Practica N° 01

CELDAS ELECTROQUIMICAS

1. GENERALIDADES

La presente experiencia tiene como objetivo experimentar dentro del campo de la electroquímica a 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 del 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 celda electrolítica.

Lamina N°1: Celda Galvánica Lamina N°2: Celda Electrolítica

2. EQUIPO

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

Un voltímetro electrónico o 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, cinc, etc.) Alambre de cobre Una balanza analítica

3. MATERIAL DE VIDRIO

Se requiere de siguiente material de vidrio mínimo

Dos vasos de precipitados de 100 ml Dos fiolas de 100 ml Una pipeta de 1-10 ml

4. REACTIVOS

Se requiere preparar las siguientes soluciones Solución de sulfato férrico 0.001M Solución de sulfato ferroso 0.1M Solución de permanganato de potasio 0.1M Solución de sulfato manganoso 0.001M Solución de sulfato de cobre 0.01M Solución de sulfato de cinc 0.01M Solución diluida de cloruro de potasio

5. PROCEDIMIEMTO

5.1 FORMACION DE LAS SEMICELDAS

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

En un vaso de precipitados de 100 ml mezclar volúmenes iguales (15ml) de soluciones de Fe3+ y Fe2+ luego 1-2 gotas de ácido sulfúrico cc, introducir un electrodo inerte

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

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

c) Semicelda Cu/CuSO4 (0.01M)

En un vaso de precipitados de 100 ml depositar 100 ml de solución de CuSO4 introducir una lámina de cobre

d) Semicelda Zn/ZnSO4 (0.01M)

En un vaso fe precipitados de 100 ml depositar 100 ml de solución de ZnSO4 e introducir una lámina de cinc metálico

5.2 FORMACION DE LA CELDA GALVANICA Y MEDICION DE LA FEM

Disponer de dos semiceldas y unirlas mediante un puente salino (solución dil. 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 reemplaza el voltímetro electrónico por una fuente de poder de corriente directa y aplicar el 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 semiceldas

6. RESULTADOS Y CONCLUSIONES

Se construyeron las siguientes celdas electrolíticas, de las cuales se obtuvo sus potenciales de celda que fueron medidos por el voltímetro de los que se recopilaron los datos:

A. Pt/Fe3+ (0.001M), Fe2+ (0.1M) // MnO4-1 (0.1M), Mn2+ (0.001M)/Pt

Ecelda = 725 mV.

Ecelda = 0.725 V

B. Zn/ZnSO4 (0.01M) // CuSO4 (0.01M)/Cu

Ecelda = 1050 mV

Ecelda = 1.05 V

C. Cu/CuSO4 (0.01M) // Fe3+ (0.001M), Fe2+ (0.1M)/Pt

Ecelda = 360 mV

Ecelda = 0.36 V

D. Zn/ZnSO4 (0.01M) // Fe3+ (0.001M), Fe2+ (0.1M)/Pt

Ecelda = 1210 mV

Ecelda = 1.21 V

E. Cu/CuSO4 (0.01M) // MnO4-1 (0.1M), Mn2+ (0.001M)/Pt

Ecelda = 1100 mV

Ecelda = 1.1 V

F. Zn/ZnSO4 (0.01M) // MnO4-1 (0.1M), Mn2+ (0.001M)/Pt

Ecelda > 1400 mV (tendría que salir 2.7 voltios aproximadamente)

Ecelda > 1.4 V

Los resultados teóricos de las celdas electrolíticas formadas son los siguientes:

A. Pt/Fe3+ (0.001M), Fe2+ (0.1M) // MnO4-1 (0.1M), Mn2+ (0.001M)/Pt

Ecelda = Ederecha – Eizquierda

Ecelda = 1.51 – 0.77

Ecelda = 0.74 V

B. Zn/ZnSO4 (0.01M) // CuSO4 (0.01M)/Cu

Ecelda = Ederecha – Eizquierda

Ecelda = 0.34 - (-0.76)

Ecelda = 1.1 V

C. Cu/CuSO4 (0.01M) // Fe3+ (0.001M), Fe2+ (0.1M)/Pt

Ecelda = Ederecha – Eizquierda

Ecelda = 0.77 - 0.34

Ecelda = 0.43 V

D. Zn/ZnSO4 (0.01M) // Fe3+ (0.001M), Fe2+ (0.1M)/Pt

Ecelda = Ederecha – Eizquierda

Ecelda = 0.77 - (-0.76)

Ecelda = 1.53 V

E. Cu/CuSO4 (0.01M) // MnO4-1 (0.1M), Mn2+ (0.001M)/Pt

Ecelda = Ederecha – Eizquierda

Ecelda = 1.51 – 0.34

Ecelda = 1.17 V

F. Zn/ZnSO4 (0.01M) // MnO4-1 (0.1M), Mn2+ (0.001M)/Pt

Ecelda = Ederecha – Eizquierda

Ecelda = 1.51 – (-0.76)

Ecelda = 2.27 V

Conclusiones: Después de preparar las soluciones con las concentraciones dadas, determinamos los potenciales combinando nuestras soluciones y nos dio un aproximado al valor teorico.

