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"Año del Buen Servicio al Ciudadano"
universidad nacional
mayor de san marcos
FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERÍA QUÍMICA
TEMA: ELECTROQUIMICA
1.- Curso: Laboratorio de Físico-Química
2.- Experiencia N° 4:
ELECTROQUIMICA
3.- Horario:
Lunes de 11 – 2 pm
4.- Profesor: Pantoja Cadillo Agérico
5.- Integrantes:
Caruzo Ostos Diana Carolina 16160148
Huaman Sifuentes Marco Antonio 15170023
Bendezú Gonzales Rodrigo Marcelo 15170116
Ciudad Universitaria, 19 de junio del 2017
TABLA DE CONTENIDO
Resumen………………………………………………………………………………..3
Introducción……………………………………………………………….………….5
Principios Teóricos……………………………………………………..………….6
Detalles experimentales…………………………………………………………10
Tabla de datos……………………………………………………….……………..13
Ejemplo de cálculos……………………………………………………………….14
Análisis y discusión de resultados……………………………………….…18
Conclusiones………………………………………………………………………....19
Recomendaciones…………………………………….…………………………...20
Bibliografía………………………………………………….………………………....21
Apéndice………………………………………………………………………………...22
Gráficos……………………………………………………………..…………………….25
RESUMEN
El presente informe se desarrolla en torno a la realización de la Práctica N° 6 del laboratorio de Fisicoquímica correspondiente al tema de Electroquímica.
La práctica se llevó a cabo a las condiciones siguientes:
Presión= 760mmHg Temperatura= 25°C
En esta práctica se realizó dos experimentos: La prueba experimental de la ecuación de Walter Nerst y la de Faraday. La primera parte tuvo como objetivo determinar experimentalmente el potencial de celda para un par de soluciones, de Sulfato de Zinc (ZnSO4) y Sulfato de Cobre (CuSO4), a diversas concentraciones utilizando la Ecuación de Walter Nerst, para esto se utilizó un Multitester electrónico, que nos permitió tomar el valor de diferencia de potencial (voltaje). A este generador electroquímico se le conoce como Generador Electroquímico de Energía.
Se trabajó con tres concentraciones diferentes de sulfato de cobre (CuSO4), las cuales fueron de 0,1M, 0.01M y 0.001M (muy diluido), manteniendo constante la concentración del Sulfato de Zinc (ZnSO4), y se obtuvo tres valores de diferencia de potencial (voltaje), los cuales fueron de 1.101V, 1.084V y 1.051V respectivamente, luego se pudo comprobar estos resultados experimentales con los teóricos usando la ecuación de Nerst para así calcular el porcentaje de error que en nuestro caso fueron de 0.09% 1.3% 0.57% para las concentraciones de 0.1, 0.01, 0.001 M respectivamente manteniendo constante la concentración de del Sulfato de Zinc (ZnSO4) de 0.1M.
Para la segunda parte se utilizó un Generador Electroquímico de Sustancias, o celda Electrolítica. Aquí se determinó experimentalmente una cierta cantidad de Hidrógeno producido a partir de una reacción electroquímica en una celda conteniendo Hidróxido de Sodio (NaOH), haciendo pasar una corriente eléctrica con una intensidad de 0.3 A (Amperios). Debido a la reacción, se produjo hidrógeno gaseoso (H2), el cual fue dirigido a través de un tubo conductor, lo cual conllevó a un desplazamiento de una cantidad de agua en una bureta conectada a este tubo conductor.
Tratando de mantener igualado (lentamente) el nivel de agua de la pera de decantación con respecto al de la bureta, se tomó el tiempo necesario para que el hidrógeno desplace 20 mL de agua, el cual fue de aproximadamente 60 segundos. Con estos tres datos podemos calcular fácilmente la masa producida de Hidrógeno utilizando la ecuación de Faraday; lo cual nos genera un volumen experimental de 3,9mL y un valor teórico de 4.5mL, creando esto un porcentaje de error de 13.3%.
INTRODUCCIÓN
Uno de los objetivos de la Electroquímica es generar electricidad a partir de celdas galvánicas hechas con sustancias químicas (Generador electroquímico de energía) y con la electricidad generar sustancias químicas (Generador electroquímico de sustancias); estos principios teóricos ayudan a entender más los procesos que se desarrollan en la experimentación.
