electroquimica fq 2

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS

(Universidad del Perú, DECANA DE AMÉRICA)

FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERÍA QUÍMICAEscuela Académica De Ingeniería Química

DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE FISICOQUÍMICA

Laboratorio de Fisicoquímica IIELECTROQUIMICA

Profesor:Figueroa Tauquino, Aníbal

Integrantes:

Fecha de la práctica:Miércoles 1 de Mayo del 2016

Fecha de la entrega: Miércoles 08 de Junio del 2016

Grupo y Turno:“A”; Miércoles de 8 -11am

Ciudad Universitaria, 08 de Junio del 2016

INTRODUCCIÓN

Estudiante Código E.A.PGarcía Nunez, Axel

Antonio 14070036 Ing. Química

Mallma Herhuay, Gerardo 14070142 Ing. QuímicaMatias Brañez, Joselyn

Belen 14070172 Ing. Química

Una de las formas de energía de mayor importancia práctica para la vida contemporánea es la energía eléctrica. El área de la química que estudia la conversión entre la energía eléctrica y la energía química es la electroquímica.La mayoría de los compuestos inorgánicos y algunos de los orgánicos se ionizan al fundirse o cuando se disuelven en agua u otros líquidos; es decir, sus moléculas se disocian en componentes cargados positiva y negativamente que tienen la propiedad de conducir la corriente eléctrica. Si se coloca un par de electrodos en una disolución de un electrolito (o compuesto ionizable) y se conecta una fuente de corriente continua entre ellos, los iones positivos de la disolución se mueven hacia el electrodo negativo y los iones negativos hacia el positivo. Al llegar a los electrodos, los iones pueden ganar o perder electrones y transformarse en átomos neutros o moléculas; la naturaleza de las reacciones del electrodo depende de la diferencia de potencial o voltaje aplicado.Entre 1800-1830 Michael Faraday físico y químico inglés, realizó estudios cuantitativos referente a la relación entre la cantidad de electricidad que pasa por una solución y resultado de sus investigaciones las enuncio entre los años 1833-1834 en las leyes que tienen su nombre.La primera ley de Faraday señala que la masa de una sustancia involucrada en la reacción de cualquier electrodo es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que pasa por una solución.La segunda Ley, señala que las masas de las diferentes sustancias producidas por el paso de la misma cantidad de electricidad son directamente proporcionales a sus equivalentes en gramos. Los procesos electroquímicos son reacciones redox en donde la energía liberada por una reacción espontánea se transforma en electricidad, o la electricidad se utiliza para inducir una reacción química no espontánea. A este último proceso se le llama electrolisis.

RESUMENEl objetivo de esta práctica es el estudio de la ecuación de Nernst aplicada a las celdas galvánicas Zn0/Zn+2//Cu+2/Cu0 a diferentes

concentraciones así como el estudio de la ley Faraday para la electrolisis del agua, para ello las condiciones del laboratorio fueron; presión: 760mmHg, temperatura: 20°C, grado de saturación: 98%.Para ello se pasa a trabajar con las celdas galvánicas, de tal manera que cada semicelda contenía sustancias diferentes en el ánodo (oxi.) trabajamos sulfato de zinc y el cátodo (red.) sulfato de cobre, la variación de la concentración de la sustancia a medir en el cátodo (0.01M, 0.001M CuSO4) nos dará diferentes medidas de voltaje en el voltímetro (instrumento que lee el voltaje, intensidad de corriente y resistencia), y con ello hallamos los fem no estándar de las celdas a las diferentes concentraciones.Para la ley de Faraday trabajamos con una solución de NaOH, 4N esta sustancia será la solución electrolítica, tanto en los electrodos inertes de carbono ocurrirá la oxidación como la reducción del NaOH en el cátodo ocurrirá la reducción del catión hidrogeno a hidrogeno gaseoso, mientras que en ánodo el ion hidróxido se oxidara a oxigeno gaseoso. Este oxigeno se burbujeara a través de una manguera y controlando el tiempo que demora en descender el oxígeno a través del equipo anotamos el tiempo, este tiempo será útil para calcular la cantidad de oxigeno que se genera en el ánodo.

