Universidad Católica Boliviana Docente: Mgr. Gabriela Chirobocea Cochabamba, Bolivia Electroquímica

Practica Nº10Electroquímica

1. Introducción.-Marco Teórico

La electroquímica es la rama de la química que estudia los procesos químicos producidos por el paso de la corriente eléctrica y la producción de la energía eléctrica por reacción química.

La corriente eléctrica viene a ser el flujo de electrones desde un punto hacia otro. Los dispositivos experimentales que generan electricidad mediante una reacción redox espontánea se denominan celdas voltaicas o galvánicas.

El material por el cual fluyen los electrones se denomina conductor, pudiendo ser de 2 tipos: conductores electrónicos o metálicos y conductores electrolíticos. La conducción tiene lugar por la migración directa de los electrones a través del conductor, bajo la influencia de un potencial aplicado.

Al conectar dos electrodos o semipilas a través de sus disoluciones y enlazados por un puente salino, se forma una pila galvánica cuya fuerza electromotriz, es igual a la diferencia de potenciales de sus electrodos. Las reacciones se efectúan en electrodos separados. Los electrones circulan por el circuito externo que se completa con un voltímetro.

Las celdas galvánicas o también llamadas celdas voltaicas o electroquímicas, son dispositivos experimentales que generan electricidad mediante una reacción redox espontánea. Esto es un sistema compuesto de uno o varios metales que en contacto con soluciones electrolíticas producen reacciones de oxidación-reducción.

Al funcionar la celda, tiene lugar en el electrodo positivo una reacción electroquímica de reducción y en el electrodo negativo un proceso de oxidación, dichas semireacciones, corresponden a la reacción total de oxidación - reducción que se verifica en la pila.

Un ejemplo clásico de una celda electroquímica es la Celda de Daniels, que está conformada por dos electrodos: cobre y zinc. El electrodo de cobre está sumergido en una solución de sulfato de cobre y el electrodo de zinc en una solución de sulfato de zinc. Para el cierre del circuito se utiliza un puente salino, que también permite una mayor movilidad de los iones a través del sistema.

Este puente salino que viene a ser un tubo en U invertido, contiene una solución de cloruro de potasio y los orificios son cubiertos con un pedazo de algodón para evitar que se vacíe el tubo invertido. Si además ambas soluciones se conectan mediante un voltímetro su lectura reportará 1,10 V, esto debido a que el potencial

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de oxidación del Zn++ es 0,763 V y el del Cu++ es de –0,337 V, por lo tanto el zinc (de mayor potencial) le cede electrones al cobre (de menor potencial).

Las reacciones químicas que se producen son:

Electrodo de Zn: Znº (s) → Zn+2 (ac) + 2 e-Electrodo de Cu: Cu+2 (ac) + 2 e- → Cuº (s)_______________________________________________________Reacción total: Cu+2 (ac) + Znº (s) → Cuº (s) + Zn+2 (ac)

Como se observa el zinc actúa como reductor y el cobre como agente oxidante. Los potenciales estándar de oxidación-reducción son los que determinan la naturaleza electroquímica de los electrodos. Cuanto más positivo es el potencial redox, mayor poder oxidante y cuanto más negativo, mayor poder reductor.

El orden de los metales según sus potenciales constituye la serie electroquímica, donde los metales muy activos (potasio y sodio) ocupan las posiciones superiores y los inactivos o metales nobles como: oro, platino, ocupan las inferiores

2. Objetivos.-- Construir pilas galvánicas y de concentración y medir el voltaje- Explicar el funcionamiento de cada una- Explicar las diferencias entre los dos tipos de pila y las aplicaciones de cada una

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3. Materiales y Equipos

- Tubo en U para puente Salino - Vasos de precipitado - Electrodos

- Piceta - Multimetro - Conectores

Reactivos

-Solución CuSO4 1M-Solución CuSO4 0,1M y 0,01M-Solución Pb(NO3)2 1M-Solución AgNO3 1M

