Práctica 1 Celdas Galvánicas y electróliticas PDF

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Celdas Galvanicas y Electroquimica
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BENEMÉRITA UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE PUEBLA

FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS

LICENCIATURA EN QUÍMICO FARMACOBIÓLOGO

LABORATORIO DE ANÁLISIS ELECTROQUÍMICA Y CROMATOGRAFÍA PRÁCTICA NO.1 CELDAS GALVÁNICAS Y ELECTROLÍTICAS

INTEGRANTES MARIA FERNANDA ARANDA FLORES MARTHA EVELIA BAUTISTA HERNÁNDEZ CESAR ALAN RUÍZ SOTO ÁNGEL DE JESÚS RODRÍGUEZ ALVÍZAR

DOCENTE LUIS ÁNGEL AGUILAR CARRASCO

PUEBLA, PUE. OTOÑO 2019

Introducción Una celda electroquímica consiste esencialmente en dos electrodos sumergidos en la misma solución de un electrolito o en dos soluciones de electrolitos diferentes en reciproco contacto íntimo a través de un puente electrolítico. Las celdas electroquímicas se clasifican en dos:  La celda galvánica o pila es una celda electroquímica cuya reacción química es espontánea y la energía eléctrica generada puede ser convertida en trabajo útil para hacer funcionar otro sistema. Ejemplo: la batería de un automóvil (acumulador de plomo) surte de energía al sistema de encendido para poner en marcha el motor, las pilas de una lámpara y de una calculadora suministran la energía para encender el foco luminoso y realizar cálculos, respectivamente. Una pila galvánica está formada por dos electrodos, que son conductores metálicos que hacen contacto eléctrico con el contenido de la pila, y un electrolito (un medio conductor de iones) en su interior. El electrolito es normalmente una solución acuosa de un compuesto iónico.  Celda electrolítica: Una celda electrolítica es una pila electroquímica en la que se utiliza una corriente eléctrica de una de una fuente externa para impulsar una reacción química no espontánea; para que ocurra la reacción es necesario aplicar una diferencia de potencial eléctrico del exterior del sistema. Ejemplo: cuando se pone a cargar el acumulador de plomo o cuando se hace un recubrimiento de una superficie con un metal (galvanoplastia). En una celda electrolítica, se utiliza una corriente suministrada por una fuente externa para impulsar una reacción redox no espontanea. Las celdas electrolíticas se construyen de forma diferente a las pilas galvánicas. En particular, los electrodos suelen compartir el mismo compartimiento, suele haber un único electrolito y las concentraciones y presiones suelen estar alejadas de las estándar.

Antecedentes El filósofo italiano Luigi Galvani estudio la electricidad observando la reacción del musculo de una rana al aplicarle una corriente. Los procesos electroquímicos son estudiados por la química desde la antigüedad, pero se ha retomado su estudio dada su eficacia, rendimiento en la producción y almacenamiento de energía, así como en la protección metálica de muchos materiales sintéticos, el prolongamiento de la vida útil de materiales expuestos a ambientes altamente corrosivos, etc. La electroquímica debe entenderse como la rama de la química que estudia las interacciones entre la energía eléctrica y las reacciones químicas; A continuación, se tratan dos tipos de interacciones: 

La electricidad que se hace pasar por una solución iónica genera reacciones químicas no espontáneas de oxidación-reducción; Como caso especial está la galvanoplastia, que en casos particulares recibe los nombres de cromado, cobrizado, niquelado, baños de oro, baños de plata, etc. según sea el ion metálico empleado en el proceso.



Reacciones químicas espontáneas de oxidación y reducción generan energía eléctrica; es el caso de las pilas y baterías comerciales. Con base en estos procesos de corrosión electrolítica que ocurren en los materiales metálicos.

Los fenómenos electroquímicos ocurren en una celda; para la primera interacción, las celdas se denominan electrolitos y para la segunda interacción, se denominan celdas galvánicas o voltaicas.

Por definición, celda es el sistema donde se llevan a cabo las interacciones electroquímicas. Están constituidas por: 

Un recipiente que soporta los elementos y sustancia que intervienen en el proceso.



Un electrolito sustancia que en solución conduce la electricidad, pues tiene aniones y cationes.

“Una celda galvánica debe poseer dos semiceldas, cada una con un par redox activo y un electrodo adecuado. Para identificar los pares redox en una celda determinada, simplemente se establece cuál de los elementos se encuentra en dos estados de oxidación distintos, en cada electrodo”. En una celda electroquímica teniendo en cuenta la reacción que se lleve a cabo dentro de ella, el agente reductor pierde electrones por lo cual se oxida, el electrodo donde se realiza la oxidación se llama ánodo, por otro lado, el agente oxidante gana electrones por lo que se reduce, este proceso se lleva a cabo en el electrodo llamado cátodo. La corriente eléctrica fluye del ánodo al cátodo puesto que existe una diferencia de potencial entre los electrodos, esta diferencia de potencial se mide de forma experimental con un voltímetro, esta medida nos da la lectura del voltaje de celda, también llamado fuerza electromotriz (fem) o potencial de celda. Los electrodos pueden ser de cualquier material que sea conductor eléctrico, como los metales, también es muy utilizado el grafito debido a su gran conductividad y a su bajo costo. Para completar el circuito las disoluciones se conectan mediante un conductor, pero el que pasan los cationes y aniones, también llamado puente salino. Los cationes (iones con carga positiva) disueltos se mueven hacia el ánodo y los aniones hacia el cátodo, la corriente eléctrica fluye del ánodo al cátodo puesto que hay una diferencia de potencial entre los dos electrolitos.