PRINCIPIOS TEÓRICOSELECTROLISIS:

Electrolisis, parte de la química que trata de la relación entre las corrientes eléctricas y las reacciones químicas, y de la conversión de la energía química en eléctrica y viceversa. En un sentido más amplio, la

electrolisis es el estudio de las reacciones químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes o voltajes.La mayoría de los compuestos inorgánicos y algunos de los orgánicos se ionizan al fundirse o cuando se disuelven en agua u otros líquidos; es decir, sus moléculas se disocian en componentes cargados positiva y negativamente que tienen la propiedad de conducir la corriente eléctrica. Si se coloca un par de electrodos en una disolución de un electrolito (o compuesto ionizable) y se conecta una fuente de corriente continua entre ellos, los iones positivos de la disolución se mueven hacia el electrodo negativo y los iones negativos hacia el positivo. Al llegar a los electrodos, los iones pueden ganar o perder electrones y transformarse en átomos neutros o moléculas; la naturaleza de las reacciones del electrodo depende de la diferencia de potencial o voltaje aplicado.La acción de una corriente sobre un electrolito puede entenderse con un ejemplo sencillo. Si el sulfato de cobre se disuelve en agua, se disocia en iones cobre positivo e iones sulfato negativo. Al aplicar una diferencia de potencial a los electrodos, los iones cobre se mueven hacia el electrodo negativo, se descargan, y se depositan en el electrodo como elemento cobre. Los iones sulfato, al descargarse en el electrodo positivo, son inestables y combinan con el agua de la disolución formando ácido sulfúrico y oxígeno. Esta descomposición producida por una corriente eléctrica se llama electrólisis.

ELECTROQUÍMICA

Las celdas electroquímicas se usan principalmente con dos fines: a) convertir energía química en eléctrica, y b) convertir la energía eléctrica en química. En las pilas secas comunes y en el acumulador de plomo se tiene convertidores de energía química en eléctrica, mientras que en la carga de la batería de almacenamiento y en la purificación electrolítica del cobre se utiliza la energía eléctrica para realizar una acción química.

CELDAS GALVÁNICAS

En condiciones normales una reacción redox ocurre cuando el agente oxidante está en contacto con el agente reductor. Si vemos la ecuación iónica siguiente:

Zn(s )+Cu(ac)2+¿→Zn(ac)

2+¿+Cu(s)¿¿

Si se divide esta ecuación en dos semirreaciones, entonces se tiene:

Zn(s )→Zn(ac)2+¿+2e−¿¿ ¿

Cu(ac)2+¿−2 e−¿→Cu(s )¿¿

Se observa que en átomo de Zn se oxida dando dos electrones al ión Cu2+¿ ¿ que se reduce. Los electrones se transfieren desde el agente reductor al agente oxidante. Si estos agentes, el oxidante y el reductor, estuvieran separados físicamente, fuese posible que la transferencia de electrones se diera a través de un medio conductor externo, en lugar en que se diera en forma directa en la disolución. Así al progresar la reacción, se produciría un flujo constante de electrones y por lo tanto se generaría electricidad (esto es se produciría trabajo eléctrico).El dispositivo experimental para generar electricidad a través del uso de una reacción redox se llama celda electroquímica.

EL EFECTO DE LA CONCENTRACIÓN EN LA FEM DE LA CELDA

Existe una relación matemática entre la fem de una celda y la concentración de los reactivos y productos de una reacción redox en condiciones de estado no estándar. Esta ecuación se desarrolla a continuación.

LA ECUACIÓN DE NERNST

Considere la reacción redox del tipoaA+bB→cC+dD

De la ecuación ∆G=∆Go+RT lnQ

Puesto que ∆G=−n F E y ∆Go=−nF Eo, la ecuación anterior se puede expresar como:

−n F E=−n F Eo+RT lnQ

Dividiendo la ecuación entre – nF, se obtiene:

E=Ep− RTnFlnQ

Dónde:Q es el cociente de la reacción.La ecuación anterior se conoce como la ecuación de Nernst.

