I.- Resumen ...................................... 1 II.- Introducción ................................ 2 III.- Fundamentos teóricos ................ 3 IV.- Procedimiento experimental ....... 7 V.- Tablas de datos y resultados ........ 9 VI.- Cálculos ..................................... 10 VII.- Análisis y discusión de resultados
12
VIII.- Conclusiones ............................ 12 IX.- Recomendaciones ....................... 13 X.- Bibliografía ................................. 13 XI.- Apéndice .................................... 14
I. RESUMEN
El objetivo esta práctica es estudiar la ecuación de Nernst aplicada a la celda electroquímica (Znº/Zn+2 (0.1M) // Cu+2 (0.1M) /Cuº ),a diferentes concentraciones así como el estudio de la ley de Faraday. Las condiciones de laboratorio en la que se trabajo fueron temperatura: 20°C, presión 756 mmHg, humedad relativa 94%.
Para el caso de la ecuación de Nernst los potenciales obtenidos fueron: 1.1v ([Zn+2]
= 0.1M y [Cu+2] = 0.1M), 1.07v ([Zn+2] = 0.1M y [Cu+2] = 0.01M) y 1.04v
([Zn+2] = 0.1M y [Cu+2] = 0.001M); y el error en cada caso fue de
1.45%, -0.28% y
-1.35% respectivamente.
Para el caso de la celda electrolítica la masa experimental fue
1.64x10-3 g
de Hidrogeno
y el porcetaje de error fue 26.45%. De lo anterior se puede concluir que en una celda galvánica a menos concentración de una de las soluciones el potencial será menor y en el caso de la celda electrolítica a mas amperaje la masa obtenida será mayor.
II. INTRODUCCION
La energía eléctrica es una de las formas de energía de mayor importancia práctica para la vida contemporánea. Un día sin energía eléctrica, ya sea por fallas de la compañía que suministra la luz o por falta de baterías, es inconcebible en nuestra sociedad tecnológica. El área de la química que estudia la conversión entre la energía eléctrica y la energía química es la electroquímica. Los procesos electroquímicos son reacciones redox en donde la energía liberada por una reacción espontánea se transforma en
electricidad, o la electricidad se utiliza para inducir una reacción química no espontánea. A este último proceso se le conoce como electrólisis La descomposición electrolítica es la base de un gran número de procesos de extracción y fabricación muy importantes en la industria moderna. La sosa cáustica (un producto químico importante para la fabricación de papel, rayón y película fotográfica) se produce por la electrólisis de una disolución de sal común en agua. La reacción produce cloro y sodio. El sodio reacciona a su vez con el agua de la pila electrolítica produciendo sosa cáustica. El cloro obtenido se utiliza en la fabricación de pasta de madera y papel. Una aplicación industrial importante de la electrólisis es el horno eléctrico, que se utiliza para fabricar aluminio, magnesio y sodio. En este horno, se calienta una carga de sales metálicas hasta que se funde y se ioniza. A continuación, se deposita el metal electrolíticamente. Los métodos electrolíticos se utilizan también para refinar el plomo, el estaño, el cobre, el oro y la plata. La ventaja de extraer o refinar metales por procesos electrolíticos es que el metal depositado es de gran pureza. La galvanotécnia, otra aplicación industrial electrolítica, se usa para depositar películas de metales preciosos en metales base. También se utiliza para depositar metales y aleaciones en piezas metálicas que precisen un recubrimiento resistente y duradero. La electroquímica ha avanzado recientemente desarrollando nuevas técnicas para colocar capas de material sobre los electrodos, aumentando así su eficacia y resistencia.
