Celda de Daniell funcionando como Celda Galvánica y Electrolítica. PDF

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Practica donde se verifiqua experimentalmente la conversión de la energía química en energía eléctrica mediante una pila voltaica o galvánica....

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Instituto Politécnico Nacional. Escuela Superior de Ingeniería Mecánica y Eléctrica. Laboratorio De Química. Nombre de la Práctica: Celda de Daniell funcionando como Celda Galvánica y Electrolítica. Alumnos:

Grupo: Profesor:

Introducción La pila Daniell o celda de Daniell fue inventada en 1836 por John Frederic Daniell, que era un químico británico y meteorólogo. Esta pila supuso una gran mejora sobre la pila voltaica que fue la primera celda galvánica desarrollada. La fuerza electromotriz, o voltaje o tensión teórica de esta pila es de 1,10 voltios. La pila consta de dos recipientes diferentes: en uno de ellos hay un electrodo de cobre en una disolución de sulfato de cobre (II); en el otro recipiente hay una barra de zinc en una disolución de sulfato de zinc. Ambos electrodos metálicos están conectados por un cable conductor por donde circula la corriente eléctrica. Los dos recipientes están unidos por el puente salino. En el ánodo (electrodo negativo), el zinc se oxida por medio de la reacción siguiente: 

Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e–

En el cátodo (electrodo positivo), los iones cobre (II) se reducen por la siguiente reacción: 

Cu2+(aq) + 2e– → Cu(s)

Objetivos Que el alumno: 1. Verifique experimentalmente la conversión de la energía química en energía eléctrica mediante una pila voltaica o galvánica. 2. Identifique en el laboratorio los parámetros que se emplean para la elaboración de una pila voltaica. 3. Comprenda los fundamentos químicos utilizados para el desarrollo de una pila voltaica. 4. Compruebe de manera experimental y teórica la versatilidad de la pila de Daniell funcionando como una celda electrolítica.

Material Cantidad.

Material.

2

Vasos de precipitados de 40ml.

1

Puente salino.

1

Placa de cobre de aprox. 10 x3cm.

1

Placa de cinc de aprox. 10 x3cm.

1

Multímetro.

1

Fuente de alimentación.

Procedimiento Para: La Celda de Daniell Funcionando como una Celda Galvánica. 1.- Prepare el multímetro: conecte el cable de color negro en el polo negativo del multímetro y rojo en el polo positivo del multímetro, pregunte a su profesor(a) si existe duda. 2.- Lije las placas de zinc y cobre, lave con agua hasta que no haya grasa sobre ellas. Desde este momento solo habrá que sujetarlas por el perímetro. 3.- Una vez lijadas y lavadas las placas metálicas, conectar el cable de color negro del multímetro (polo negativo o ánodo) la barra de zinc (Zn), al cable de color rojo (polo positivo o cátodo) la barra de cobre (Cu). 4.- En un vaso de precipitados de 400 ml, vierta aprox. 150 ml de solución de sulfato de cobre (CuSO4). En otro vaso de precipitados de la misma capacidad vierta 150 ml de solución de sulfato de zinc (ZnSO4). 5.- Coloque paralelamente los vasos de precipitados que contienen las soluciones, coloque un puente salino de tal manera que un extremo del tubo entre en contacto con la solución de sulfato de zinc y el otro extremo del tubo haga contacto con la solución de sulfato de cobre. 6.- Sujete con una mano el cable que tiene conectada la barra metálica de Cu y con la otra mano sujete el cable que tiene conectada la barra de Zn, introduzca cada una en el vaso de precipitados que contiene la solución que le corresponda. SEGÚN LA IMAGEN SIGUIENTE. 7.- Lea en el multímetro el valor del potencial (E) que generó la pila y regístrelo en la tabla de resultados.