ELECTRÓLISIS

A diferencia de las reacciones redox espontáneas, que convierten la energía química en energía eléctrica, en la electrólisis se utiliza la energía eléctrica para inducir una reacción química que no es espontánea. La electrólisis se lleva a cabo un dispositivo que se conoce como celda electrolítica. La electrólisis se basa se basa en los mismos principios en que se fundamentan los procesos que se llevan a cabo en las celdas electroquímicas.

LEYES DE FARADAY

Los procesos electrolíticos están gobernados por dos leyes fundamentales conocidas como leyes de Faraday.

PRIMERA LEY DE FARADAY “La masa de una sustancia química liberada o depositada en un electrodo respectivo es proporcional a la carga que circula en la celda”

m=K q…(1)

Dónde:K :Cte . De proporcionalidad=Peq/(96 500C /eq – g)

q: carga, q=I × tReemplazando en la ecuación (1):

m= (P .E ) x I x t96 500C

SEGUNDA LEY DE FARADAY

“La razón de las masas de las diferentes sustancias liberadas o depositadas en los electrodos respectivos por la misma cantidad de corriente en la celda es igual a la razón de sus pesos equivalentes“

m1/m2=Peq1/Peq2

LA PILA ELECTROQUÍMIC A Las pilas de investigación son sistemas electroquímicos que nos brindan información del medio. Son de dos tipos: de medida y de referencia. Las de medida nos proporcionan información acerca de las propiedades del sistema de óxido-reducción bajo estudio. Las de referencia, son pilas cuya fuerza electromotriz (o FEM) es tomada como referencia en la medición de fuerzas electromotrices de otras celdas (cuando se aplica el método de Poggendorf, por ejemplo). Las pilas galvánicas, por lo que toca a su estructura, hace referencia al experimento de Galvani del anca de la rana, ya que en ellas las dos medias celdas que las constituyen se encuentran separadas por una barrera que limita la difusión, funcionando de forma similar que la sinapsis de la célula nerviosa del anca de la rana.

Una celda típica que ilustra esta clase es la conocida como celda Daniell. Esta pila está constituida por dos sistemas metal-ión metálico en solución, Zno/Zn2+¿ y Cuo /Cu2+¿¿¿, conteniendo un anión común, SO42-. Físicamente, las dos medias celdas se encuentran separadas por una membrana porosa (yeso, cerámica o vidrio sinterizado, por ejemplo), que también puede ser reemplazada por un puente salino de agar-agar.

Las pilas voltáicas, llamadas también de un solo líquido, ambos electrodos se encuentran sumergidos en la misma solución electrolítica. Son múltiples los ejemplos de esta clase de celdas y, como veremos, prácticamente todas las pilas de potencia caen en esta clase, aunque el hecho de producir una mayor densidad de energía hace que se clasifiquen aparte. Un ejemplo de esta pila sería dos electrodos metálicos diferentes inmersos en una solución ácida, básica o salina.Una primera clase de celdas de concentración son los sistemas formados por una sola disolución y cuyos electrodos poseen la misma naturaleza química pero presentan diferentes actividades, es decir:

……………. X (a1 ) , M 1∨M

n+¿ , M(a)∨X (a2) , M 1¿

En ellas no hay unión líquida (celdas sin transferencia); también son conocidas como celdas de concentración de primera clase. Un segundo tipo son las estructuradas a partir de un mismo sistema metal-ion

metálico en solución. En este caso existe unión líquida entre las soluciones de la celda correspondiente a cada electrodo las cuales solo difieren en su concentración (celdas con transferencia o de segunda clase).

