ESPOL LABORATORIO DE

QUÍMICA GENERAL 2 2DO TÉRMINO 2016 - 2017

Nombre: Valdospino Cevallos Denisse

Paralelo: 2

Profesor: PhD. Joel Vielma

Fecha de entrega: 31/octubre/2016

Guayaquil - Ecuador

CELDAS GALVÁNICAS

1. Tema:

CELDAS GALVÁNICAS

2. Marco teórico

Las reacciones de oxidación – reducción ocurren cuando hay transferencia de electrones,

es decir el átomo que se oxida se libera de estos electrones y el que se reduce los recibe.

Estas reacciones se pueden producir de forma espontánea pero también en algunas

ocasiones es necesario aplicar energía para que se produzcan, es decir hay que forzarlas.

La electroquímica es el estudio de la relación que existe entre la electricidad y las

reacciones químicas de oxidación – reducción, incluyendo la interpretación de los

procesos ya mencionados de reacciones espontáneas y forzadas o no espontáneas.

(BROWN, 2009)

Una celda electroquímica es un dispositivo en el que se colocan los elementos para que

exista una acción recíproca entre los fenómenos eléctricos y químicos. (Escuela Superior

Politecnica del Litoral - ICQ, 2003) Estas se clasifican de acuerdo a la orientación del flujo

de los electrones en: celdas galvánicas y celdas electrolíticas; en esta sección se analizarán

únicamente las celdas galvánicas.

Las celdas galvánicas son en las que la reacción que se produce es de forma espontánea, la

energía eléctrica que aquí se libera puede ser utilizada para generar energía eléctrica, esto

se puede conseguir mediante una celda voltáica en la cual la transferencia de electrones

se lleva a cabo por una ruta externa, en lugar de que exista un contacto directo entre los

reactivos. Para construir este dispositivo, hace falta disponer de dos electrodos, dos

electrolitos, un puente salino, cables de conexión y un equipo que permita detectar la

transferencia de electrones. (BROWN, 2009)

Los electrodos son metales sólidos que están conectados mediante el circuito externo, el

electrodo en el que ocurre la oxidación se lo conoce como ánodo y en el que ocurre la

reducción se conoce como cátodo. (BROWN, 2009)

Los electrolitos son las soluciones las cuales para que la celda funcione deben permanecer

eléctricamente neutras por lo que se hace uso del puente salino para cumplir con esta

finalidad.

Ilustración 1. Ejemplo de celda galvánica o voltáica. Fuente: Química la Ciencia Central, Brown.

3. Objetivo general

o Aplicar los conocimientos sobre las reacciones químicas de oxidación y

reducción mediante la construcción de celdas galvánicas.

4. Objetivos específicos

o Mediante la construcción de varias celdas galvánicas, con los diferentes

electrolitos y electrodos que se disponen, probar que en la reacción

química que se produce en cada una de las celdas construidas, la energía

química se convierte en energía eléctrica.

5. Materiales y equipos

Equipos y materiales:

Voltímetro (1-3 voltios)

Cables de conexión

Electrodos de zinc (Zn), cobre (Cu),

hierro (Fe) y estaño (Sn)

Vasos de precipitación de 100ml

Puente salino

Reactivos:

Sulfato de zinc (ZnSO4) 0.1 M

Sulfato de cobre (II) (CuSO4) 0.1 M

Sulfato de hierro (II) (FeSO4) 0.1 M

Acido clorhídrico (HCl) 0.1 M

Ilustración 2. Materiales y equipos usados en la práctica de Celdas Galvánica. Foto tomada en el laboratorio de química general 2

Ilustración 3. Reactivos, soluciones usadas en la practica de Celdas Galvánicas. Foto tomada en el laboratorio de química general 2

6. Procedimiento experimental

7. Resultados obtenidos

Tabla de datos y resultados

Símbolo de la celda Potencial

Teórico de la celda (V)

Potencial experiment

al de la celda (V)

Zn(s) / Zn2+ (0.1M) || Cu2+ (0.1M) / Cu(s) 1,10 0,97 88,18 %

Fe(s) / Fe2+ (0.1M) || Cu2+ (0.1M) / Cu(s) 0,78 0,55 70,51 %

Fe(s) / Fe2+ (0.1M) || Sn2+ (0.1M) / Sn(s) 0,30 0,30 100 %

Zn(s) / Zn2+ (0.1M) || Fe2+ (0.1M) / Fe(s) 0,32 0,40 125 %

Sn(s) / Sn2+ (0.1M) || Cu2+ (0.1M) / Cu(s) 0,48 0,29 60,42 %

Se dispuso de los siguientes electrodos y electrolitos: Zn, Cu, Fe y Sn (Electrodos); ZnSO4, CuSO4, FeSO4 y HCl (Electrolitos), con los cuales se formaron diferentes pares de arreglos para la construcción de las celdas galvánicas.

Se construyó cada media celda; como se dispuso de dos vasos de precipitado se colocó en cada uno 50 ml de la solución y se ingreso el electrodo correspondiente. Luego se acercaron los vasos y se ubicó el puente salino entre ambas medias celdas. Finalmente se conectó los electrodos a los terminales del voltímetro y una vez conectados se procedió a anotar los valores del voltímetro.