Objetivos 1. Conocer experimentalmente el valor de la diferencia de potencial que genera una pila de 9 V al conectar el voltímetro a dos soluciones acuosas que se prepararan en el laboratorio. 2. Realizar una comparación entre los valores obtenidos de manera experimental y teórica, así como analizar la reacción que ocurre en el proceso MATERIALES Y REACTIVOS Material y reactivos

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Material y reactivos

2 vasos de precipitado de 50 ml

Sulfato de Zinc

2 pinzas de cocodrilo

Carbonato de sodio

2 cables de conexión

1 pila de 9 volts

1 voltímetro

2 probetas de 50 ml

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Procedimiento 1.- Para comenzar la practica primero se preparó el material que se utilizaría durante el desarrollo de esta; los dos vasos de precipitado para colocar las soluciones acuosas que otros equipos se encargaron de preparar, el voltímetro, 2 probetas graduadas de 50ml, pila de 9 V y los cables de cocodrilo.

Fig. 1 Material utilizado durante el desarrollo de la practica

2.- Posteriormente, se extrajo 50 ml de sulfato de Zinc en una probeta graduada de y otros 50 ml de carbonato de sodio que se vaciaron en los dos vasos de precipitado (igual de 50 ml).

Fig. 2 Probetas con los 50 ml de las soluciones acuosas

3.- Para el siguiente paso en lugar de Introducir la lámina de cobre en las disoluciones acuosas se utilizo una pila de 9 Volts que se unió mediante los cables de caimán a los electrodos del voltímetro y de igual formal a la pila.

Fig. 3 Conexión de la pila con las soluciones acuosas introduciendo los electrodos sobre estas.

4.- En seguida calibramos el voltímetro y lo dejamos en volts así anotamos el valor de la diferencia de potencial que genera la pila.

Fig.4 Voltímetro conectado a la pila y las soluciones acuosas

Cálculos Las soluciones que se plantearon preparar eran las siguientes ZnSO 4 y Na2CO3 ambas se prepararon a una concentración de 1M en 250 ml respectivamente por lo que se hicieron los siguientes cálculos para conocer la cantidad en gramos para preparar las soluciones. Los cálculos realizados fueron los siguientes:

La reacción que se llevó al conectar los cables caimán a la pila e introducirla en las soluciones fue la siguiente:

2 ZnS

Resultados

Al balancear la reacción y una vez obtenidos sus números de oxidación nos es más

familiar poder observar cual es el agente oxidante y reductor en cada caso y del

mismo modo tener en cuenta que solución pertenece al ánodo y cual al cátodo, por

lo que el ánodo hace referencia a la sustancia que se oxida el cual es el oxígeno y en cambio el cátodo corresponde al hidrogeno ya que en este caso se reduce.

Cabe destacar que el balance de la reacción se hizo en un medio acido ya que se agregó agua por cada átomo de oxigeno que falte y H+ para ajustar el hidrogeno. En una pila electroquímica tiene lugar una reacción en dos zonas separadas. La oxidación ocurre en un electrodo, y los electrones liberados viajan a través de un circuito externo hacia el otro electrodo, donde provocan la reducción.

Conclusión Tenemos que considerar que la practica tuvo unos ligeros cambios en cuanto a las soluciones que marca el manual por lo que la reacción también cambio como era de esperarse, sin embargo, hay que considerar que para esta práctica se necesitaban dos soluciones salinas en la que se tenía Sulfato de Zinc y Carbonato de sodio siendo este un electrolito débil es decir que se disocia muy poco y de esta manera no produce una suficiente concentración de iones ,por lo que no hay suficiente flujo de corriente eléctrica, esto se pudo comprobar al colocar la batería ya que no hubo perdida de voltaje, considerando que la carga inicial de la batería fue de 9.62 voltios, el cual se mantuvo constante esto se obtuvo con ayuda del voltímetro. Finalmente concluimos que la pila es de buena calidad además de que marca más del voltaje del que tiene en la etiqueta.

Referencias Díaz, A. C. (2002). Fundamentos de química analítica: equilibrio iónico y análisis químico. Bogotá: Universidad Nacional de Colombia . Jones, P. A. (1998). Química:Moleculas,Materia y Cambio . Barcelona : Ediciones Omega. Carlos Arturo Correa Maya. (2004). Fenómenos químicos. Colombia: Editorial Universidad Eafit Teijon Rivera, J. M. (2006). La química en problemas . Madrid,España: Tebar Flores....