M(s )∨Mn+¿(aI )∨¿M n+¿(aII )∨M (s) ¿¿

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:Sistema electroquímico para aplicar la ecuación de Nernst

a) Prepare 20 mL de una solución saturada de KCl y luego caliéntela hasta cerca de ebullición, cese el calentamiento y agregue 0.5 g de agar-agar, agite hasta disolución. En caliente vierta con cuidado esté preparado al tubo en U y deje enfriar.

b) Prepare 250 mL de las soluciones de CuSO4 0.01 M y 0.001 M por dilución de la solución stock 0.1 M.

c) Vierta 200 mL de ZnSO4 0.1 M en un vaso de precipitado, haga lo propio con la solución de CuSO4 0.1 M, coloque ambo vasos en baño a temperatura de 25 ºC y conéctelos con el puente salino preparado en a)

d) Lije las dos láminas metálicas, enjuáguelas con agua destilada y séquelas con papel filtro, no tocarlas directamente con la mano.

e) Conecte el cordón eléctrico negro en “COM” y el rojo en “V/ “ del multímetro, el otro extremo del cordón negro conéctelo con la lámina de zinc y el rojo a la de cobre, introduzca las láminas en sus respectivas soluciones, tratando de que las soluciones no toquen a las pinzas.

f) Gire la perilla del multímetro hasta 2V en DCV; y luego encienda el aparato, deje que la lectura se estabilice y anote, luego desconecte el circuito. TRABAJE CON LA MANOS SECAS.

g) Repita los pasos c), d), e) y f) para soluciones CuSO4 a 0.01 M y 0.001 M.

Sistema electroquímico para aplicar la Ley de Faraday

a) Vierta 200 mL de solución de NaOH 4N en un vaso de 250 mL.b) Conecte la bureta con el tubo de salida lateral y manteniendo abierto el conducto

(a), nivele el volumen de agua de la bureta en CERO, subiendo o bajando la pera de decantación del gasómetro.

c) Introduzca un electrodo de grafito en el tubo con salida lateral (cátodo) e instale dicho tubo en el vaso con NaOH hasta aproximadamente 1 cm del fondo del mismo.

d) Instale el otro electrodo de grafito (ánodo) al mismo nivel que el anterior.e) Conecte el terminal negativo de la fuente de corriente con el cátodo y el positivo al

ánodo.f) Mediante el cursor movible del VARIAC, regule el voltaje para mantener 0.3

Amperios y deje que se libere hidrógeno en el cátodo por espacio de 1 minuto teniendo abierto el conducto (a).

g) Cierre el conducto (a) y mida el tiempo que demora en producir 20 mL de hidrógeno. Durante todo este tiempo mantenga el nivel de agua dentro de la bureta igual al nivel de agua dentro de la pera de decantación.

h) Anote el tiempo transcurrido, desconecte la fuente de corriente y abra el conducto (a).

TABLAS DE DATOS Y RESULTADOSTabla N°1

Condiciones de laboratorio

P (mmHg) T (ºC) %Humedad760 21 98

Tabla N°2Voltajes obtenidos para las soluciones de CuSO4 y ZnSO4 experimentalmente

Concentración del CuSO4 (M)

Concentración del ZnSO4 (M)

Voltaje (V)

0.1 0.1 1.1000.01 0.1 1.080

0.001 0.1 1.048

Tabla N°3Potencial de celda hallado con las concentraciones usando la ecuación de Nernst, y Porcentajes de error comparados con los datos experimentales

Concentración del CuSO4 (M)

Concentración del ZnSO4 (M)

E teórico(Voltios)

E Experimental (Voltios) % de

error

0.1 0.1 1.1000 1.100 00.01 0.1 1.0708 1.080 -0.00859

0.001 0.1 1.0416 1.048 -0.00614

Tabla N°4Potencial de celda hallado con los coeficientes de actividad usando la ecuación

de Nernst, y Porcentajes de error comparados con los datos experimentales

[CuSO4]x [ZnSO4]x E teórico(Voltios)