1. Procedimiento1-Pila voltaica Zn/Cu- En un vaso de precipitación introducir una solución de ZnSO4 1M y un electrodo de Zn; conectar con un cable el electrodo al terminal negativo del voltímetro- En otro vaso de precipitación introducir la solución de CuSO4 1M y un electrodo de Cu; conectar el electrodo con un cable al terminal positivo del voltímetro- Unir las dos medias celdas con un puente salino conteniendo agar agar y solución saturada de NaCl, NH4Cl o KCl (tapar los dos extremos con algodón)- Leer la fuerza motriz de la pila en el voltímetro (esperar que la lectura se estabilice y permanezca constante)- Quitar el puente salino, retirar los algodones, lavar el puente salino, conservar la solución de CuSO4.- Lavar los electrodos con agua destilada, secarlos y pesarlos (antes y después del experimento)2. Pila voltaica Cu/Pb- En un vaso de precipitación introducir la solución de CuSO4 1M y un electrodo de Cu; conectar el electrodo con un cable al terminal negativo del voltímetro- En otro vaso de precipitación introducir una solución de Pb(NO3)2 1M y un electrodo de Pb; conectar con un cable el electrodo al terminal positivo del voltímetro- Unir las dos medias celdas con un puente salino conteniendo agar agar y solución saturada de NaCl, NH4Cl o KCl (tapar los dos extremos con algodón)

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- Leer la fuerza motriz de la pila en el voltímetro (esperar que la lectura se estabilice y permanezca constante)- Quitar el puente salino, retirar los algodones, lavar el puente salino, conservar la solución de CuSO4.- Lavar los electrodos con agua destilada, secarlos y pesarlos (antes y después del experimento)3. Pila voltaica Cu/Ag- En un vaso de precipitación introducir una solución de CuSO4 1M y un electrodo de Cu; conectar con un cable el electrodo al terminal negativo del voltímetro- En otro vaso de precipitación introducir la solución de AgNO31M y un electrodo de Cu; conectar el electrodo con un cable al terminal positivo del voltímetro- Unir las dos medias celdas con un puente salino conteniendo agar agar y solución saturada de NaCl, NH4Cl o KCl (tapar los dos extremos con algodón)- Leer la fuerza motriz de la pila en el voltímetro (esperar que la lectura se estabilice y permanezca constante)- Quitar el puente salino, retirar los algodones, lavar el puente salino, conservar la solución de CuSO4.- Lavar los electrodos con agua destilada, secarlos y pesarlos (antes y después del experimento)4. Pila de concentracióna) CuSO4 0,1M/CuSO4 1M- En un vaso de precipitación introducir una solución de CuSO4 0,1M y un electrodo de Cu; conectar con un cable el electrodo al terminal negativo del voltímetro

- En otro vaso de precipitación introducir la solución de CuSO4 1M y un electrodo de Cu; conectar el electrodo con un cable al terminal positivo del voltímetro

- Unir las dos medias celdas con un puente salino conteniendo agar agar y solución saturada de NaCl, NH4Cl o KCl (tapar los dos extremos con algodón)

- Leer la fuerza motriz de la pila en el voltímetro (esperar que la lectura se estabilice y permanezca constante)

- Quitar el puente salino, retirar los algodones, lavar el puente salino- Lavar los electrodos con agua destilada, secarlos y pesarlos (antes y después del experimento)

b) CuSO4 0,01M/CuSO4 1M- En un vaso de precipitación introducir una solución de CuSO4 0,01M y un electrodo de Cu; conectar con un cable el electrodo al terminal negativo del voltímetro- En otro vaso de precipitación introducir la solución de CuSO41M y un electrodo de Cu; conectar el electrodo con un cable al terminal positivo del voltímetro- Unir las dos medias celdas con un puente salino conteniendo agar agar y solución saturada de NaCl, NH4Cl o KCl (tapar los dos extremos con algodón)- Leer la fuerza motriz de la pila en el voltímetro (esperar que la lectura se estabilice y permanezca constante)- Quitar el puente salino, retirar los algodones, lavar el puente salino- Lavar los electrodos con agua destilada, secarlos y pesarlos (antes y después del experimento)

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IMPORTANTE.Se conecta cada uno de los electrodos al voltímetro de modo de medir un potencial positivo. El electrodo conectado al polo positivo del voltímetro es el que actúa como cátodoAntes de usar los electrodos, deben pulirse y enjuagarse con agua destilada. Los puentes salinos deben enjuagarse con agua destilada luego de cada medida. Deben guardarse sumergidos en solución saturada de KCl. Las pilas no deben dejarse funcionar durante mucho tiempo.

