? ? ? ? ? Bonilla Stefanny, Lozada Jesica, Molina Angelo. Departamento de Química, Facultad de Ciencias, Universidad del Valle, Cali, Abril 2011. RESUMEN En el laboratorio se construyó una celda electroquímica en donde se utilizó las soluciones ZnSO4 y CuSO4, para conocer el efecto del cambio de las concentraciones de las especies iónicas en la celda sobre el valor de su potencial. Para lograr esto se midió el potencial inicial de celda cada vez que se realizó un cambio en la concentración de CuSO4, luego se determinó el potencial estándar de celda cuando se varió dichas concentraciones, a través de la ecuación de Nernst y después se procedió a sacar el error relativo de cada una; el potencial experimental vario entre 1.104 V en 1.0 M y 0.960 V en 0.0001 M, y el potencial teórico vario entre 1.10 V en 1.0 M y 0.982 V en 0.0001 M, y el error relativo de los potenciales experimentales de la celda con los potenciales teóricos fue entre 0.34 % y 2.98 % . PALABRAS CLAVES: celdas electroquímicas, ecuación de Nernst, potencial estándar, concentración, electrodo, cátodo ánodo, oxidación, reducción, voltaje. espontaneas este comportamiento fue expresado en forma matemática por el físico-químico alemán Walther Nernst como1: ´ ´ù La cual aun tiene gran relevancia en el estudio de las celdas por ello la intención de la práctica es que los químicos, ya sea por investigación o por industrialización tengan pleno conocimiento de la construcción de una Celda y entiendan perfectamente el funcionamiento de estas.2
INTRODUCCIÓN La energía eléctrica es una de las formas de energía de mayor importancia para la vida contemporánea, un día sin ella es inconcebible para la sociedad actual. Es así que todas las áreas de la ciencia dedican esfuerzos en el estudio de ella, para un caso en concreto la rama de la química que estudia la relación entre la energía química y la eléctrica es la electroquímica.1 Todos los procesos electroquímicos están basados en reacciones de oxido reducción en donde la energía liberada por una reacción espontanea se transforma en electricidad, este es el principio en por el cual se construyen dispositivos que permitan usar esta energía, los cuales son llamados Celdas electroquímicas y son de vital importancia industrial (pilas, baterías, alternadores) cabe destacar que las reacciones que producen un potencial eléctrico son aquella que son
c
METODOLOGIA EXPERIMENTAL En el laboratorio se construyo una Celda en la cual las soluciones de ZnSO4(ac) y CuSO4(ac) puestas en los vasos se encontraban a una concentración inicial de 1M, y el trozo de zinc y cobre se lijaron antes de introducirlos en las soluciones, bajo estas condiciones se procedió a tomar el potencial eléctrico de la celda, para posteriormente variar la
c
solución de CuSO4 1M a otra, con concentración de 0.1M tomando de nuevo el potencial de la nueva celda, se repitió el procedimiento con la solución de CuSO4 en las concentraciones de 0.01M, 0.001M y 0.0001M; el montaje de la celda se muestra en la figura 1.3
concentraciones del CuSO4(ac) en la celda y los datos se registraron en la tabla 1. Tabla 1. Concentraciones de CuSO4 (ac) Vs potencial de la celda hallados experimentalmente. Concentraciones de Potencial CuSO4 (ac) (M) experimental (V) 1,0 1,104 0,1 1,082 0,01 1,062 0,001 1,041 0,0001 0,960
La reacción que ocurre en la celda y su potencial estándar a condiciones normales es la siguiente: 0
Figura 1. celda electroquímica.