E Experimental (Voltios) % de

error0.1x0.16 0.1x0.15 1.1008 1.100 0.07

0.01x0.40 0.1x0.15 1.0830 1.080 0.740.001x0.74 0.1x0.15 1.0614 1.048 0.51

*valores de obtenidos en Handbook of Chemistry & Physics

Tabla Nº5Datos necesarios para la ley de Faraday

Intensidad (A) 0.60Tiempo (segundos) 205Vol. Desalojado (L) 20 X 10-3

Peso equivalente (eq) 1Temperatura (ºK) 294.15P atmosférica (atm) 1

Tabla Nº6Resultados de la ley de Faraday

M experimental (mg)

M teórica (mg) % error

H2 Liberado 1.5503 1.656 6.38

CÁLCULOS

a)Mediante la ecuación de Nernst calcule el potencial de la celda para cada par de soluciones, utilice las concentraciones en lugar de las actividades. Repita el cálculo teniendo en cuenta los coeficientes de actividad de los electrolitos. Compare ambos resultados con los obtenidos .

Sea la siguiente pila de Daniels:Zn/Zn+2 // Cu+2 /Cu

Cátodo Cu+2 +2e- Cu0 E 0 = 0.337 V Ánodo Zn0 - 2e- Zn+2 E 0 = 0.763 V Cu+2 + Zn0 Cu0 + Zn+2 E 0 celda = 1.10 V

Calculamos los potenciales teóricos para las distintas soluciones mediante la ecuación de Nernst, usando las concentraciones.

E=E0− RTnF

ln[Zn+2 ][Cu+2 ]

Dónde:Eº = +1.100 v. Potencial de celda a condiciones estándar.

R = 8.314 J/mol K constante de los gases.T = Temperatura en grados kelvin.n = Número de electrones transferidos.[ ] = Concentraciones.F = 96500 carga en coulomb.

- Potenciales teórico para para las soluciones ZnSO4 0.1M c y CuSO4 0.1M usando las concentraciones

E=1.10V−(8.314 J /molK ) (294 .15K )

(2mol ) (96500Coulomb )ln 0.1M

0.1ME=1.10V

- Potenciales teórico para para las soluciones ZnSO4 0.1M c y CuSO4

0.01M usando las concentraciones

E=1.10V−(8.314 J /molK ) (294 .15K )

(2mol ) (96500Coulomb )ln 0.1M

0.01ME=1.070 8V

- Potenciales teórico para para las soluciones ZnSO4 0.1M c y CuSO4

0.001M usando las concentraciones E=1.10V− (8.314 J /molK ) (298.15K )

(2mol ) (96500Coulomb)ln 0.1M

0.001ME=1.0409V

Calculando el Porcentaje de Error para los potenciales en el caso que se usó concentración.

%Error= E teórico−EexperimentalE teórico

x100 %

- Para ZnSO4 0.1M c y CuSO4 0.1M %Error=1.10V−1.10V

1.10VX100 %=0%


1.0709VX 100 %=−0.43 %


1.0418VX 100 %=−1.45 %

Calculamos los potenciales teóricos para las distintas soluciones mediante la ecuación de Nernst, usando los coeficientes de actividad de los electrolitos.

E=E0− RTnF

lnaZn+2

aCu+2

E=E0− RTnF

ln M Zn x γ ZnMCu x γCu

Dónde:Eº = +1.100 v. Potencial de celda a condiciones estándar.R = 8.314 J/mol K constante de los gases.T = Temperatura en grados kelvin.n = Número de electrones transferidos.a = c = Coeficiente de actividad.F = 96500 carga en coulomb.

- Potencias teórico para para las soluciones ZnSO4 (0.1Mx0.15) c y CuSO4

(0.1Mx0.16) usando los coeficientes de actividad

E=1.10V− (8.314 J /molK ) (298.15K )(2mol ) (96500Coulomb)

ln (0.1M)(0.15)(0.1M)(0.16)

E=1.1008V



E=1.10V−(8.314 J /molK ) (298.15K )

(2mol ) (96500Coulomb)ln (0.1M)(0.15)

(0.01M)(0.40)E=1.0830V



E=1.10V−(8.314 J /molK ) (298.15K )

(2mol ) (96500Coulomb)ln (0.1M )(0.15)

(0.001M )(0.74)E=1.0614V

Calculando el Porcentaje de Error para los potenciales en el caso que se usó los coeficientes de actividad.