Para: Celda de Daniell Funcionando como una Celda Electrolítica. 1.- Desconecte las barras de Cu y Zn de los cables del multímetro. 2.- Deje las soluciones en el vaso que las contiene unidas por el puente salino. 3.-Lije, lave y seque nuevamente las barras de Cu y Zn. Peselas en la balanza analítica y registre las masas en la tabla de resultados. 4.- Conecte la barra de Cu al cable de color rojo de la fuente de alimentación y la barra de Zn al polo negativo. 5.- Introduzca las placas en la solución que corresponda, suministre un voltaje aprox. a 5 voltios y deje que se lleven a cabo las reacciones durante 10 minutos. 6.- Después de ese tiempo, apague la fuente de alimentación, saque las placas de las soluciones, desconéctese los cables, séquese mediante agitación, pesarlas en la balanza analítica y registre los valores en la tabla de resultados. 7.- Por diferencia de masa de las placas metálicas, se puede dar cuenta que barra se oxida cual se redujo.

Conclusiones En esta práctica pudimos crear una pila galvánica, primero lo que hicimos fue pesar una placa de cobre y un cinc, posteriormente en unos vasos de precipitado colocamos unas soluciones conectado por un puente salino, después en cada cable del multímetro colocamos la placa de cinc y de cobre y las metimos en sus respectivas soluciones, pudimos notar el voltaje que emitía. Lo que observamos es que actuaba como una pila. Después hicimos el mismo experimento, pero ahora colocando una fuente de poder a un voltaje de 5 vols. en 10 minutos.

Documentación.

Tomando las medidas con el multimetro.

Soluciones conectadas por puente salino.

Tabla de resultados:

DATOS

Funcionando como una Celda Galvánica.

Funcionando como una Celda Electrolítica.

E° pila experimental.

1.070 V

====================

E° oxidación teórico Cu°.

0.337 V

====================

E° oxidación teórico Zn°.

0.763 V

====================

E° pila teórica.

1.100 V

====================

Masa inicial Cu°.

====================

10.9641 gramos.

Masa inicial Zn°.

====================

25.0634 gramos.

Masa final Cu°.

====================

10.9650 gramos.

Masa final Zn°.

====================

25.0628 gramos.

Reacciones en el ánodo.

Zinc se oxida +2e-

Cobre se oxida +2e-

Reacciones en el cátodo.

Cobre se reduce -2e-

Zin de reduce -2e-

CUESTIONARIO. CELDA DE DANIELL FUNCIONANDO COMO CELDA GALVÁNICA: 1. Explique qué es una celda galvánica. Las celdas galvánicas producen energía eléctrica a partir de ciertas reacciones químicas. Esta celda está formada por dos electrodos y, al igual que en la celda electrolítica, la reducción ocurre en el cátodo y la oxidación en el ánodo, pero difiere de ella, en que el cátodo y el ánodo están, cada uno, en soluciones diferentes, ya que es esta celda la solución de iones Zn+², se encuentra separada de la solución que contiene iones Cu+², por medio de una barrera porosa a través de la cual pueden difundirse los iones. Esta separación se hace, porque de esta forma es que se obtendrá la electricidad. 2. Explique la función del puente salino. 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. Cuáles son las características de una celda de Daniell.  Se construye la pila separando las dos semirreacciones en dos recipientes diferentes: en uno de ellos hay un electrodo de cobre en una disolución de sulfato de cobre; en el otro recipiente hay una barra de zinc en una disolución de sulfato de zinc.  Ambos electrodos metálicos están conectados por un cable conductor por donde circula la corriente eléctrica.  Los dos recipientes están unidos por el puente salino que permite que la pila no se polarice por acumulación de cargas de un mismo signo en cada semicelda. 2. Experimentalmente cuáles fueron las condiciones de operación de la celda de Daniell, funcionando como celda galvánica. En su forma más simple, cada semipila consta de un metal y una solución de una sal del metal. La solución de la sal contiene un catión del metal y un anión para equilibrar la carga del catión. En esencia, la semipila contiene el metal en dos estados de oxidación, y la reacción química en la semipila es una reacción redox, escrito simbólicamente en el sentido de la reducción como: M (especie oxidada) + n e n+

-

M (especie reducida)