Las celdas electroquímicas tienen dos electrodos: El Ánodo y el Cátodo. El ánodo se define como el electrodo en el que se lleva a cabo la oxidación y el cátodo donde se efectúa la reducción. Los electrodos pueden ser de cualquier material que sea un conductor eléctrico, como metales, semiconductores. También se usa mucho el grafito debido a su conductividad y a su bajo costo. Para completar el circuito eléctrico, las disoluciones se conectan mediante un conductor por el que pasan los cationes y aniones, conocido como puente de sal (o como puente salino). Los cationes disueltos se mueven hacia el Cátodo y los aniones hacia el Ánodo.
La corriente eléctrica fluye del ánodo al cátodo porque existe una diferencia de potencial eléctrico entre ambos electrolitos. Esa diferencia se mide con la ayuda de un voltímetro y es conocida como el voltaje de la celda. También se denomina fuerza electromotriz (fem) o bien como potencial de celda. Los generadores electroquímicos de energía van aplicados con el estudio de la ecuación de Nerst a la celda galvánica a diferentes concentraciones de CuSO4 0.1M y ZnSO4 0.1M y sus aplicaciones en la industria de la Química y el desarrollo de pilas.
En cambio, los generadores electroquímicos de sustancias, llamados celdas electrolíticas se requiere el estudio de la ley de Faraday para la electrólisis del agua. Así también la ayuda de un rectificador de corriente que transforma la corriente doméstica (Alterna 220 Voltios) a corriente directa (Continua 10 Voltios y 0.6 Amperios).
Los experimentos realizados en este informe nos sirven para tener más en conocimiento el objetivo de la práctica de laboratorio desarrollando el experimento de la "Electroquímica" y así llegar a sus respectivas ecuaciones y posteriores cálculos, por ello el uso es muy variado desde cámaras electrónicas, las baterías recargables de la computadora, los radios recargables y con pilas externas, los aparatos eléctricos, los mini televisores, los celulares, algunos aires acondicionados o calentadores, etc.
PRINCIPIOS TEÓRICOS
Electroquímica
Una corriente eléctrica es el paso de partículas cargadas eléctricamente. Una corriente en una sustancia metálica es el paso de electrones, y una corriente en una solución electrolítica es el pasó de iones. Una celda electroquímica es un dispositivo en el que el paso de electrones viene acompañado de una reacción de oxidación reducción en la celda.
En una celda electrolítica, la corriente eléctrica se pasa a través de la celda utilizando un voltaje externo, haciendo que se produzca una reacción química no espontánea. En una celda galvánica, el proceso de una reacción química espontánea permite que se genere una corriente eléctrica.
Una celda electroquímica en equilibrio es el estado entre una celda electrolítica y una galvánica. La tendencia a que una reacción espontánea genere una corriente eléctrica a través del circuito cerrado está balanceada por un voltaje externo que se conoce con el nombre de Fuerza Electromotriz (FEM), así es que no fluye corriente eléctrica. Si el voltaje se incrementa en la celda, está se convertiría en una celda electrolítica, y si el voltaje disminuye, está se convertiría en una celda galvánica.
Las celdas electroquímicas siempre contienen varias fases. Existen dos o más electrodos hechos de materiales que conducen los electrones (usualmente, de metal o grafito). Estos electrodos pueden conectarse a un circuito externo utilizando terminales. Debe de existir al menos una solución electrolítica en contacto con cada electrodo. Se debe de considerar que los materiales que componen los electrodos son insolubles en soluciones, y los componentes de las soluciones son insolubles en los electrodos.
Generador Electroquímico de Energía: Llamado también celda o pila galvánica, consiste de dos electrodos diferentes inmersos en soluciones que contienen sus iones. La energía que se genera proviene de la diferencia de potencial electroquímico que existe entre ambos electrodos.
Fig. 1.1.1.1: Generador Electroquímico de Energía
Generador Electroquímico de Sustancias: Llamado también celda electrolítica. Consiste de dos electrodos inmersos en una solución electrolítica que necesita de una fuente externa de energía ara funcionar. Esta última puede tratarse de una batería o de un rectificador de corriente.
