PRACTICA 09 Electroquimica

Practica 09- Electroquimica

INDICE

1. INDICE 1

2. OBJETIVOS 2

3. FUNDAMENTO TEORICO 2

4. DESARROLLO EXPERIMENTAL 8

5. CONCLUSIONES 15

6. CUESTIONARIO 15

7. BIBLIOGRAFIA 17

1


OBJETIVOS

Los objetivos del experimento # 09son:

-Conocer el funcionamiento de las celdas galvánicas, determinando algunos potenciales de celda.

-Estudiar el funcionamiento de una celda electrolítica.

FUNDAMENTO TEORICOElectroquímica 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 interface 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 provocada por una diferencia de potencial aplicada externamente, se hace referencia a una electrólisis. En cambio, si la diferencia 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.

2


ELECTROLISIS

La electrólisis del agua es la descomposición de agua (H2O) en los gases oxígeno (O2) e hidrógeno (H2) por medio de una corriente eléctrica a través del agua.

Una fuente de energía eléctrica se conecta a dos electrodos, o dos platos (típicamente hechos de algún metal inerte como el platino o el acero inoxidable), como dos chinchetas, las cuales son puestos en el agua. En una celda propiamente diseñada, el hidrógeno aparecerá en el cátodo (el electrodo negativamente cargado, donde los electrones son bombeados al agua), y el oxígeno aparecerá en el ánodo (el electrodo positivamente cargado).

La electrolisis de agua pura requiere una gran cantidad de energía extra en forma de sobrepotencial para romper varias barreras de activación; Sin esa energía extra la electrólisis de agua pura ocurre muy lentamente si es que logra suceder. Varias celdas electrolíticas pueden no tener los electrocatalizadores requeridos. La eficacia de la electrólisis aumenta con la adición de un electrolito (como la sal, un ácido o una base) y el uso de electrocatalizadores.

3


LEYES DE FARADAY

1ra 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.

2da 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 peso 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.

CELDAS ELECTROQUÍMICAS

La Celda Electroquímica es el dispositivo utilizado para la descomposición mediante corriente eléctrica de sustancias ionizadas denominadas electrolitos o para la producción de electricidad. También se conoce como celda galvánica o voltaica, en honor de los científicos Luigi Galvani y Alessandro Volta, quienes fabricaron las primeras de este tipo a fines del S. XVIII.1

Esquema de la Pila de Daniell. El puente salino (representado por el tubo en forma de U invertida) contiene una disolución de KCl permitiendo la interacción eléctrica entre el ánodo y el cátodo. Las puntas de éste deben estar tapadas con pedazos de algodón para evitar que la disolución de KCl contamine los otros contenedores.

Las celdas electroquímicas tienen dos electrodos: El Ánodo y el Cátodo. El ánodo se define como el electrodo en el que se lleva a cabo la oxidación y el cátodo donde se efectúa la reducción. Los electrodos pueden ser de cualquier material que sea un conductor eléctrico, como metales, semiconductores. También se usa mucho el grafito debido a su conductividad y a su bajo costo. Para completar el circuito eléctrico, las disoluciones se conectan mediante un conductor por el que pasan los

4


cationes y aniones, conocido como puente de sal (o como puente salino). Los cationes disueltos se mueven hacia el Cátodo y los aniones hacia el Ánodo. La corriente eléctrica fluye del ánodo al cátodo por que existe una diferencia de potencial eléctrico entre ambos electrolitos. Esa diferencia se mide con la ayuda de un voltímetro y es conocida como el voltaje de la celda. También se denomina fuerza electromotriz (fem) o bien como potencial de celda.1 En una celda galvánica donde el ánodo sea una barra de Zinc y el cátodo sea una barra de Cobre, ambas sumergidas en soluciones de sus respectivos sulfatos, y unidas por un puente salino se la conoce como Pila de Daniell. Sus semi-reacciones son estas:

La notación convencional para representar las celdas electroquímicas es un diagrama de celda. En condiciones normales, para la pila de Daniell el diagrama sería:

Este diagrama está definido por: ÁNODO --> CÁTODO Electrodo negativo/electrolito // Electrolito/electrodo positivo (el / indica flujo de electrones y el // significa puente salino)

La linea vertical representa el límite entre dos fases. La doble linea vertical representa el puente salino. Por convención, el ánodo se escribe primero a la izquierda y los demás componentes aparecen en el mismo orden en que se encuentran al moverse de ánodo a cátodo.

