“Año de la Inversión para el Desarrollo Rural y la Seguridad Alimentaria”
FACULTAD DE INGENIERÍA MECATRÓNICA Y SISTEMAS
Experimento No 6: CELDAS VOLTAICAS Alumnos: - Gusukuma Jiménez, Jorge - Correa Palomino, Cesar
Profesora: DELGADO VILLANUEVA, Jenny
Curso: Laboratorio de QUIMICA I
Aula: A 104 HORARIO: 11:40 - 13:00
INTRODUCCION Una celda electroquímica es un dispositivo capaz de obtener energía eléctrica a partir de reacciones químicas, o bien, de producir reacciones químicas a través de la introducción de energía eléctrica. Un ejemplo común de celda electroquímica es la "pila" estándar de 1,5 voltios. En realidad, una "pila" es una celda galvánica simple, mientras una batería consta de varias celdas conectadas en serie. Y que se utiliza en la vida cotidiana.
MARCO TEORICO CELDAS VOLTAICAS Cuando la reacciones redox, son espontáneas, liberan energía que se puede emplear para realizar un trabajo electrico. Esta tarea se realiza a través de una celda voltaica (o galvánica). Las Celdas galváncias, son un dispositivo en el que la transferencia de electrones, (de la semireacción de oxidación a la semireacción 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 electrica) puede ser utilizado. En la siguiente figura, se muestran los componentes fundamentales de una celda galvánica o voltaica:
COMO FUNCIONA UNA CELDA VOLTAICA 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.
Veremos a continuación, un ejemplo de celda voltaica:
La pila galvánica, consta de una lámina de zinc metálico, Zn (electrodo anódico), sumergida en una disolución de sulfato de zinc, ZnSO 4, 1 M (solución anódica) y una lámina de cobre metálico, Cu (electrodo catódico), sumergido en una disolución de sulfato de cobre, CuSO 4, 1 M (solución catódica). El funcionamiento de la celda se basa en el principio de que la oxidación de Zn a Zn 2+ 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 participan 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. Recordemos que: 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 Cu 2+(ac) se reduce. Puesto que el Zn(s) se oxida en la celda, el electrodo de zinc pierde masa y la concentración de Zn 2+(ac) en la solución aumenta con el funcionamiento de la celda. De manera similar, el electrodo de cobre gana masa y la solución de Cu 2+(ac) se hace menos concentrada a medida que el éste se reduce a Cu(s).
Ánodo Cátodo
(oxidación) (reducción)
Zn(s) 2+ Cu (ac)
→
+
Zn2+(ac) 2e-
+ →
2eCu(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 Zn 2+ adicionales en el compartimiento del ánodo. A menos que se proporcione un medio para neutralizar esta carga positiva, no podrá haber mas oxidación. De manera similar, la reducción del Cu 2+ 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: NaNO 3(ac), NH4NO3(ac), NaCl(ac), KNO3(ac), entre otros) cuyos 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.
Recuerda que:
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 compartimientos de la celda pueden estar separados por una barrera de vidrio poroso (como en la celda de Daniell) o por un puente salino (como en el esquema anterior).
Para cualquier reacción de celda que se lleva a cabo espontáneamente, como en una celda voltaica, el potencial de celda es positivo. La FEM de una celda voltaica en particular depende de las reacciones específicas que se llevan a cabo en el cátodo y ánodo, la concentración de los reactivos y productos, y la temperatura. Enfocaremos nuestra atención en celdas que operan a 25 ºC en condiciones estándar: concentración 1 M de reactivos y productos en solución y 1 atm de presión para los gases. En condiciones estándar la fem se llama FEM estándar o potencial estándar de la celda, y se denota como. Por ejemplo, para la celda voltaica de Zn/Cu, el potencial estándar de celda a 25 ºC es 1,10 V: Zn(s) + Cu2+(ac, 1 M) Eocelda = 1,10 V
→
Zn2+(ac, 1 M) + Cu(s)
POTENCIAL ESTANDAR DE REDUCCION La diferencia de potencial entre el ánodo y el cátodo, se denomina potencial de celda E0celda y coincide con la FEM. El potencial de celda, E 0celda, de una celda galvánica siempre será positivo. Esto coincide con lo que decíamos en un principio, la reacción redox debe ser una reacción es espontánea, para que se genere una celda galvánica. Por
ejemplo: Zn(s) + Cu+2(ac)
espontánea
Cu(s) + 2H+(ac)
→
→
Zn+2(ac) + Cu(s) H2
(g)
E0(celda)= 1,10 V
+ Cu+2(ac)
Reacción, espontánea
E0(celda)= - 0,344
Reacción, No
Queda claro, que el potencial de celda (E 0celda), depende de las dos medias celdas: catódica y anódica. E0Celda= E0oxidación - E0reducción
AGENTES OXIDANTES Y REDUCTORES Hasta este punto hemos empleado los potenciales estándar de reducción, como una herramienta para examinar celdas voltaicas. También, podemos usar los valores de E ored, como una ayuda valiosa para entender la química de las reacciones acuosas y generalizar la relación entre el valor de E ored y la espontaneidad de la reducción redox. Un examen de las medias reacciones de la tabla muestra que: a) F2 es la especie que se reduce con más facilidad y es por tanto el agente oxidante más fuerte: F2 (g) + 2e2F- (ac) Eored = 2,87 V →
b) El ion Li+ es la especie que se reduce con más dificultad y es por tanto el agente oxidante más débil: Li+ (ac) + eLi (s) Eored = -3,05 V →
Cuanto más positivo es el valor de E ored de una media reacción, mayor es la tendencia del reactivo de la media reacción a reducirse y, por consiguiente, a oxidar a otra especie. Vemos que la lista de valores de E ored proporciona un orden, de acuerdo con la capacidad de las sustancias, para actuar como agentes oxidantes o reductores; esta relación se resume en la figura siguiente:
TRABAJO EXPERIMENTAL a) Materiales: -
Vasos de precipitados Tubo en U para puente salino Electrodos de Cu, Zn y Pb Voltímetro Cables conectores
b) Reactivos: -
Sulfato de Cobre, CuSO4 0.1M Sulfato de Zinc, ZnSO4 0.1M Solución saturada de KCl Sulfato de Plomo, PbSO4 0.1M Agua destilada
PROCEDIMIENTO
Introduzca el electrodo de cobre limpio en el vaso (en el sulfato de cobre), introducir el zinc el otro vaso (en el sulfato de zinc). Luego, cerrar el circuito introduciendo el puente salino en los dos vasos.
Y con el multímetro medir el voltaje de dicho experimento. Leer el voltaje que marca el voltímetro y comparar con el valor teórico de l a pila voltaica. Introduzca el electrodo de zinc limpio en el vaso (en el sulfato de zinc), introducir el plomo el otro vaso (en el sulfato de plomo). Luego, cerrar el circuito introduciendo el puente salino en los dos vasos.
Y con el multímetro medir el voltaje de dicho experimento. Leer el voltaje que marca el voltímetro y comparar con el valor teórico de la pila voltaica.
OBSERVACIONES
CONCLUSIONES
CUESTIONARIO 1. ¿Qué es la corrosión electroquímica? Mencione el ejemplo de un proceso electroquímico.
2. ¿Cuáles son los fundamentos de una protección catódica? Menciones tres aplicaciones de este proceso. 3. ¿Qué utilidad tiene el puente salino? Explique el funcionamiento del mismo.