-
Eù = 0.76 V Eù = 0.34 V
Cu (ac)2+ + Zn(s)0 ĺ Cu(s)0+Zn (ac)2+ ¨Eù =1.10 V
Las soluciones de ZnSO4(ac) y CuSO4 (ac) puestas en los vasos se encontraban a una concentración inicial de 1M, y el trozo de zinc y cobre se lijaron antes de introducirlos en las soluciones, bajo estas condiciones se procedió a tomar el potencial eléctrico de la celda, para posteriormente variar la solución de CuSO4 1M a otra, con concentración de 0.1M tomando de nuevo el potencial de la nueva celda, se repitió el procedimiento con la solución de CuSO4 en las concentraciones de 0.01M, 0.001M y 0.0001M.3
Esta es una reacción de oxido reducción en la cual hay transferencia electrónica entre los reactivos, dando lugar a un cambio en los estados de oxidación de los mismos con respecto a los productos donde el Zn actúa como agente reductor debido a que aumenta su estado de oxidación es decir, se oxida ya que pasa de Zn0 a Zn 2+ y el cobre actúa como agente oxidante debido a que disminuye su estado de oxidaciones decir, se reduce ya que pasa de Cu 2+ a Cu 0.5 El potencial medido es el trabajo máximo que la celda puede realizar o la cantidad de energía eléctrica que se puede tener de la reacción el trabajo de la celda (W) está dado por la ecuación 1 donde (n) es el numero de moles que participan en la reacción, (F) es la constante de Faraday la cual es 96500 J/V.mol y (E) es el potencial medido de la celda.1
Por último se introdujo la lámina de Cu en la solución de ZnSO4 1M y la de Zn en la solución de CuSO4 1M para observar lo que sucedía. RESUSLTADOS Y DISCUSIÓN Se midió el potencial de la celda formada por una solución de CuSO4 (ac) y ZnSO4 (ac) a una temperatura de 24 Cù O 297 K y una presión de 1,004 Atm correspondiente a la de Cali4, se varió las
c
2+
Zn(s) ĺ Zn (ac) + 2e Cu (ac)2+ + 2e- ĺCu(s)0
Ecuación 1. Ecuación del trabajo de la celda
W = -nFE
c
Pero como el cobre y el zinc sólidos nos intervienen en la reacción ya que son especies puras (muy estables) y no varían durante la reacción.1 Q solo depende de las concentraciones de Zn2+ / Cu2+ y n es 2 de modo que la ecuación se transforma en:
Por termodinámica se sabe que la energía libre de Gibbs (ÜG) define la energía disponible de una reacción para realizar un trabajo entonces la energía libre es igual al trabajo de la celda como se muestra en la ecuación 2.1 Ecuación 2. Relación entre ÜG y W de la celda.
ÜG = -nFE
´
Como n y F son positivos ÜG será negativo si el valor de E es positivo también, si ÜG es negativo indica que el sistema realiza un trabajo sobre el medio y la reacción es espontanea.1
El potencial estándar de la celda para 0.1 M de CuSO4 (ac) y 1.0 M ZnSO4 (ac) según la anterior ecuación es: ´
Para determinar el potencial estándar de la celda cuando se varían las concentraciones se usó la ecuación 3.1
Ecuación 4. Error porcentual. !"# $%"#&'"( !"# )%*&*"
Ep =
!"# $%"#&'"
+
Con el valor teórico encontrado anteriormente y el valor experimental de la tabla 1 se calculo su respectivo error porcentual así: Ep=
Al reemplazar los valores de R, T y F la ecuación se trasforma en:
, - (, . , -
+
/
A cada una de las diferentes concentraciones de CuSO4 (ac) se determino el potencial de la celda teórico (Et) y luego se comparo con el potencial experimental (Ex) para determinar el error porcentual como se hizo anteriormente los datos se muestran en la tabla 2.
En el experimento Q es: ´ ´ù
c
1.070 V es el potencial de la celda teórico cuando la concentración de CuSO4 (ac) es de 0.1 M para analizar el porcentaje de error (Ep) del potencial de la celda medido experimentalmente con respecto al potencial teórico se utilizo la ecuación 4.6
Donde E es el potencial corregido del electrodo Eù es el potencial estándar de la celda a condiciones normales Eù = 1.10 V, R es la constante de los gases R= 8,314 J / K mol, la temperatura T = 297 K, n es el número de especies que intervienen en la celda n= 2, F es una constante de faraday F = 96500 J/Vmol y Q son las concentraciones de los productos que intervienen en la reacción dividido las concentraciones de los reactivos que intervienen en la reacción1.
Ecuación 3. Ecuación de Nernst.
´ ´ù
c
´
Tabla 2. Potencial teórico según la variación de concentraciones y error porcentual. 2+ 2+ [Cu ]M [Zn ]M (Ex) v (Et ) v Ep % 1.0 1.0 1.104 1.100 0.36 0.1 1.0 1.082 1.070 1.12 0.01 1.0 1.062 1.041 2.02 0.001 1.0 1.041 1.012 2.87 0.0001 1.0 0.960 0.982 2.25
Y =
0 ´ù
m
X
+B
Donde y es el potencial de la celda medido (E), la pendiente (m) es la constante de los gases (R) por la temperatura (T) dividido entre el numero de moles que intervienen en la reacción (n) por la constante de Faraday (F), X es In Q y el potencial de la celda estándar (E0) es el intercepto b; de esta la ecuación que se desea graficar es:
De la tabla 2 se observó que a medida que disminuye la concentración también disminuye el potencial estándar de la celda tanto en los encontrados experimentalmente como los teóricos, debido a que al haber menor cantidad de moléculas de Cu hay menor intercambio electrónico por ende el potencial disminuye por principio de Le Chätelier al variar esta concentración se está aplicando una tensión externa que afecta el cociente de reacción1.
