Practica 1 CELDAS GALVÁNICAS PDF

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Avance de la primera práctica de analítica. Celdas galvánicas, estas son un dispositivo en el que la transferencia de electrones, (de la semirreacción de oxidación a la semirreacción de reducción), se produce a través de un circuito externo en vez de ocurrir directamente entre los reactivos; de est...

Description

CELDAS GALVÁNICAS Y ELECTROQUÍMICAS

18-12-2020

UNIVERSIDAD AUTONOMA TOMAS FRIAS FACULTAD DE CIENCIAS PURAS CARRERA DE QUIMICA

CELDAS GALVÁNICAS Y ELECTROQUÍMICAS

NOMBRE:

Univ.: Stephani Samantha Saravia Vargas

AUXILIAR:

Univ.: Nelly Fernández

DOCENTE:

Lic.: Gonzalo Coria

FECHA:

18/12/2020

POTOSI - BOLIVIA STEPHANI SAMANTHA SARAVIA VARGAS

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CELDAS GALVÁNICAS Y ELECTROQUÍMICAS

18-12-2020

1. TÍTULO CELDAS GALVÁNICAS

2. OBJETIVOS ✓ Determinar el potencial eléctrico de una celda galvánica. ✓ Determinar el potencial eléctrico de una celda electrolítica. ✓ Reconocer los elementos que componen estas celdas. ✓ Determinar el voltaje necesario para la celda electrolítica. ✓ Realizar los cálculos correspondientes para el armado de las celdas.

3. FUNDAMENTO TEÓRICO 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 semirreacción de oxidación a la semirreacción 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 componente fundamentales de

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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. En el siguiente video puedes observar el funcionamiento de una celda voltaica. Observa el video y da una interpretación simple del funcionamiento de una celda voltaica. En este otro video puedes ver una explicación más detallada de las reacciones que ocurren en la celda anterior. Veremos a continuación, un ejemplo de celda voltaica:

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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 puede 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 participa 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. Debemos tomar en cuenta: ✓ 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

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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+ adicionales 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

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iones no reaccionan con los otros iones de la celda ni con

el

material

de

los

electrodos. El

electrólito

se

suele

incorporar en un gel para que la solución de electrólito no escurra cuando se invierte el tubo en U. A medida que se produce la oxidación y la reducción de los electrodos, los iones del puente salino emigran para neutralizar la carga en los compartimientos de la celda. Los aniones emigran hacia el ánodo y los cationes hacia el cátodo. De hecho, no se producirá un flujo medible de electrones a través del circuito externo, a menos que se proporcione un medio para que los iones emigren a través de la solución de un compartimiento al otro, con lo que el circuito se completa. Es importante tener claro lo siguiente: ✓ La oxidación se produce en el ánodo y la reducción en el cátodo. ✓ Los electrones fluyen espontáneamente desde el ánodo negativo hacia el cátodo positivo. ✓ El circuito eléctrico se completa por el movimiento de los iones en solución: los aniones se mueven hacia el ánodo y los cationes hacia el cátodo. ✓ Los comportamientos de la celda pueden estar separadas por una barrera de vidrio poroso (como en la celda de Daniell o por un puente salino. STEPHANI SAMANTHA SARAVIA VARGAS

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Electrólisis Es el proceso que utiliza energía eléctrica para inducir una reacción redox que no es espontánea. Se lleva a cabo en celdas electrolíticas, que son impulsadas por una fuente externa, (una batería u otra fuente de corriente eléctrica), que actúa como una bomba de electrones, como se muestra en el siguiente esquema:

En la celda electrolítica la batería u otra fuente de corriente eléctrica, empuja los electrones hacia el cátodo, por lo que este tiene signo negativo y los toma de ánodo, por lo que este es positivo. La electrólisis es un proceso que se aplica a muchos procesos industriales, por ejemplo: ✓ Revestimiento de autopartes ✓ Joyería ✓ refinamiento de metales ✓ galvanoplastia en general

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4. MATERIALES, REACTIVOS Y EQUIPOS MATERIALES REACTIVOS EQUIPOS Vaso de precipitado CuSO4 * 5H2O Balanza analítica Vidrio de reloj ZnSO4 * 7H2O Voltímetro amperímetro Espátula KCl Potenciostato Piseta Varilla de vidrio Matraz aforado Tubo de vidrio en U Probeta Electrodos Cu, Zn, Pt

5. PROCEDIMIENTO ✓ Preparar una solución de CuSO4 0,1M en 100ml. ✓ Preparar una solución de ZnSO4 0,1M en 100ml. ✓ Preparar una solución de KCl 0,1M en 100ml. ✓ Realizar el armado de una celda galvánica. ✓ Realizar el armado de una celda electrolítica. ✓ Efectuar cálculos para determinar los potenciales estándar. ✓ Realizar los cálculos correspondientes para el cálculo del potencial

estándar

de

una

celda

galvánica

con

sus

semirreacciones. STEPHANI SAMANTHA SARAVIA VARGAS

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6. CÁLCULOS Y RESULTADOS CELDAS GALVÁNICAS 𝑍𝑛+2 + 2𝑒 − → 𝑍𝑛0

