Indice
1.
Introducción
2. Ejemplo de
cálculos
3. Discusión De
Resultados
4. Conclusiones Y
Recomendaciones
Desde el punto de vista Fisicoquímico los
conductores más importantes son los del tipo
electrolíticos, es decir los electrolitos; estos se
distinguen de los conductores electrónicos, como los
metales por el
hecho de que el paso de una corriente
eléctrica va acompañada por el transporte de
materia.
Cuando pasa una corriente
eléctrica a través de un conductor electrolito,
el transporte de
materia se
manifiesta en las discontinuidades del sistema. Por ej.,
si en una disolución acuosa diluida en un ácido se
sumergen dos alambres, preferentemente de platino, unidos a los 2
polos de una batería voltaica que actúa como fuente
de corriente, se desprenden en los alambres burbujas de hidrogeno y
oxigeno
respectivamente, si la disolución electrolítica
contuviera una sal de cobre o plata
se liberaría el metal correspondiente en lugar de hidrogeno. Los
fenómenos asociados con la electrólisis fueron estudiados por Faraday
y la nomenclatura que
utilizó y que se emplea todavía fue ideada por
Whewell.
Las celdas electroquímicas se usan principalmente
con dos fines:
- Convertir la energía química en
eléctrica - Convertir la energía
eléctrica en química
En las pilas secas
comunes y en el acumulador de plomo tenemos convertidores de
energía química en
eléctrica, mientras que en la carga de la batería
de almacenamiento y
en la purificación electrolitica del cobre se
utiliza la energía
eléctrica para realizar una acción
química. Una celda es un dispositivo simple de dos
electrodos y un electrolito capaz de dar electricidad por
la acción química dentro de la celda, o de producir
una acción química por el paso de electricidad a su
través. Una batería, por otra parte, es una
combinación de dos o mas celdas dispuestas en serie o en
paralelo. Así el acumulador de plomo es una batería
constituidas por tres celdas conectadas en serie.
El método mas
común de determinar la diferencia de potencial entre dos
puntos cualesquiera en un circuito eléctrico es el de
conectar un voltímetro entre aquellos, leyendose
directamente el voltaje con el instrumento
a) Mediante la ec. De Nernst calcule el potencial de
celda para cada par de soluciones
Sea la sgte pila de Daniels:
Zn/Zn+2 (a=1) // Cu+2 (a=1) /Cu
Anodo
Zn à
Zn+2 + 2e- E0 = 0,763 v
oxidación
Catodo
Cu+2 + 2e- à Cu E0 = 0,337 v
reducción
Rx:
Zn (s) + Cu+2 (ac)
+2e- ß à Zn+2 (ac) + Cu
(s) + 2e- E0=1,1 v
Calculo del potencial de celda
Zn SO4 0,1M con CuSO4 0,1M
Consideremos soluciones
diluidas donde los coeficientes de a son iguales a los [ ] de las
soluciones a =
[M]
aZn+2 = [MZn+2] aCu+2 =
[MCu+2] } …..(1)
Ec. de Nernst:
E = E0 – RT Ln aZn+2
……….(2)
nF aCu+2
(2) en (1)
E = E0 – RT Ln [MZn+2]
……….(2)
nF [MCu+2]
Luego reemplazando datos
experimentales:
E = 1,1 – (8,314)(298) Ln 0,1
(2e-)(96486) 0,1
E = 1,1 voltios
Consideremos en el cálculo a
los coeficientes de actividad (g )
Sabemos a = g
[M] g
ZnSO4 = 0,15
g CuSO4= 0,4
Luego:
E = 1,1 – (8,314) (298) Ln (0,15)(0,1)
2e- (96486) (0,4)(0,1)
E = 1,11 v
ZnSO4 0,1M con CuSO4 0,01M
Aplicando Ec. de Nernst:
E = 1,1 – (8,314)(298) Ln 0,1
(2e-)(96486) 0,01
E = 1,0704 voltios
Luego:
E = 1,1 – (8,314) (298) Ln (0,15)(0,1)
2e- (96486) (0,4)(0,01)
E = 1,083 v
ZnSO4 0,1M con CuSO4 0,001M
E = 1,1 – (8,314)(298) Ln 0,1
(2e-)(96486) 0,001
E = 1,041 voltios
Luego:
E = 1,1 – (8,314) (298) Ln (0,15)(0,1)
2e- (96486) (0,4)(0,001)
E = 1,053 v
Porcentaje de errores:
Para ZnSO4 0,1M, CuSO4 0,1M
%E = Vt – Vexp x 100
Vexp
%E = 1,1 – 1,042 x 100 %E = 5,27%
1,1
Para ZnSO4 0,1M, CuSO4 0,01M
%E = 1,0704 – 1,005 x 100 %E = 6,11%
1,0704
Para ZnSO4 0,1M, CuSO4 0,001M
%E = 1,0408 – 0,364 x 100 %E = 65%
1,0408
Utilizando la Ley de Faraday
calcule la cantidad en gramos de hidrógeno liberado en el
cátodo y compárelo con el obtenido
experimentalemente.
Sea: M(gr) = Peq x I x t / 96500
M = masa de sustancia
Peq. = peso equiv. de sustancia
I = amperios
t = tiempo en
seg.
Para nuestra experiencia:
t = 9'35'' ó 575 seg.