´ 0 ´1 En la tabla 3 se muestra la relación entre X (In Q) y el potencial de la celda teórico y experimental correspondientes a (Y).
El error porcentual del potencial de la celda vario desde el 0.36 % hasta 2.87 % los cuales son muy pequeños comparadas con el valor de la celda teórico, este error puede ser sistemáticos relacionado con la incertidumbre de escala del voltímetro la cual es 1% es decir (±0.01) V7, también hay errores por el aumento en la resistencia en los circuitos cuando no hay buen contacto eléctrico. Los cambios de temperatura causan variaciones en las resistencias y las fuentes de voltaje comunes. Las corrientes inducidas en la línea de 110-V también pueden alterar el funcionamiento de los aparatos electrónicos8; errores personales debido a que se pudo tomar la medida antes del que el voltímetro se estabilizara además otro factor que interviene en el error de la medida es que el valor debe hacerse a condiciones normales y en la práctica se trabajo a 24 Cº y un poco más de una atmosfera debido a que en Cali la presión atmosférica es de 1,004 Atm4.
Tabla 3. In Q vs Potenciales de la celda. In [Zn] / [Cu]= Q P. Teórico P. experimental 0 1,104 1,104 2,3025851 1,07 1,082 4,6051702 1,041 1,062 6,9077553 1,012 1,041 9,2103404 0,982 0,96
En la grafica 1 se muestra la relación de potencial de la celda (E) versus In Q de los datos en la tabla 3. 2
2
£ £ £ £
£ £ £ £
c c
Para mirar el comportamiento grafico del potencial de la celda se grafico por medio de la ecuación de Nernst de este modo se expreso de lanera lineal así:
c
c
Grafica 1. In Q vs Potencial experimental.
Después de linealizar la anterior grafica
c
tener en cuenta la inexperiencia de los integrantes del grupo al manejar el voltímetro el cual es uno de los factores de error, además de que es imposible tomar una medida exacta ya que el potencial también varia por el tiempo en el que las laminas están sumergidas (desgaste del electrodo). Teniendo en cuenta estos factores se puede decir que es comprensible el error.
por medio del programa de Excel y mínimos cuadrados se calculo las pendientes (m) del potencial teórico la cual fue mT = -0,0128 con una incertidumbre ¨mT =0,0002 y la pendiente del potencial experimental correspondió a mE = -0,0143 con una incertidumbre ¨mE = 0,0030, los valores negativos indican que la grafica es decreciente, es decir que a medida que la concentración disminuye ocurre lo mismo con el potencial.
Cuando se introdujo la lamina de zinc en la solución de CuSO4 esta inmediatamente se cubrió de una capa de color negro, la cual era cobre metálico; esto ocurre porque los cationes de Cu2+ presentes en la solución reacciona con el Zn solido transfiriendo los electrones del Zn al Cu al ocurrir esto el cobre se solidifica y forma la capa negra que cubre al Zn debido a atracciones electrostáticas y al constante intercambio eléctrico entre las dos especies, debido a que el zinc es mas reactivo que el cobre este lo desplaza en la solución y el cobre se precipita por esta razón es una reacción espontanea; la reacción que ocurre9:
Según la ecuación 3 y lo establecido anteriormente la pendiente corresponde a
23
45
por lo cual las pendientes
calculadas anteriormente deben ser muy cercanas a 0.0128, si se observa la pendiente del valor teórico corresponde al mismo valor por lo tanto si existe una relación lineal como se menciono anteriormente, en cambio la pendiente del valor experimental es cercano al valor real de la pendiente esto se debe a la dispersión de los datos de potencial y el error porcentual calculado anteriormente para comparar el error entre el valor real de la pendiente y la experimental se calculo el siguiente error porcentual 6: Ep=
,. ( ,67 ,.
Zn(s) + CuSO4(ac)
Cuando se introduce la lamina de cobre dentro de la solución de ZnSO4 no ocurre ninguna reacción debido a que el cobre es tiene menor reactividad que el zinc y no lo desplaza esta es una reacción espontanea en sentido inverso, es decir para que ocurra hay que aplicarle un potencial electrico9.