𝐸 𝑜 = −0,76 𝑉

𝐶𝑢+2 + 2𝑒 − → 𝐶𝑢0

𝐸 0 = 0,34 𝑉

𝐸𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎 = 𝐸𝑐á𝑡𝑜𝑑𝑜 − 𝐸á𝑛𝑜𝑑𝑜 𝐸𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎 = 1.1 𝑉

0 𝐸𝑐á𝑡𝑜𝑑𝑜 = 𝐸𝑍𝑛 −

⦋𝑍𝑛+2 ⦌ 0,0591 𝑙𝑜𝑔 ⦋𝑍𝑛0 ⦌ 𝑛

𝐸𝑐á𝑡𝑜𝑑𝑜 = −0,76 −

⦋0,1⦌ 0,0591 𝑙𝑜𝑔 ⦋1⦌ 2

𝐸𝑐á𝑡𝑜𝑑𝑜 = −0,73045 𝑉 0 𝐸𝑐á𝑡𝑜𝑑𝑜 = 𝐸𝐶𝑢 −

⦋𝐶𝑢0 ⦌ 0,0591 𝑙𝑜𝑔 ⦋𝐶𝑢+2 ⦌ 𝑛

𝐸𝑐á𝑡𝑜𝑑𝑜 = 0,34 −

⦋1⦌ 0,0591 𝑙𝑜𝑔 ⦋0,1⦌ 2

𝐸𝑐á𝑡𝑜𝑑𝑜 = 0,31045 𝑉

𝐸𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎 = 𝐸𝑐á𝑡𝑜𝑑𝑜 − 𝐸á𝑛𝑜𝑑𝑜 𝐸𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎 = 1.0409 𝑉

CELDAS ELECTROLÍTICAS 2𝐶𝑙− → 𝐶𝑙20 + 2𝑒 −

𝐸0 = 1,36 𝑉

𝐻2 𝑂 → 𝑂2 + 𝐻2 𝑂2 + 4𝐻+ + 2𝑒 − →

𝐸0 = −1,23 𝑉

2𝐻+ + 2𝑒 − → 𝐻2

𝐸0 = 0 𝑉

𝐸𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎 = 𝐸𝑐á𝑡𝑜𝑑𝑜 − 𝐸á𝑛𝑜𝑑𝑜 𝐸𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎 = −1.23 𝑉

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7. OBSERVACIONES Las soluciones de sulfato de zinc y cloruro de potasio inicialmente eran incoloras porque la sal era de color blanco. El sulfato de cobre tenía un color turquesa cristalino. Para las celdas galvánicas con sulfato de cobre y sulfato de zinc se puede observar un registro de energía en el amperímetro, tomando como dato de lectura 1,004 V, este es similar al que se había calculado teóricamente. En el experimento de las celdas electrolíticas, las soluciones eran incoloras, en cuanto se puso a funcionar el equipo de las celdas, se observa un cambio en las soluciones, se pone como de un color blanquecino, empieza a burbujear. Esto se da en cuanto hay el traspaso de energía a través del potenciostato.

8. CONCLUSIONES Llegamos a los objetivos planteados, tomando en cuenta los puntos que debíamos realizar. La solución de cloruro de potasio se utiliza como puente salino de la celda. Logramos determinar el potencial eléctrico de la celda galvánica, teniendo como resultado teórico E = 1,0409 V y el resultado experimental fue E = 1,004 V. En la determinación del potencial eléctrico de la celda electrolítica, obtuvimos un resultado teórico E = -1,23 V, siendo este el dato de voltaje que requiere la celda electrolítica. STEPHANI SAMANTHA SARAVIA VARGAS

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El aumento de voltaje hace que la solución de la celda electrolítica empiece a burbujear y a que tenga ese color blanquecino. Para la celda galvánica el dato teórico varia en cuanto al experimental debido a la naturaleza de los reactivos la pureza que estos tienen. También puede existir un problema de calibración con los equipos que se están utilizando. Pero tomando en cuenta el rango de estos datos, no existe una diferencia extrema. La reacción que se lleva a cabo en la celda galvánica es de reducción con el cobre, en la solución de sulfato de cobre, el cobre se encuentra ionizado y pasa a cobre metálico. En el vaso de precipitado que contiene el sulfato de zinc, ocurre una reacción de oxidación, el zinc se encuentra en estado metálico y al entrar en contacto con los electrolitos empieza a ionizarse. Todo esto pasara por el puente salino, con una corriente continua.

9. BIBLIOGRAFÍA ✓ http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/43celdas-electroliticas.html ✓ http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/42celdas-galvanicas-o-celdas-voltaicas.html ✓ https://es.wikipedia.org/wiki/Electroqu%C3%ADmica ✓ https://es.wikipedia.org/wiki/Celda_electroqu%C3%ADmica ✓ Química analítica de Ayres

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