III. FUNDAMENTO TEORICO
Electroquímica
Electroquímica es una rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química. En otras palabras, las reacciones químicas que se dan en la interfase de un conductor eléctrico (llamado electrodo, que puede ser un metal
o un semiconductor) y un conductor iónico (el electrolito) pudiendo ser una disolución y en algunos casos especiales, un sólido. Si una reacción química es conducida mediante un voltaje aplicado externamente, se hace referencia a una electrólisis, en cambio, si el voltaje o caída de potencial eléctrico, es creado como consecuencia de la reacción química , se conoce como un "acumulador de energía eléctrica", también llamado batería o celda galvánica. Las reacciones químicas donde se produce una transferencia de electrones entre moléculas se conocen como reacciones redox, y su importancia en la electroquímica es vital, pues mediante este tipo de reacciones se llevan a cabo los procesos que generan electricidad o en caso contrario, es producido como consecuencia de ella. En general, la electroquímica se encarga de estudiar las situaciones donde se dan reacciones de oxidación y reducción encontrándose separadas, físicamente o temporalmente, se encuentran en un entorno conectado a un circuito eléctrico. Esto último es motivo de estudio de la química analítica, en una subdisciplina conocida como análisis potenciometrito. Corriente eléctrica y movimiento de iones
Estequiometría de la electrolisis
Las relaciones cuánticas entre electricidad y cambio químico fueron descritas originalmente por Michael Faraday en 1832 y 1833. El trabajo de Faraday se conoce mejor por la referencia a las medias reacciones que ocurren durante la electrólisis. El cambio en el cátodo durante la electrólisis del cloruro de sodio fundido: Na+ + e- -> Na Celdas galvánicas, voltaicas o pilas •
Funcionan espontáneamente.
•
Utiliza una reacción química para realizar trabajo eléctrico.
•
Funcionamiento:
ej. pila Znº(s) /Zn+2(a M) // Cu+2(b M) /Cuº (s) Ánodo (-): Oxidación: Znº(s) → Zn2+(ac) + 2eCátodo (+): Reducción: Cu2+(ac) + 2e- → Cuº(s) Puente salino o tapón poroso: flujo de iones. Los electrones se mueven a través del circuito externo desde el lugar de la oxidación (ánodo) hacia el sitio de la reducción (cátodo). Aniones
Celda electrolítica
Una celda electrolítica consta de un líquido conductor llamado electrolítico además de dos electrodos de composición similar. La celda como tal no sirve como fuente de energía eléctrica, pero puede conducir corriente desde una fuente externa denominada acción electrolítica. Se usa en electro deposición, electro formación, producción de gases y realización de muchos procedimientos industriales, un ejemplo es la refinación de metales. Siendo la cantidad producida de cualquier sustancia proporcional a la cantidad de electricidad que atraviesas la celda. Esta relación fue descubierta por Michel Faraday y resumida en lo siguiente: 96500 coulombs de electricidad producen un equivalente gramo de determinada sustancia en cada electrodo. Según faraday:
M = (PE) I t 96500C Si debido al flujo de la corriente los electrodos se tornan desiguales, es posible que ocurra una acción voltaica.
Una celda electrolítica se produce una reacción de descomposición en base a los electrones que circulan por la solución electrolítica. Una celda voltaica se produce una reacción y como consecuencia de esa reacción se liberan electrones produciéndose una diferencia de potencial (generas corriente eléctrica).
IV PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL .
Ecuación de Nernst •
Preparamos en fiolas diferentes 250mL de las soluciones CuSO 4 0.01M y 0.001M.
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Luego vertimos 200 mL de ZnSO 4 0.1 M en un vaso de precipitados y hicimos lo mismo con la solución CuSO 4 0.1M y lo conectamos dichos vasos con el puente salino.
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Seguidamente lijamos las 2 láminas metálicas y las enjuagamos con agua destilada.
•
Luego conectamos el cordón eléctrico negro en “COM” y el rojo en “v” del multímetro. Luego el otro extremo del cordón negro lo conectamos con la lamina se Zn y al rojo con la lamina de Cu, y lo introducimos en sus respectivas soluciones tratando que estas no hagan contacto con las pinzas.
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Luego giramos la perilla del multímetro hasta 2V en DCV y se encendió el aparato.
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Luego dejamos que la lectura se estabilice y anotamos.
•
Repetimos el procedimiento para soluciones de CuSO 4 0.01M y CuSO4 0.001M.