V. Cálculos y resultados

Para cada pila voltaica:- escribir la reacción de óxido reducción, las dos semi reacciones, el diagrama de la celda-indicar cuál es el anido y el cátodo, la dirección del flujo de electrones y el flujo de iones-calcular el valor de la fuerza motriz teórica utilizando la ecuación de Nerst y comparar con el valor obtenido experimentalmente-calcular el porcentaje de error

1 Pila voltaica Zn/CuZn + CuSO4 → Cu + ZnSO4

Oxidación

Reducción

Zn↔Zn+2e-

iones electrones

Cu+2e-↔Cu

En tablas encontramos los potenciales de reducción estándar y reemplazamos:

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% Error=

%Error= 10%

2 Pila voltaica Pb/Cu

Pb(NO3)2(aq) + CuSO4(aq) -> PbSO4(s) + Cu(NO")2(aq)

Oxidación

Reducción

Pb↔Pb+2e-

Iones electrones

Cu+2e-↔Cu

Pb\ Pb(NO3)2 (1M)\\ CuSO4 (1M)\Cu

% Error=

%Error= 11.06%

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4.- pila de concentración (A) Cu\CuS04(o.o1 M)\\CuS04(1M)\Cu ( K)

Oxidacion Reduccion

Cu0 Cu2+ (0.01)+2e Cu2+ (1M) + 2e Cu°(S) Cu2+ (1M) Cu2+ (0.01)VI. Cuestionario1-Cuando la reacción redox en una celda es espontanea?

R.- Una reacción es espontanea cuando el potencial estándar es mayor que “cero”, es decir es positivo la reacción ocurre en sentido directo. Es espontanea en sentido directo. En cambio cuando el potencial estándar es menor que “cero” la reacción ocurre en sentido inverso y No es espontanea en sentido directo.

2-Como se puede calcular la constante de equilibrio de la reacción de celda a 25ºC

3-Cual es la relación entre ΔG, k y Eºcelda?∆G= - n F E F = 96.5 kJ/Vmol

4-Cual es la diferencia entre una pila voltaica, una pila de concentración y una celda electroquímica?

Una célula de concentración o pila de concentración es una celda electroquímica que tiene dos semiceldas equivalentes del mismo electrolito, que sólo difieren en las concentraciones.1 Se puede calcular el potencial desarrollado por dicha pila usando la ecuación de Nernst. Una célula de concentración producirá una tensión o voltaje en su intento de alcanzar el equilibrio, que se produce cuando la concentración en las dos semipilas son iguales.2

Una celda electroquímica es un dispositivo capaz de obtener energía eléctrica a partir de reacciones químicas (o bien, de producir reacciones químicas a través de la introducción de energía eléctrica, cuando se esté cargando la celda)La celda galvánica o celda voltaica, denominada en honor de Luigi Galvani y Alessandro Volta respectivamente, es una celda electroquímica que obtiene la energía eléctrica a partir de reacciones redox espontáneas que tienen lugar dentro de la misma.5-Que son las baterías?Una batería es un dispositivo electroquímico el cual almacena energía en forma química. Cuando se conecta a un circuito eléctrico, la energía química se transforma en energía eléctrica. Todas las baterías son similares en su construcción y están compuestas por un número de celdas electroquímicas. Cada una de estas celdas están compuestas de un electrodo positivo y otro negativo además de un separador. Cuando la batería se está descargando un cambio electroquímico se está produciendo entre los diferentes materiales en

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los dos electrodos.  Los electrones son transportados entre el electrodo positivo y negativo vía un circuito externo(bombillas, motores de arranque etc.).6-Calcule la FEM normal de una pila formada entre los pares Cu2+/Cu y Ni2+/Ni sabiendo que los potenciales normales son 0,34 v y -0,25 v. ¿Cuánto vale la constante de equilibrio de la reacción?

7-Calcule la FEM de la pila anterior cuando las concentraciones de Cu2+ y de Ni2+ son respectivamente 0,025 M y 0,019 M.

VII.ConclusionesLa celda galvánica esta basada en la oxidación - reducción donde se produce un cambio en los números de oxidación de las sustancias. Los electrones tienen que fluir por el circuito externo desde el electrodo negativo al positivo. En el electrodo negativo tiene lugar la oxidación y la reducción se verifica en el electrodo positivo. Al sumar las reacciones de oxidación y reducción. Resulta la celda.La electrólisis del agua es el único método actual que puede ser utilizado en una producción de hidrógeno a escala industrial.

VIII.Bibliografia

Raymond Chang, Química, sexta ediciónGuía Laboratorio ChiroboceaScrib Laboratorio Electroquimica

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