7.1.-Que diferencia existe entre una celda galvanica y una celda electrolítica.

Una celda galvánica genera energía, mediante la interacción de iones, de un ánodo y un cátodo de diferentes metales, o electrodos, o diferente concentración de solución acuosa, GENERA ENERGÍA.

Una celda electrolítica, permite que haya una reacción de electrólisis, hay reacciones químicas que necesitan energía eléctrica para que sucedan, y para eso sirve una celda o cuba electrolítica.

7.2.- Que aplicación tiene la Ecuación de Nernst.

La ecuación de Nernst tiene su aplicación en la POTENCIOMETRIA, se utiliza para hallar el potencial de reducción de un electrodo cuando las condiciones no son las estándar (concentración 1M, presión 1 atm, temperatura de 298 K). A partir de la siguiente ecuación:

7.3.- Defina electrodo activo e inerte, cite ejemplos.

ELECTRODO ACTIVO: Sí el electrodo sobre el cual ocurren las medias reacciones se oxida o se reduce se dice que es un electrodo activo. Por ejemplo, en la media celda formada por un metal M sumergido en una solución que contiene sus iones Mn+ la media reacción reversible es:

Mn+ + ne ─ <=> M(s)

ELECTRODO INERTE:

Sí el metal del electrodo ni se oxida ni se reduce sino que sólo suministra o acepta los electrones involucrados en la media reacción que ocurre sobre él, se llama electrodo inerte.En la media celda que contiene Fe3+ y Fe2+ presentes en la misma solución es necesario sumergir un electrodo inerte tal como un alambre de platino (Pt) para que suministre o acepte los electrones involucrados en la siguiente media reacción que ocurre en su superficie:

Fe3+ + e ─ <=> Fe2+

7.4.- Defina celda con unión liquida y celda sin unión liquida.

Las celdas se clasifican Según la situación física de los electrodos

a) Sin unión líquida (E/D/E): Ambos electrodos introducidos en una misma disolución

b) Con unión líquida (E/D1//D2/E): Cada electrodo en una disolución Es necesario cerrar el sistema eléctrico (puente salino o membrana porosa)

7.5.- Que función tiene el puente salino.

Un puente salino es un dispositivo que se coloca entre las dos semiceldas de una celda electroquímica o pila galvánica. El puente salino contiene un electrolito inerte respecto de la reacción de óxido reducción que ocurre en la celda, y cumple la función de conectar eléctricamente las dos semiceldas. El puente salino también mantiene la neutralidad eléctrica en cada semicelda.

7.6.- Defina potencial de unión liquida.

El potencial de unión líquida se produce cuando dos disoluciones de diferentes concentraciones están en contacto entre sí a través de una membrana semipermeable. Se origina en la interfase una diferencia de potencial llamada potencial de unión. Es muy pequeña, del orden de unos pocos milivoltios. La disolución más concentrada tendrá una tendencia a migrar hacia la relativamente menos concentrada y si los iones no difunden a igual velocidad se producirá una diferencia de potencial.

8.- PROBLEMAS

8.1.- Calcule los potenciales de las celdas siguientes. Indique la dirección de la reacción espontánea.

(a) Pb / Pb2+ (0.1393 M.) // Cd2+ (0.0511 M.) / Cd

(b) Zn / Zn2+ (0.0364 M.) // Tl3+ (9.06 x 10-3 M.), Tl+ (0.0620 M.) / Pt

(c) Pt / H2 (765 torr) / HCl (1x10-4) // Ni2+ (0.0214 M.) / Ni

(d) Pb / Pb2+ (sat), I- (0.0120 M.) // Hg2+ (4.59x10-3 M.) / Hg

(e) Ag / Ag+ (0.1544 M.) / H+ (0.0794 M.) / O2 (1.12 atm) / Pt