7. CUESTIONARIO

a) Que diferencia existe entre una celda galvánica y una celda electrolítica

La celda galvánica o voltaica : Las celdas galvánicas (también llamadas voltaicas) almacenan energía eléctrica. En éstas, las reacciones en los electrodos ocurren espontáneamente y producen un flujo de electrones desde el cátodo al ánodo (a través de un circuito externo conductor). Dicho flujo de electrones genera un potencial eléctrico que puede ser medido experimentalmente. 

Un ejemplo de celda galvánica puede verse en la figura de abajo. Un electrodo de cobre está sumergido en un recipiente que contiene sulfato de cobre II y otro electro (de Zinc) está sumergido en otro recipiente en una solución de sulfato de zinc. En cada electrodo ocurre una de las semi-reacciones: oxidación o reducción. Ambos recipientes se comunican con un puente salido que permite mantener un flujo de iones de un recipiente a otro. La conexión a un voltímetro evidencia la generación de un potencial eléctrico.

La celda electrolítica : Las celdas electrolíticas por el contrario no son espontáneas y debe suministrarse energía para que funcionen. Al suministrar energía se fuerza una corriente eléctrica a pasar por la celda y se fuerza a que la reacción redox ocurra.

b) Que aplicación tiene la Ecuación de Nernst

La Ecuación de Nernst se utiliza para calcular el potencial de reducción de un electrodo fuera de las condiciones estándar (concentración 1 M, presión de 1 atm, temperatura de 298 K ó 25 ºC). Se llama así en honor al científico alemán Walther Nernst, que fue quien la formuló.

Dónde:

E: Es el potencial corregido del electrodo.E : El potencial en condiciones estándar (los potenciales se encuentran tabulados para

diferentes reacciones de reducción).R: La constante de los gases.T: La temperatura absoluta (escala Kelvin).N: La cantidad de electrones que participan en la reacción.F: La constante de Faraday (aproximadamente 96500 C/mol).Ln (Q): Es el logaritmo neperiano de Q que es el cociente de reacción.

Así para la reacción: a*A + b*B → c*C + d*D, la expresión de Q es:

c) Defina electrodo activo e inerte, cite ejemplos

Los electrodos activos, también llamados barras químicas o raíz electrolítica son usados como sistemas de puesta a tierra. Un electrodo inerte es el que participa en la reacción ya sea oxidándose o reduciéndose.

Ejemplos:Estos electrodos se aplican mayormente en lugares cuya superficie no es adecuada para hacer una malla de tierra reticulada, ya sea por falta de espacio, dificultad en la excavación, o simplemente para reforzar mallas o sistemas de tierra que no cumplan con los valores esperados (en muchos casos 2 y 5 Ohms).

Electrodos Inertes, llamados también electrodos inatacables, estos solo sirven para transferir electrones a la solución o recibirlos de éste, comúnmente están constituidos por un conductor de platino, acero inoxidable, etc.

d) Defina celda con unión liquida y celda sin unión liquida

Celda con 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.1 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.

Celda sin unión liquida: La interfase entre dos disoluciones que contienen electrolitos distintos, o de distintas concentraciones del mismo electrolito, se llama unión líquida. A menudo, las celdas electroquímicas contienen una o más uniones líquidas.En la celda hay dos: Puente salino con la primera disolución. Puente salino con la segunda disolución.

e) Que función tiene el puente salino (demuestre a través de reacciones químicas)

Un puente salino, en química, es un dispositivo de laboratorio utilizado para conectar las semiceldas de oxidación y reducción de una pila galvánica (o pila voltaica), un tipo de celda electroquímica. La función del puente salino es la de aislar los contenidos de las dos partes de la celda mientras se mantiene el contacto eléctrico entre ellas.1 Los puentes salinos por lo general vienen en dos tipos: tubo de vidrio y papel de filtro.

Zn/ZnSO4 (0.01M) // KCl // CuSO4 (0.01M)/Cu

f) Defina potencial de unión química

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.1 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

Calcule los potenciales de las celdas siguientes. Indique la dirección de la reacción espontanea

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

Ecelda = Ederecha – Eizquierda

Ecelda = -0.40 – (-0.13)

Ecelda = 0.53 V

E=0.53−0.0592

×log0.05110.1393

E = 0.54 v

b) Zn/Zn2+ (0.0364m) // Tl3+ (90.6x10-3M), Tl+ (0.0620M)/Pt

Ecelda = Ederecha – Eizquierda

Ecelda = 1.25 – 0.76

Ecelda = 0.49 V

E=0.49−0.0592

× log90.6×10−3

0.0364

E=0.47vc) Pt/H2 (765torr) / HCl (1x10-4) // Ni2+ (0.0214M)/Ni

Ecelda = Ederecha – Eizquierda

Ecelda = -0.25 - 0

Ecelda = -0.25 V

E=−0.25−0.0591

×log0.0214

1×10−4

E = -0.38 v

d) Pb/PbI2 (sat), I- (0.0120M) // Hg2+ (4.59x10-3M)/Hg

Ecelda = Ederecha – Eizquierda

Ecelda = 0.80 – (0.54)

Ecelda = 0.26 V

E=0.26−0.0591

× log4.59×10−3

0.012

E = 0.28 v

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

f) Ecelda = Ederecha – Eizquierda

g) Ecelda = 0.0 - 0.80

h) Ecelda = -0.8 v

E=−0.8−0.0591

×log0.0794×1.120.1544

E = -0.78 v