M = (1gr)(0,3 A)(575 seg) / 96500 = 1,78 x 10-3
A
Según nuestra experiencia se produjo 20 ml. de
hidrogeno:
Sabemos:
1 mol H2 ———- 22,4 l
X ———- 2,0 x 10-2 l
X = 8,928 x 10-4 moles de H2
Como:
1 mol H2 ———- 2 gr
8,928 x 10-4 —— W
W = 1,79 x 10-3 gramos de H2
%Error =
1,78 -1,79 x 100 = 0,56 %
1,78
En el estudio de la ecuación de Nernst al
calcular las fem de las soluciones utilizando sus concentraciones
(soluciones diluidas) los resultados fueron muy cercanos a los
obtenidos en el laboratorio,
obteniéndose pequeños márgenes de error para
cada par de soluciones, pero se obtuvo un error muy grande en la
tercera muestra, esto
debido a una mala medición o uso del multimetro, o no
poner fijamente los electrodos en su lugar, aun así el
error de 65% fue demasiado grande a comparación de los
otros dos.
Cuando se conecto el multimetro en
serie con cada celda galvánica y se cerro el circuito, el
instrumento sufrió una deflexion que indica que la
corriente pasa por el circuito, y este paso es una evidencia de
que existe una diferencia de potencial entre los electrodos. Los
resultados obtenidos al medir las 3 celdas con el multimetro
fueron1,042v, 1,005v y 0,364v respectivamente donde se puede
apreciar que el potencial decrece, mientras más diluida es
la solución. Una seria objeción al uso del
multimetro o del voltimetro
para la medición exacta de los potenciales de celda
(fem), es que este aparato consume alguna corriente, provocando
así un cambio en la
fem a causa de la formación de productos de
reacción en los electrodos, por lo tanto, el potencial
medido con este instrumento no será el total de la
celda.
Los coeficiente de actividad de las soluciones son
mayores que las concentraciones utilizadas en esta practica, para
esa razón la diferencia de potencial de los primeros es
mayor que la de los segundos.
Los resultados obtenidos en el estudio de la ley de Faraday
son aceptables, habiéndose obtenido un 0,13% de
error.
4. Conclusiones Y
Recomendaciones
La celda galvánica esta basada en la
oxidación – reducción donde se produce un cambio en los
#s de oxidación de las sustancias. Los electrones tienen
que fluir por el circuito externo desde el electrodo negativo al
positivo. En el electrodo negativo tiene lugar la
oxidación y la reducción se verifica en el
electrodo positivo. Al sumar las reacciones de oxid. y red. resulta la
celda.
Si las soluciones son diluidas, entonces se puede
reemplazar en la Ec. Nernst las concentraciones por la actividad,
por lo que se tiene que la diferencia entre actividad y molaridad
es mínima.
El uso del puente salino es importante pues concentra a las 2
soluciones, evita su mezcla además que elimina
completamente el potencial de unión y que la fem medida es
simplemente la suma de los 2 potenciales electródicos.
La diferencia de potencial varía con la
concentración, es decir mientras más diluida es la
solución, el potencial decrecerá
La masa desprendida en un electrodo de una solución es
proporcional a la cantidad de electricidad que esta pasando
Cuando se prepara las soluciones se debe tener cuidado de hacerlo
en recipientes bien limpios, pues el potencial varía con
la concentración.
Se debe tener mucho cuidado cuando se esta efectuando el
desprendimiento de hidrogeno, al igualar la presión en
la pera y la bureta, así como de medir en tiempo
exacto.
Resumen
En el informe siguiente
determinaremos la diferencia de potencial existente entre una
celda galvánica constituida de soluciones de
CuSO4 y ZnSO4 (pila de Daniels) a
diferentes concentraciones molares, y a una temperatura de
25° C. Esta
medida de potencial la calcularemos experimentalmente usando un
multímetro y electrodos de Zinc y Cobre (láminas
delgadas) la cual compararemos con el resultado de la
Ecuación de Nernst para celdas
galvánicas.
En esta primera parte de la experiencia preparamos
soluciones de CuSO4 0,01M y 0,001M a partir de una
solución 0,1M. De esta forma se obtuvo 3 pares de celdas
de diferentes concentraciones (el ZnSO4 0,1M se
utilizó para las 3 concentraciones de CuSO4).
Al medir los potenciales con el multímetro arrojo los sgts
resultados experimentales: 1,042v, 1,005v , 0,364v y al comparar
con la ec. De Nernst, se obtuvo pequeños porcentajes de
error: 5,27%, 6,11% . De donde se puede observar que el potencial
de celda varía con la concentración es decir
mientras mas diluida es la solución, el potencial decrece.
Cuando en lugar de trabajar con molaridades, calculamos el fem
utilizando los coeficientes de actividad de los iones observamos
que estas nos daban un resultado mayor debido a que los
coeficientes eran numéricamente mayores que las
concentraciones.
En la segunda parte de la practica comprobamos la ley de
Faraday, para este fin preparamos los materiales y
reactivos que indicaba la guía, es decir en una
solución de NaOH introducimos dos electrodos de grafito,
conectados directamente a la batería y uno de ellos
además al equipo conteniendo agua
(según gráfico). Experimentalmente introducimos al
generador 20 ml de agua es decir
20 ml de hidrogeno (1,79×10-3gr) y al calcular los
gramos H2 utilizando Faraday (se demoró 575
seg. En pasar 20 ml H2) nos dio un resultado de
1,7875×10-3gr , obteniendo un % de error del
0,56%.
Autor:
rodney pujada