Fig. 1.1.2.1: Generador Electroquímico de Sustancias
Electrodo: Es un conductor eléctrico utilizado para hacer contacto con una parte no metálica de un circuito, por ejemplo un semiconductor, un electrolito, el vacío (en una válvula termoiónica), un gas (en una lámpara de neón), etc. La palabra fue acuñada por el científico Michael y procede de las voces griegas electrón, que significa ámbar y de la que proviene la palabra electricidad; y hodos, que significa camino.
Ánodo: Es un electrodo en el que se produce una reacción de oxidación, mediante la cual un material, al perder electrones, incrementa su estado de oxidación.
Cátodo: Es un electrodo con carga negativa que sufre una reacción de reducción, mediante la cual un material reduce su estado de oxidación al recibir electrones.
Puente salino: Es un dispositivo de laboratorio utilizado para conectar las semiceldas de oxidación y reducción de una pila galvánica (o pila voltaica), un tipo de celda electroquímica.
1 a ley de Faraday de la electrólisis: La masa de una sustancia depositada en un electrodo durante la electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de electricidad transferida a este electrodo. La cantidad de electricidad se refiere a la cantidad de carga eléctrica, que en general se mide en Coulombs.
m=PE×I×t96500 C
Donde:
m:masa en gramos de la sustancia (g)
PE:peso equivalente de la sustancia.
I:intensidad (A)
t:tiempo en segundos.
C:carga en coulombs
Ecuación de Nerst: se utiliza para calcular el potencial de reducción de un electrodo fuera de las condiciones estándar (concentración 1 M, presión de 1 atm, temperatura de 298 K o 25 ºC). Se llama así en honor al científico alemán Walther Nerst, que fue quien la formuló en 1889.
E=E°-R×Tn×F×lnZn+2(oxida)Cu+2(reduce)
Donde:
E°:Potencial estandar
R:Constante universal de los gases(8,314Jmol×K)
T:Temperatura 25°C 298 K
F:Constante de Faraday (96500 C)
n:# de electrones transferidos (n=2e-)
Zn+2:Concentración de Zn+2 en el ánodo
Cu+2:Concentración de Cu+2 en el cátodo
DETALLES EXPERIMENTALES
Materiales y Reactivos
Materiales
Fiolas
Vasos
Pipetas
Bagueta
Conexiones eléctricas
Papel de filtro
Tubo en U
Lámina de Cu
Lámina de Zn
Tubo de vidrio con salida lateral y orificios en la parte inferior
Electrodos metálicos
Multímetro
Fuente de corriente continua regulable
Un transformador variable (variac)
Gasómetro
Lija
Reactivos
ZnSO4 0,1M
CuSO4 0,1M
Agar-agar
KCl
Solución de NaOH 4N
Procedimiento Experimental
Ecuación de Nernst
Se preparó 20mL de una solución saturada de KCl y luego e calentó hasta estar cerca de la ebullición, cuando cesó el calentamiento se agregó 0,5g de agar-agar y se agitó hasta la disolución. Ya caliente se vertió este preparado al tubo en U y se dejó enfriar.
Se preparó 250mL de las soluciones de CuSO4 0,001M y 0,001M por solución de la solución stock 0,1M.
Se vertió 200mL de ZnSO4 0,1M en un vaso de precipitado, y se hizo lo mismo con la solución de CuSO4 0,1M se conectó con el puente salino preparado en a).
Se lijó las dos láminas metálicas, se enjuagó con agua destilada y se secó con papel filtro, y se evitó en lo posible el contacto de la mano con las placas
Se conectó el cordón eléctrico negro en "COM" y el rojo "V/" del multímetro, el otro extremo del cordón negro se conectó con la lámina de zinc y el rojo con la lámina de cobre, se introdujo las láminas en sus respectivas soluciones, y se trató que las soluciones no hagan contacto con las pinzas.
Se giró la perilla del multímetro hasta 2V en DCV; y luego e encendió el aparato, se dejó que la lectura se estabilice y se anotó. Luego se apagó el multímetro y se desconectó el circuito. Se trabajó con las manos secas.
Se repitió c), d), e) y f) para las soluciones de CuSO4 0,01M y 0,001M.
Ley de Faraday
Se vertió 200mL de solución de NaOH 4N en un vaso de 250mL.
Se conectó la bureta con el tubo con salida lateral y se mantuvo abierto el conducto (a), se niveló el volumen de agua de la bureta en cero, subiendo y bajando la pera de decantación del gasómetro.