%Error= E teórico−EexperimentalE teórico

x100 %

- Para ZnSO4 (0.1Mx0.15) y CuSO4 (0.1Mx0.16) %Error=1.1008V−1.1V

1.1008VX 100 %=0.07 %

- Para ZnSO4 (0.1Mx0.15) y CuSO4 (0.01Mx0.40) %Error=1.08 3 0V−1.0750V

1.0830VX 100 %=0.74 %

- Para ZnSO4 (0.1Mx0.15) y CuSO4 (0.001Mx0.74) %Error=1.0614V−1.0560V

1.0614VX100 %=0.51%

b) Utilizando la ley de faraday calcule la cantidad en gramos de hidrogeno liberado en el cátodo y compárelo con el obtenido experimentalmente.

Hallando el valor de m teórico, usando la Ley de Gas Ideal.

P xV=R x T x (mH 2

P . F)

Dónde: P= Presión en atmV= Volumen en litrosR= 0.082 atm l/mol.k cte de los gases.T= Temperatura en grados kelvin.n= W/PF Numero de moles.

P = 756 mmHg = 0.99 atm.R = 0.082 atm-L/mol.KV = 20 ml = 20x 10-3 LT = 20ºC = 293.15 KPF = 2 g/mol.

mH 2=(1atm ) (0.020 L )(2 g

mol)

(0.082 1 atm .Lmol . K )(294 .15ºC)

mH 2teórico=1.656mg

Aplicando la Ley de Faraday, para hallar la masa del hidrógeno experimental liberado en el cátodo:

mH 2exp .=(P . E H2) x I x t

96500C

Dónde:m = masa en gramos de la sustancia.PE= peso equivalente.I = intensidad en amperios.t = tiempo en segundos.C = carga en coulombs.

PE H2 = 1 eq-gI = 0.60 A

t = Tiempo Promedio = tiempo=240+268+2903

=249.33 segundos

Reemplazando en la ecuación de Faraday se obtiene:

mH 2exp .= (1g /eq−g ) x0.6 A x249.33 s96500C

mH 2exp .=1.5503mg

Calculando el porcentaje de error de la masa de hidrógeno liberada en el cátodo:

%Error=1.656mg−1.5503mg1.656mg

X 100 %=6.38 %

ANÁLISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS

Como se puede observar, los errores experimentales comparados con las dos maneras para hallar los potenciales de celda son pequeños; pero estos errores van disminuyendo a medida que la concentración va aumentando, esto es debido a que a mayor concentración, habrá mayor cantidad de iones que permitan el flujo de electrones, y por tanto una buena lectura en el multímetro; si la concentración fuera baja, el flujo de electrones sería difícil, y entonces también sería difícil la lectura de diferencia de potencial.

El valor de las actividades se ve afectado a medida que cambia la concentración, como se sabe las actividades se hallan al multiplicar el coeficiente de actividad de diversas sustancias por su concentración, los valores de los coeficientes se pueden encontrar en diversas tablas y manuales químicos.

Como se puede notar en la sección de los cálculos, las masas de hidrógeno generado por electrólisis calculadas por la ecuación de Faraday y la hallada por la ecuación general de los gases difieren entre sí por un error del 6.38 % (para ver los datos completos referirse a la sección de tablas y resultados) tomando el valor teórico como el calculado a partir de la ecuación planteada por FARADAY.

Este margen de error puede deberse a que en la bureta no pudo encontrarse únicamente hidrógeno, sino también, que una gran cantidad de aire pudo quedarse aún atrapado dentro de la bureta. Tal vez se necesitó dejar un poco más de tiempo para que el aire pudiera salir en su mayoría. El conteo del tiempo también es un factor crucial, para efectos de cálculo, ésta cantidad debe ser tomada lo más exacta y precisa posible a fin de tener un resultado aceptable en la ecuación de Faraday.

RECOMENDACIONES

Se recomienda calibrar el instrumento de medida del voltaje en nuestro caso es el voltímetro, ya que podemos tener errores instrumentales al querer medir el voltaje.