Ley de Faraday •
Primero se vertió 200 mL de solución de NaOH 4N en un vaso de 250mL.
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Luego conectamos la bureta con el tubo con salida lateral y manteniendo abierto el conducto que conecta con el ambiente se procedió a nivelar el volumen de agua en la bureta en cero subiendo o bajando la pera de decantación del gasómetro.
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Luego introducimos un electrodo de acero inoxidable con el tubo con salida lateral (cátodo) en el vaso que contiene la solución de hidróxido de sodio hasta aproximadamente 1 cm. del fondo del mismo.
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Seguidamente instalo el otro electrodo de acero (ánodo) al mismo nivel que el anterior.
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Luego conectamos el Terminal negativo de la fuente de corriente con el cátodo y el Terminal positivo con el ánodo.
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Luego graduamos 0.2 A en la fuente de corriente continua.
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Luego de encender la fuente dejamos pasar unos 2 minutos antes de comenzar el experimento para que el hidrogeno desplace todo el aire.
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Luego cerramos el conducto que conecta con el ambiente y al mismo tiempo se puso en marcha el cronometro y controlamos el tiempo que demora en producir 20mL de hidrogeno.
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Durante todo este tiempo se mantuvo el nivel del agua dentro de la bureta igual al nivel de agua dentro de la pera de decantación.
•
Apuntamos los resultados.
V. TABLA DE DATOS Y RESULTADOS
a) Condiciones de laboratorio
Presión (mmHg) Temperatura %Humedad Relativa
756 21 94
b) Celda galvanica
c)
Concentración de [Zn+2]
Concentración de [Cu+2]
0.1 M
0.1 M
0.1 M 0.1 M
0.01 M 0.001 M
Potenciales teóricos
Potenciales experimentales
1.101 v
1.1v 1.071 v 1.042v
1.084v 1.051 v
Celda electrolítica
I(A) 0.6
V H2 (mL) 20.0
t(s) 261.7
T(ºC) 21
T(K) 294
d) Porcentajes de error en la celda galvánica Potenciales teóricos
Potenciales experimentales
1.1 v 1.074 v 1. 042v
1.101 v 1.084v 1.051v
% Error
-0.09 -0.93 -0.86
e) Porcentajes de error en la celda electrolítica
Masa de H2 teóricos (g)
Masa de H 2 experimentales (g)
% Error
1.6272x10-3
1.6484 x10 -3
1.29
VI. CALCULOS a) Mediante la ec. De Nernst calcule el potencial de celda para cada par de soluciones.
Ecuación de Nernst E ( v )
º
= E ( v ) −
RT nF
ln
2
]
2
]
[ Zn
+
[Cu
+
T = 25ºC=298ºK R = 8.314 Jmol/ºK n=2 F = 96500 C Potenciales teóricos
Para [Zn+2] = 0.1M y [Cu+2] = 0.1M E(V)=1.1v Para [Zn+2] = 0.1M y [Cu+2] = 0.01M E(V)=1.074v Para [Zn+2] = 0.1M y [Cu+2] = 0.001M E(V)=1.042 v Calculo de porcentaje de error % Error
=
V teorico
− V exp
V teorico
×
100%
Para [Zn+2] = 0.1M y [Cu+2] = 0.1M % Error
=
1.1 − 1.01 1.1
×
100% = −0.09%
%Error= -0.09%
Para [Zn+2] = 0.1M y [Cu+2] = 0.01M % Error
=
1.074 − 1.084 1.074
×
100%
0.93%
%Error= -0.93%
0.86%
%Error= -0.86%
= −
Para [Zn+2] = 0.1M y [Cu+2] = 0.001M % Error =
1.042 − 1.051 1.042
×
100%
= −
b) Utilizando la ley de Faraday calcule la cantidad en gramos de hidrogeno liberado en el cátodo y compárelo con el obtenido experimentalmente.
Sea: m
=
( PE ) × I × t 96500 C
Donde: M = masa de sustancia PE. = peso equivalente de sustancia I = amperios t = tiempo en seg. -Para nuestra experiencia: t = 261.7 seg.