Se introdujo un electrodo del grafito en el tubo con salida lateral (cátodo) y se instaló dicho tubo en el vaso que contenía la solución de NaOH 4N hasta aproximadamente 1cm del fondo mismo.
Se instaló el otro electrodo de grafito (ánodo) al mismo nivel que el anterior.
Se conectó el terminal negativo de la fuente de corriente con el cátodo, el terminal positivo al ánodo.
Mediante el cursor movible del variac, se reguló el voltaje para mantenerlo en 0.3 Amperios y se dejó liberar el hidrógeno en el cátodo por espacio de 1 minuto teniendo abierto el conducto (a)
Se cerró el conducto (a) y se midió el tiempo que demoró en producir 20mL de hidrógeno. Durante todo ese tiempo se mantuvo el nivel de agua dentro de la bureta igual al nivel de agua dentro de la pera de decantación.
Se anotó el tiempo transcurrido, se desconectó la fuente de corriente y se abrió el conducto (a). Finalizado el experimento, se devolvió la solución de NaOH a su recipiente original.
TABLA DE DATOS
Tabla 1: Condiciones Experimentales
T°C
Presión (mmHg)
25
760
Tabla 2: Datos experimentales de la celda o pila galvánica.
SUSTANCIA
CONCENTRACIÓN
(M)
T(°C)
POTENCIAL DE LA CELDA (teórico)
POTENCIAL DE LA CELDA (experimental)
% ERROR
ZnSO4
0,1
25
1,1v
1,101v
0.09%
CuSO4
0,1
25
ZnSO4
0,1
25
1,07v
1,084v
1.3%
CuSO4
0,01
25
ZnSO4
0,1
25
1,04v
1,051v
0.57%
CuSO4
0,001
25
Tabla 3: A condiciones normales (25°C) y presión (1atm)
SUSTANCIA
VOLUMEN (Experimental)
VOLUMEN (Teóricol)
%ERROR
H2
3.9 mL
4.5 mL
13.3%
EJEMPLOS DE CÁLCULOS
Mediante la ecuación de Nernst calcule el potencial de la celda para cada par de soluciones, utilice las concentraciones en lugar de las actividades. Repita el cálculo teniendo en cuenta los coeficientes de actividad de los electrolitos.
Compare ambos resultados con el obtenido experimentalmente.
Primero calculamos el potencial de la celda a condiciones estándar:E°
Zn-2e- Zn+2Eoxidación°=+0,76 v
Cu+2+2e- Cu Ereducción°=+0,34 v
De aquí se tiene entonces que:
Ecelda°=Eoxidación°+Ereducción°=1,1 v
Luego usando la ecuación de Nerst
E=E°-R×Tn×F×lnZn+2(oxida)Cu+2(reduce)
Calculamos el potencial de la celda (teórico) para cada caso.
Donde:
E°:Potencial estandar
R:Constante universal de los gases(8,314Jmol×K)
T:Temperatura 25°C 298 K
F:Constante de Faraday (96500 C)
n:# de electrones transferidos (n=2e-)
Zn+2:Concentración de Zn+2 en el ánodo
Cu+2:Concentración de Cu+2 en el cátodo
Usando la ecuación anterior para los coeficientes de actividad: Zn+2=Cu+2=0,1M obtenemos:
Eteórico=1,1 v-8,314Jmol×K×298 K2×96500 C×ln0,10,1
Eteórico=1,1v
Eexperimental=1,101v
%Error= 1,1-1,1011,1 x 100%=0.09%
Para: Zn+2=0,1M ; Cu+2=0,01M
Eteórico=1,1 v-8,314Jmol×K×298 K2×96500 C×ln0,10,01
Eteórico=1,07v
Eexperimental=1,084v
%Error= 1,07-1,0841,074 x 100%=1.3%
Para: Zn+2=0,1M ; Cu+2=0,001M
Eteórico=1,1 v-8,314Jmol×K×298 K2×96500 C×ln0,10,001
Eteórico=1,04v
Eexperimental=1,051v
%Error= 1,04-1,0511,04 x 100%=1.057%
Utilizando la Ley de Faraday calcule la cantidad en mL de hidrógeno liberado en el cátodo y compárelo con el obtenido experimentalmente.
Usamos la ecuación de Faraday.
V=PE×I×t x R x T96500 C x P x M
Dónde:
M:masa molar de la sustancia(g)
PE:peso equivalente de la sustancia.