En una pila galvánica de un metal es capaz de reducir el catión del otro y por el contrario, el otro catión puede oxidar al primer metal. Las dos semipilas deben estar separadas físicamente de manera que las soluciones no se mezclen. Se utiliza un puente salino o una placa porosa para separar las dos soluciones. El número de electrones transferidos en ambas direcciones debe ser el mismo, así las dos semipilas se combinan para dar la reacción electroquímica global de la celda. Para dos metales A y B:

A +ne n+

A

-

B +me m+

B

-

mA+ n B

m+

n B + mA

n+

Cuando un metal se oxida en una semipila, deben transferirse aniones a la semipila para equilibrar la carga eléctrica del catión producido. Los aniones son liberados de la otra semipila cuando un catión se reduce al estado metálico. Por lo tanto, el puente salino o la membrana porosa sirven tanto para mantener las soluciones separadas como para permitir el flujo de aniones en la dirección opuesta al flujo de electrones en el cable de conexión de los electrodos. 3. Explique qué sucedió en cada uno de los electrodos y sus correspondientes soluciones para que se llevarán a cabo las reacciones de oxidación y de reducción. Para la pila Daniell, los dos metales son zinc y cobre y las dos sales son los sulfatos del metal correspondiente. El zinc es el metal más reductor de modo que cuando un dispositivo se conecta a ambos electrodos, la reacción electroquímica es

Zn + Cu

2+

Zn + Cu 2+

El electrodo de zinc se disuelve y el cobre se deposita en el electrodo de cobre. Por definición, el cátodo es el electrodo donde tiene lugar la reducción (ganancia de electrones), por lo que el electrodo de cobre es el cátodo. El cátodo atrae cationes, que tienen una carga positiva., por lo que el cátodo es el electrodo negativo. En este caso el cobre es el cátodo y el zinc es el ánodo. CELDA DE DANIELL FUNCIONANDO COMO CELDA ELECTROLÍTICA:

1. Cuáles fueron las condiciones de operación para que funcionara una celda de Daniell como celda electrolítica. Es un dispositivo simple de dos electrodos, sumergido en un electrolito capaz de originar energía eléctrica por medio de una reacción química. Si se produce una reacción química por el paso de electricidad a través de ella, tenemos las celdas electrolíticas. Cuando se combinan dos o más celdas en serie o paralelo se obtiene una batería. 2. Explique brevemente por qué el comportamiento de un sistema es contrario al segundo sistema, si en ambos se emplean las mismas soluciones y los mismos metales. Con la celda galvánica no se aplicó corriente y reaccionaron solas, en cambio al aplicar la corriente se creó la celda electrolítica. 3. Explique qué sucedió en las soluciones y los electrodos usados para que se llevarán a cabo las reacciones de oxidación y de reducción. Los potenciales de reducción del cobre (II)/cobre y del zinc (II)/Zinc valen respectivamente +0,34 V y -0,76 V. Una pila o celda galvánica que aprovechara la reacción espontánea Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu proporciona una fuerza electromotriz de +0,34 V -(-0,76 V)=1,10 voltios. Si ahora queremos provocar la reacción contraria Cu + Zn2+ → Cu2+ + Zn por ejemplo para depositar Zn sobre un objeto metálico, habremos de introducir una fuente de alimentación que genere una corriente eléctrica de más de 1,10 voltios Por tanto, en la célula electrolítica existe igualmente una reacción redox pero ahora está provocada por la energía eléctrica de las cargas que atraviesan la cuba. Aunque ahora existe un único recipiente, también existen dos semirreacciones, una en cada electrodo, pues en cada una de ella tiene lugar una parte de la reacción redox: La pérdida de electrones (oxidación) tiene lugar en el ánodo. La ganancia de electrones (reducción) se produce en el cátodo.

Bibliografía: Petrucci, Hardwood. 1999. "Química General". 7ª edición. Prentice Hall. Química, La Ciencia Central, Brown, Lemay, Bursten, Murphy.2009 Editorial Pearson. Química, Mortimer. 1983 editorial Iberoamérica. Química General Superior, Masterton, 1968 Editorial Interamericana...