-3
1× 0.6 × 2 6.7 1
mt e ó r =i c a
1 . 6 2 7 g2 de hidrogeno 96500 =
Según nuestra experiencia se produjo 20 mL de hidrogeno: Sabemos: PV=RTn PV
m H
2
Ademas: P=756mmHg T=21ºC=294ºK
=
= RT
m M
P × V × M R × T
M =2
g/mol V=20mL=0.02 L R=62.4mmHg-L/mol-K Reemplazando: mexp=1.6484x10 -3 g de Hidrogeno Calculo de porcentaje de error
% Error =
1.6484 × 10
−3
− 1.6272 × 10
1.6484 × 10
−3
−3
× 100% =
1.29%
VII. Análisis y d iscusión de resultados
•
En la primera parte del experimento (ecuación de Nerst) obtuvimos los potenciales teóricos utilizando las ecuaciones de Nerst, al compararlos con los potenciales experimentales obtuvimos errores muy pequeños: -1.35%,
1.45%, -0.28% y
esto se debió través a la precisión del voltímetro, a las concentraciones
exactas de los sulfatos y también q lijamos bien las laminas de zinc y de cobre, en fin cumplimos con el cuidado necesario para el experimento. •
En el experimento de la ley de Faraday (celda electrolítica) obtuvimos un error bastante grande 26.45, el error se puedo haber producido por que en los cálculos no se tomo en cuenta la presión de vapor. También por la graduación del amperaje pudo no haber sido exacta, o por un error en la medición del tiempo.
VIII. Conclusiones
•
La celda galvánica esta basada en la oxidación - reducción donde se produce un cambio en los #s de oxidación de las sustancias, esta reacción produce un diferencial de potencial lo generando corriente eléctrica.
•
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. Esto es lo q genera la corriente eléctrica. •
La diferencia de potencial varía d forma directa con la concentración.
•
El uso del puente salino es importante pues conecta las 2 soluciones, evitando su mezcla.
•
La masa desprendida en un electrodo de una solución es proporcional a la cantidad de electricidad que está pasando
IX. Recomendaciones
•
Lavar bien los recipientes a utilizar par as evitar variaciones en la concentraciones o quitarle pureza a las sustancias.
•
En el proceso de la celda electrolítica hay que tener cuidado de conectar los cables positivo y negativo de la fuente en sus respectivos lugares ya que de producirse este error el experimento estaría completamente errado.
X. BIBLIOGRAFIA
•
http://es.wikipedia.org/wiki/Electroqu%C3%ADmica
•
http://www.electronica2000.info/2008/01/04/celda-electrolitica/
•
http://es.wikipedia.org/wiki/Electrolito
•
http://docencia.udea.edu.co/cen/electroquimicaII/sistemas/sistemas_4.ph p?t=4
XI. APENDICE
CUESTIONARIO
1. A qué se denomina “electrolitos”, mencione tres ejemplos.
Un electrólito es una sustancia que se descompone en iones (partículas cargadas de electricidad) cuando se disuelve en los líquidos del cuerpo o el agua, permitiendo que la energía eléctrica pase a través de ellos. Algunos de los ejemplos de electrolitos son el sodio, el potasio, el cloruro y el calcio. La responsabilidad principal de los electrolitos en los seres vivos es llevar nutrientes hacia las células y sacar los desechos fuera de estas. Los electrólitos pueden ser débiles o fuertes, según estén parcial o totalmente ionizados o disociados en medio acuoso. Un electrolito fuerte es toda sustancia que al disolverse en agua lo hace completamente y provoca exclusivamente la formación de iones con una reacción de disolución prácticamente irreversible. Un electrolito débil es una sustancia que al disolverse en agua lo hace parcialmente y produce iones parcialmente, con reacciones de tipo reversible. Los electrolitos generalmente existen como
ácidos, bases o sales.