Es recomendable calentar la solución de sulfato de cobre, como el sulfato de zinc a una misma temperatura, recomendable trabajar a

temperatura de ambiente, 25°C, para tener una mejor medida en el voltaje.

Es recomendable lijar los electrodos de cobre y zinc para que la corriente en este caso flujo de electrones en los cationes y aniones al reducirse y oxidarse pasen a través de los electrodos sin interferencias y tener una lectura del voltaje adecuado.

Al trabajar en una celda electrolítica y medir el tiempo en que demora en descender el oxígeno es necesario descender al mismo tiempo la pera de decantación para tener una misma presión y evitar errores al momento de leer el tiempo.

También se recomienda trabajar con una intensidad de corriente la adecuada no tan pequeño como también alta para tener una masa de oxigeno considerable y así apreciar mejor el descenso del oxígeno.

CONCLUSIONES

La ley de Faraday se usa para calcular la masa de una sustancia en una celda electrolítica, ya sea si dicha masa se calcula por reducción u oxidación de los electrolitos a trabajar.

Las celdas electrolíticas son sistemas que necesitan energía eléctrica para su funcionamiento, por lo general de trabaja con generadores de corriente eléctrica continua.

A diferencia de una celda electrolítica en una celda galvánica se genera energía eléctrica continua con el consumo de los electrolitos que se trabajan.

La ecuación de Nernst es importante ya nos permite calcular las fem de una celda galvánica diferente a la estándar, es decir la fem no estándar.

El puente salino es importante ya que permite cubrir los gastos de iones en una semicelda de reducción, mientras que en la otra permite contrarrestar el exceso de iones que se generan en la semicelda de oxidación.

CUESTIONARIO1. Respuesta:

Cuando la reacciones redox, son espontáneas, liberan energía que se puede emplear para realizar un trabajo eléctrico. Esta tarea se realiza a través de una celda voltaica (o galvánica).

Las Celdas galvánicas, son un dispositivo en el que la transferencia de electrones, (de la semireacción de oxidación a la semireacción de reducción), se produce a través de un circuito externo en vez de ocurrir directamente entre los reactivos; de esta manera el flujo de electrones (corriente eléctrica) puede ser utilizado. En la siguiente figura, se muestran los componentes fundamentales de una celda galvánica o voltaica:

¿Cómo funciona una celda galvánica?En la semicelda anódica ocurren las oxidaciones, mientras que

en la semicelda catódica ocurren las reducciones. El electrodo anódico, conduce los electrones que son liberados en la reacción de oxidación, hacia los conductores metálicos. Estos conductores eléctricos conducen los electrones y los llevan hasta el electrodo catódico; los electrones entran así a la semicelda catódica produciéndose en ella la reducción.

La pila galvánica, consta de una lámina de zinc metálico, Zn (electrodo anódico), sumergida en una disolución de sulfato de zinc, ZnSO4, 1 M (solución anódica) y una lámina de cobre metálico, Cu (electrodo

catódico), sumergido en una disolución de sulfato de cobre, CuSO4, 1 M (solución catódica).

El funcionamiento de la celda se basa en el principio de que la oxidación de Zn a Zn2+ y la reducción de Cu2+ a Cu se pueden llevar a cabo simultáneamente, pero en recipientes separados por un puente salino, con la transferencia de electrones, e-, a través de un alambre conductor metálico externo.

Las láminas de zinc y cobre son electrodos.

Los electrodos son la superficie de contacto entre el conductor metálico y la solución de semicelda (anódica o catódica). Si el electrodo no participan de la reacción redox (ni se oxida ni se reduce), se le llama electrodo inerte o pasivo. Cuando participa de la reacción redox, como es este caso, se denomina electrodo activo.

Recordemos que:

El electrodo en el que se produce la oxidación es el ánodo y en el que se lleva a cabo la reducción es el cátodo.