5


DESARROLLO EXPERIMENTAL

A. MATERIALES Y REACTIVOS1. PROFESOR:

a. Lámina metálica para cobrear.b. Fuente de poder.c. Una batería compuesta de solución CuSO4 al 5% para

celda electrolítica.2. MESA:

a. Puente salino.b. Multitester.c. Cables banana cocodrilo.d. 1 bateria compuesta de soluciones 1M de Pb(NO3)2;

CuSO4, AlCl3 y ZnSO4 para celdas galvánica, electrodos de Cu, Al, Pb, Zn.

6


B. EXPERIMENTOS1. Celdas Galvánicas.

Se instaló el equipo como se muestra en la ilustración.

Cu(ac)

2+¿ +2e→

−¿Cu(s )0 →+0,34V ¿ ¿

Pb(ac)

2+¿ +2e→

−¿P( s)0 →−0,13V ¿¿

Zn(ac)2+¿+2 e

→

−¿Zn(s )0 →−0,76V ¿¿

Al(ac)3+¿+3 e

→

−¿ Al( s)0 →−1,66V ¿¿

1.

Cu(ac)

2+¿ +2e→

−¿Cu(s )0 →+0,34V ¿ ¿

Pb(ac)

2+¿ +2e→

−¿P( s)0 →−0,13V ¿¿

Pb(ac )0 −2 e

→

−¿ Zn(s)2+¿→+0,13V ¿¿

E°=0,47V →valor teoric o

0,44V→valor experimental

2.

Cu(ac)

2+¿ +2e→

−¿Cu(s )0 →+0,34V ¿ ¿

Al(ac)3+¿+3 e

→

−¿ Al( s)0 →−1,66V ¿¿

Al(ac)0 −3 e

→

−¿ Al(s)3+¿→+1,66V ¿¿

7


E° celda=2,00V

Valor experimental=0,69V

3.

Cu(ac)

2+¿ +2e→

−¿Cu(s )0 →+0,34V ¿ ¿

Zn(ac)2+¿+2 e

→

−¿Zn(s )0 →−0,76V ¿¿

Zn(ac)0 −2e

→

−¿ Zn(s )2+¿→+0,76V ¿¿

E° celda=1,10V


4.

Pb(ac)

2+¿ +2e→

−¿P( s)0 →−0,13V ¿¿

Al(ac)3+¿+3 e

→

−¿ Al( s)0 →−1,66V ¿¿

Pb(ac)0 −2 e

→

−¿ Zn(s)2+¿→+0,13V ¿¿

Zn(ac)0 −2e

→

−¿ Zn(s )2+¿→+0,76V ¿¿

E° celda=1,79V


5.

Pb(ac)

2+¿ +2e→

−¿P( s)0 →−0,13V ¿¿

Zn(ac)2+¿+2 e

→

−¿Zn(s )0 →−0,76V ¿¿

Pb(ac )0 −2 e

→

−¿ Zn(s)2+¿→+0,13V ¿¿

Zn(ac)0 −2e

→

−¿ Zn(s )2+¿→+0,76V ¿¿

E° celda=0,89V


8


6.

Zn(ac)2+¿+2 e

→

−¿Zn(s )0 →−0,76V ¿¿

Al(ac)3+¿+3 e

→

−¿ Al( s)0 →−1,66V ¿¿

Zn(ac)0 −2e

→

−¿ Zn(s )2+¿→+0,76V ¿¿

Al(ac)0 −3 e

→

−¿ Al(s)3+¿→+1,66V ¿¿

E° celda=2,42V


9


CONCLUSIONESEn esta práctica #09, hemos aprendido el funcionamiento de las celdas galvánicas mediante la la determinación de los potenciales de celda.

BIBLIOGRAFIA

DEPARTAMENTO ACADEMICO DE CIENCIAS, Universidad Ricardo Palma, Química experimental, 2013. Dureza del agua, 2010,

http://www.ehowenespanol.com/electroquimica-sobre_85264/

"Electrolisis." Microsoft® Student 2008 [DVD]. Microsoft Corporation, 2007.

http://quimicalibre.com/Ley-de-Faraday/

http://ichn.iec.cat/bages/celdas-galvanicas/Imatges%20Grans/cguix.htm

http://es.wikipedia.org/wiki/ celdas-electroliticas/%15

10

http://es.wikipedia.org/wiki/

http://ichn.iec.cat/bages/celdas-galvanicas/Imatges%20Grans/cguix.htm

http://quimicalibre.com/Ley-de-Faraday/

http://www.ehowenespanol.com/electroquimica-sobre_85264/

Documents

PRACTICA 09 Electroquimica