Un electrólito se describe como concentrado si tiene una alta concentración de iones; o diluido , si tiene una baja concentración. Si tiene una alta proporción del soluto disuelto se disocia en iones, la solución es fuerte ; si la mayor parte del soluto permanece no ionizado la solución es débil .
Los electrólitos juegan un papel importante en los seres vivos. Ayudan a mantener el fluido adecuado y el balance ácido-base dentro del cuerpo. Algunos de los cationes biológicos más importantes son Na+, K+, Ca^2+ y Mg. Además del Cl-, el O^2- y el S^2-, los aniones más importantes son los aniones poliatómicos. Un ión poliatómico es un ión que contiene más de un átomo. Ejemplos de iones poliatómicos son, el ión bicarbonato (HCO3-), que es un anión compuesto de cinco átomos, al igual que el ion sulfato (SO4^2-); el catión amonio (NH4+) compuesto por cinco átomos, etc. Ejemplos: -Cloruro de sodio fundido (NaCl). - Ácido nítrico. - Cloruro mercurioso (HgCl2)
2. ¿Qué es la FEM? Mencione algunas aplicaciones.
La fuerza electromotriz (FEM) es toda causa capaz de mantener una diferencia de potencial entre dos puntos de un circuito abierto o de producir una corriente eléctrica en un circuito cerrado. Es una característica de cada generador eléctrico. Con carácter general puede explicarse por la existencia de un campo electromotor ε cuya circulación,∫ε ds, define la fuerza electromotriz del generador. La f.e.m. se mide en voltios, al igual que el potencial eléctrico. Existen diferentes dispositivos capaces de suministrar energía eléctrica, entre los que podemos citar: Pilas o baterías .
Son las fuentes de FEM más conocidas del gran público.
Generan energía eléctrica por medios químicos. Las más comunes y corrientes son las de carbón-zinc y las alcalinas, que cuando se agotan no
admiten recarga. Las hay también de níquel-cadmio (NiCd), de níquel e hidruro metálico (Ni-MH) y de ión de litio (Li-ion), recargables. En los automóviles se utilizan baterías de plomo-ácido, que emplean como electrodos placas de plomo y como electrolito ácido sulfúrico mezclado con agua destilada. Máquinas electromagnéticas .
Generan energía eléctrica utilizando medios
magnéticos y mecánicos. Es el caso de las dinamos y generadores pequeños utilizados en vehículos automotores, plantas eléctricas portátiles y otros usos diversos, así como los de gran tamaño empleado en las centrales hidráulicas, térmicas y atómicas, que suministran energía eléctrica a industrias y ciudades. Celdas fotovoltaicas o fotoeléctricas .
Llamadas también celdas solares,
transforman en energía eléctrica la luz natural del Sol o la de una fuente de luz artificial que incida sobre éstas. Su principal componente es el silicio (Si). Uno de los empleos más generalizados en todo el mundo de las celdas voltaicas es en el encendido automático de las luces del alumbrado público en las ciudades. Efecto piezoeléctrico .
Propiedad de algunos materiales como el cristal de
cuarzo de generar una pequeña diferencia de potencial cuando se ejerce presión sobre ellos. Una de las aplicaciones prácticas de esa propiedad es captar el sonido grabado en los antiguos discos de vinilo por medio de una aguja de zafiro, que al deslizarse por los surcos del disco en movimiento convierten sus variaciones de vaivén en corriente eléctrica de audiofrecuencia de muy baja tensión o voltaje, que se puede amplificar y oír a un nivel mucho más alto. 3. Explique de que forma se pueden predecir los productos en un proceso electrolítico.
En un proceso electrolítico se puede predecir los resultados mediante las ecuaciones de reacción. Además que si se tienen todos los datos necesarios (intensidad de corriente, tiempo) el cálculo se hace simple. Por ejemplo para la solución de hidróxido de sodio se sabe que se forman los iones H+ y O-2, una vez que empiece a pasar corriente eléctrica el H + (positivo) se dirigirá al cátodo y el O -2 (negativo) ira hacia el ánodo. Originando gas hidrogeno en el cátodo y gas oxigeno en el ánodo.