Los electrones quedan libres a medida que el zinc metálico se oxida en el ánodo; fluyen a través del circuito externo hacia el cátodo, donde se consumen conforme el Cu2+(ac) se reduce.

Puesto que el Zn(s) se oxida en la celda, el electrodo de zinc pierde masa y la concentración de Zn2+(ac) en la solución aumenta con el funcionamiento de la celda. De manera similar, el electrodo de cobre gana masa y la solución de Cu2+(ac) se hace menos concentrada a medida que el éste se reduce a Cu(s).

Ánodo (oxidación) Zn(s) → Zn2+

(ac) + 2e-

Cátodo (reducción) Cu2+(ac) + 2e- → Cu(s)

Debemos tener cuidado de los signos que adjudicamos a los electrodos de una celda voltaica. Hemos visto que se liberan electrones en el ánodo conforme el zinc se oxida y fluyen al circuito externo. Puesto que los electrones tienen carga negativa, adjudicamos un signo negativo al ánodo. Por el contrario, los electrones fluyen hacia el cátodo, donde se consumen en la reducción del cobre. En consecuencia, se confiere un signo positivo al cátodo porque parece atraer a los electrones negativos.

Con el funcionamiento de la celda, la oxidación del Zn introduce iones Zn2+ adicional en el compartimiento del ánodo. A menos que se proporcione un medio para neutralizar esta carga positiva, no podrá haber más oxidación. De manera similar, la reducción del Cu2+ en el cátodo deja un exceso de carga negativa en solución en ese compartimiento. La neutralidad eléctrica se conserva al haber una migración de iones a través un puente salino o como en este caso, a través de una barrera porosa que separa los dos compartimientos.

Un puente salino se compone de un tubo en forma de "U" que contiene una solución muy concentrada de un electrólito, (por ejemplo: NaNO3(ac), NH4NO3(ac), NaCl(ac), KNO3(ac), entre otros) cuyos iones no reaccionan con los otros iones de la celda ni con el material de los electrodos.

2.

1 a ley de Faraday de la electrólisis - La masa de una sustancia depositada 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 coulombs.2 a ley de Faraday de la electrólisis - Para una determinada cantidad de electricidad (carga eléctrica), la masa depositada de una especie química 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.3.

La diferencia de potencial entre el ánodo y el cátodo cuando circula corriente eléctrica se denomina potencial de la celda “E” y coincide con la fuerza electromotriz. El potencial de una pila electroquímica, nos puede dar mucha información sobre el sentido en el que se van a verificar las reacciones redox, por ejemplo:

Zn + Cu+2 Zn+2 + Cu DEº = 1'10 V

la reacción es espontánea.

Cu +2 H+ H2 + Cu+2 DEº = - 0'344 V

la reacción no es espontánea.

Es decir, si el potencial es positivo, será espontánea la reacción y si es negativo, la reacción será forzada.

Sin embargo, es imposible medir el potencial de un electrodo aislado, pero, si arbitrariamente asignamos un valor cero a un electrodo concreto, este nos puede servir como referencia para determinar los potenciales relativos del resto de electrodos. De esta manera, podremos comparar el efecto oxidante o reductor de varias sustancias (su fuerza). El potencial de referencia que se toma por convenio es el siguiente:

2 H+ (1 M) + 2 e – H2 (1 atm) Eº (H+/H2) = 0 V

se construyen entonces, pilas electroquímicas donde uno de los electrodos sea el de Hidrógeno y se miden los potenciales.

ahora es evidente que los dos potenciales deben tener signos distintos, ya que en el primer caso el cinc se está oxidando y en el segundo, la plata se está reduciendo. Para poder hacer comparaciones se toman, por convenio, las reacciones en el sentido de reducción (potenciales normales de reducción):

Zn+2 + 2 e- Zn Eº(Zn+2/Zn) = - 0'76 V

Ag + 1 e- Ag Eº(Ag+/Ag) = 0'80 V

con este procedimiento, podemos calcular el potencial normal de reducción de cualquier par redox, y por lo tanto, se podrá establecer una ordenación del más positivo al más negativo.

electroquimica fq 2

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