+
/
Al comparar las pendientes fácilmente se puede notar que existe una desviación en la experimental, la cual es causada por la dispersión de los datos, es decir que los valores de potencial experimental se alejan del comportamiento ideal, esto ocurre porque en el laboratorio se han tomado estas medidas a condiciones diferentes de las estándar, lo cual causa que un valor cambie ya sea de forma positiva o negativa, además se tiene que c
Cu(s) + ZnSO4(ac)
PREGUNTAS 1. según la ecuación:
c
Ü´ Ü´8 9
=>?@ABC?D
: I ; < >EFBCGH?D
la literatura, se pudo apreciar un error del 0.58%; esto se debe en primera instancia a un error en el manejo de la instrumentación, en este caso al mal uso del voltímetro por parte de los integrantes pudo haber influido en el resultado del procedimiento, otro error pudo haber sido que el voltímetro estuviera mal calibrado, cambiando así el potencial de la celda; el hecho de que el potencial se haya tomado a una temperatura de 24Cùcon una presión atmosférica de 1,004 atm influyo en los resultados obtenidos ya que los datos de la literatura fueron tomados a una temperatura de 25Cù con una presión de 1 atm.1
Si se hubiera cambiado las concentraciones de 1.0 M a 0.5 M el potencial obtenido aún se hubiera podido considerar como estándar por el hecho de que tanto los productos como los reactivos al tener 0.5 M de concentración, al reemplazarlos en la ecuación anterior su división seria 1 y el log 1 es cero, entonces al multiplicar el cero por 0.059/n seria cero y por lo tanto el potencial obtenido se hubiera estimado como estándar, como se muestra a continuación: Ü´ Ü´8 9
3. Entonces, sabiendo que los elementos que más fácilmente se oxidan son los que presentan mayor carácter metálico, se puede decir que entre elementos metálicos y no metálicos, los primeros son mejores agentes reductores que los segundos. También, un metal alcalino o alcalino-terreo tienen un gran carácter metálico, con lo que se puede poner al encabezando la lista.8 El mejor agente reductor entre los metales cobre, plomo, zinc y cadmio es el zinc debido a que responde a una pérdida de electrones y el peor agente reductor es el cobre porque es el más tiende a reducirse debido a que es más propenso a captar uno o varios electrones.
: I ; <
: ; JK
: ;
Ü´ Ü´8 9
Ü´ Ü´8 9
Ü´ Ü´8
2. Utilizando el ´ù del Zn que es 0.76 V se realizó la siguiente ecuación ´8 LMNOP ´8
0 ´8
Q
0 ´8
Q ´8
RQ ´8 ´S
Los agentes reductores se oxidan, mientras que los agentes oxidantes se reducen; entones los metales tienden a oxidarse mientras que los no metales tienden a reducirse, de esta deducción los metales son agentes reductores por excelencia dado que tienen facilidad para perder electrones.8
RQ RQ T
/
RQ ´S U /
CONCLUSIONES Todas las reacciones electroquímicas implican la transferencia de electrones y por lo tanto, son reacciones redox.
Comparando el potencial real con el de
c c
En una reacción electroquímica al disminuir la concentración original de una de las sustancias que intervienen, se produce de igual manera una disminución del potencial de celda original. El potencial estándar de reacción se utiliza para predecir la dirección y la espontaneidad de las reacciones redox. REFERENCIAS 1.
CHANG, Raymond. Química. Novena edición, Prentice hall. México, 2007. Pág. 764-785. 2. Burgos Y. Practica: Pilas Galvánicas. Universidad Central de las Villas. http://www.fq.uh.cu/dpto/qf/uclv/infoLab/p ractics/practicas/Pilaselectroquimicas/teo ria.htm. 17 de mayo de 2011. 3. Profesores del departamento de Química. Guías 2011 Laboratorio de Química 2. Cali, Valle del Cauca. Editorial de la Universidad del Valle. 2011. Pág. 36-39. 4. TIEMPOYHORA.COM. presión en Cali. http://tiempoyhora.com/Am%C3%A9ricadel-Sur/Colombia/Valle-Del-CaucaColombia/Cali. 17 de mayo de 2011. 5. Wikipedia. Oxidación y reducción. http://es.wikipedia.org/wiki/Reducci%C3 %B3n-oxidaci%C3%B3n. 19 de mayo de 2011. 6. Peña D, Escobar O. Experimentación física I Revisión y Modificación 2011.Universidad del Valle, Cali 2011.814 $ Sanpedrotampico. Mediciones eléctricas www.sanpedrotampico.com/itcm/.../Medic ionesProblemas.doc Microsoft. 21 de mayo de 2011. 8. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ANALÍTICA.(QA). Errores analiticos www.itescam.edu.mx/principal/sylabus/fp db/.../r10239.DOC -. 21 de mayo de 2011. 9. Whiten W.K. Química general. Tercera edición. BEMEX. México. 1996. 145-146
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