Se realizó el cálculo del potencial de reducción teórico para cada celda y todos estos datos se los colocó en la tabla de datos y resultados, luego se calculó el porcentaje de rendimiento de cada una de estas con los que se completo la tabla.

Obtención del Potencial Teórico de la celda (V):

Fórmulas

( )

[ ]

[ ]

Reacciones

Celda galvánica de Cobre y Zinc

( ) Ánodo = oxida

( ) Cátodo = reduce

( ) ( )

Celda galvánica de Hierro y Cobre

( ) Ánodo = oxida

( ) Cátodo = reduce

( ) ( )

Celda galvánica de Hierro y Estaño

( ) Ánodo = oxida

( ) Cátodo = reduce

( ) ( )

Celda galvánica d Hierro y Zinc

( ) Ánodo = oxida

( ) Cátodo = reduce

( ) ( )

Celda galvánica de Estaño y Cobre

( ) Ánodo = oxida

( ) Cátodo = reduce

( ) ( )

Aplicando las fórmulas para el cálculo de potencial de las celdas tenemos

Cobre y Zinc

( )

[ ]

[ ]

( )

Hierro y Cobre

( )

[ ]

[ ]

( )

Hierro y Estaño

( )

[ ]

[ ]

( )

Hierro y Zinc

( )

[ ]

[ ]

( )

Cobre y Estaño

( )

[ ]

[ ]

( )

8. Análisis de los resultados

Se expone a continuación el análisis de los resultados obtenidos en la práctica de Celdas

Galvánicas, la práctica consistió en realizar mediciones del potencial de reducción con la

ayuda de un voltímetro (1-3 V) de las diferentes celdas galvánicas que se construyeron.

Los cálculos se presentan en la parte superior y los resultados constan en una tabla, en la

que esta indicada la simbología de la celda, el potencial de reducción estándar teórico de

la celda, el potencial de reducción obtenido experimentalmente y el porcentaje de

rendimiento de la celda, que establece la relación entre el potencial práctico y el potencial

teórico.

Se construyeron cinco celdas galvánicas, para todas estas se obtuvo, mediante las

fórmulas matemáticas, el potencial de reducción teórico y el valor experimental se lo

obtuvo al montar el circuito, conectar los electrodos al voltímetro y leyendo el valor que

este marcaba.

La celda galvánica en la que se obtuvo mayor potencial de reducción experimental y

teórico fue la celda de cobre II y zinc, habiendo obtenido un porcentaje de rendimiento en

esta celda de 88,18%, es decir que el valor experimental obtenido es menor que el que

teóricamente debería haber proporcionado la celda, pero estos no se diferencian en

grande.

Entre las celdas montadas durante la práctica, aquella que tiene un menor valor de

potencial de reducción es la celda de hierro II y estaño, el rendimiento de esta celda fue

del 100% es decir el valor experimental obtenido fue el mismo que teóricamente

proporciona la celda.

En la celda galvánica de hierro II y zinc, se obtuvo un potencial de reducción experimental

mayor al potencial de reducción que teóricamente debe proporcionar la celda, se

considera que esta situación se pudo haber presentado debido a que se usaban los

mismos vasos de precipitado para todas la celdas y probablemente no se limpio bien los

recipientes antes de depositar los soluciones; además en esta celda el hierro II actúa como

cátodo, habiendo previamente actuado como ánodo en dos ocasiones por lo que se

considera que esto pudo haber afectado.

La celda galvánica con la que se obtuvo un menor porcentaje de rendimiento fue la celda

que se realizó al final de la práctica, esta fue la celda de estaño y cobre II, el porcentaje de

rendimiento para esta fue de apenas el 62,42%, se considera que esta situación se pudo

haber presentado debido a el continuo uso de los vasos de precipitado y probablemente

una limpieza no adecuada de estos y de los electrodos, además se considera la posible

contaminación del puente salino.

9. Conclusiones y recomendaciones

Se comprobó que la energía química que se produce en las reacciones de

oxidación y reducción se transforma en energía eléctrica, permitiendo leer en el

voltímetro cuanto es este valor.

Haciendo uso de los conocimientos sobre electroquímica y analizando las

reacciones espontáneas se obtuvo los valores teóricos de potencial de reducción

de las celdas y se realizo la respectiva comparación de estos valores con los

valores experimentales.

Se recomienda que para reducir el error en estos experimentos consecutivos se

realice la adecuada limpieza de los vasos de precipitado, del puente salino y de los

electrodos, ya que estos experimentarán un cambio en cada celda que hará que

en las celdas posteriores el valor de potencial se altere.

La celda galvánica con mayor potencial de reducción fue la de cobre II y zinc y se

obtuvo un porcentaje de rendimiento de 88,18% lo cual permite considerar que la

celda fue montada de una forma adecuada dado la pequeña diferencia entre los

valores teórico y experimental.

10. Bibliografía

(2009). Química la Ciencia Central. En L. B. BROWN, Química la Ciencia Central

(págs. 842 - 872). México: Pearson Pretince Hall.

Escuela Superior Politecnica del Litoral - ICQ. (2003). Manual de Prácticas de

Química General 2. Guayaquil.