I:intensidad (A)
t:tiempo en segundos.
C:carga en coulombs
R: 62.4 mmhg
T: 25° C = 298 K
P: 756 mmhg
PE: 1
Calculando ahora volumen de H2 producido en la celda en un tiempo de 60 segundos, con una intensidad de corriente de 0,3 A es:
vteor=1×0,3 A×60 s x 62.4 mmHg x 298 K96500 C x 756 mmHg x 1
Vteórica=4.5mL
Cálculo error
Vteórico=4.5 mL
Vexperimental=3.9 mL
%Error= 4.5-3.94.5 x 100%=13.3%
ANÁLISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS
En el primer experimento analizamos la ecuación de Nerst con el resultado del generador electroquímico de energía (multitester), asimilamos la experiencia en el laboratorio, obtenemos el potencial experimental y calculamos el potencial estándar considerando las concentraciones, de ZnSO4 0.1M y CuSO4 0.1M = 1.101v y 1.1v, de ZnSO4 0.1M y CuSO4 0.01M = 1.08v y 1.07v, de ZnSO4 0.1M y CuSO4 0.001M = 1.051v y 1.042v estas son respectivamente.
Observamos que los datos experimentales y teóricos se presenta una diferencia muy pequeña, para explicar esta variación presentaremos algunas hipótesis; en el experimento se necesita lijar las placas de metal quizás dedicarle algo más de tiempo, otro seria el puente salino por su constante uso su rendimiento no sigue siendo optimo; posibles mezclas no deseadas que conllevan a un potencial incorrecto o un desarrollo del procedimiento inadecuado.
En el segundo experimento analizamos la ecuación de Faraday con el resultado del generador electroquímico de sustancias al producir Hidrógeno en forma de gas, nos damos cuenta que varía significativamente el volumen teórico 6,4mL calculado y experimental en el laboratorio 6,75mL.
La diferencia depende de factores como la corriente o el tiempo en que se desplaza el volumen, este último puede haberse calculado realizando un procedimiento mal efectuado.
CONCLUSIONES
Para hallar el potencial de celda galvánica se trabajó con tres concentraciones diferentes de sulfato de cobre (CuSO4), las cuales fueron de 0,1M, 0.01M y 0.001M (muy diluido), manteniendo constante la concentración del Sulfato de Zinc (ZnSO4), y se obtuvo tres valores de diferencia de potencial (voltaje), los cuales fueron de 1.101V, 1.084V y 1.051V respectivamente, luego se pudo comprobar estos resultados experimentales con los teóricos usando la ecuación de Nerst para así calcular el porcentaje de error que en nuestro caso fueron de 0.09% 1.3% 1.057% para las concentraciones de 0.1, 0.01, 0.001M respectivamente manteniendo constante la concentración de del Sulfato de Zinc (ZnSO4) de 0.1M.
Para el cálculo del volumen liberado de hidrógeno se trata de mantener igualado (lentamente) el nivel de agua de la pera de decantación con respecto al de la bureta, se tomó el tiempo necesario para que el hidrógeno desplace 20 mL de agua, el cual fue de aproximadamente 60 segundos. Con estos tres datos podemos calcular fácilmente la masa producida de Hidrógeno utilizando la ecuación de Faraday. Lo cual nos genera un volumen experimental de 3.9mL y un valor teórico de 4.5mL, creando esto un porcentaje de error de 1.3%.
RECOMENDACIONES
Cuando se prepara las soluciones se debe tener cuidado de hacerlo en recipientes bien limpios, pues el potencial varía con la concentración. Los recipientes deberían de estar secos para hacer las diluciones de las sustancias, ya que un exceso de agua podría alterar la concentración
Se debe de hacer el uso o medición debida del multímetro, y se debe de conocer el funcionamiento de este aparato para hacer una correcta lectura de las unidades que arroja como resultado.
Se debe de verificar que los electrodos se encuentren fijamente en su lugar y que las placas de Zinc y Cobre no toquen las paredes del recipiente. También se debe de cuidar que los electrodos no toquen la solución.
Se debe de tener en cuenta que el lavar con agua destilada y lijar a las placas de zinc y cobre permitirá una mejor lectura en el multímetro de las determinadas diferencias de potencial.
BIBLIOGRAFÍA
MARRON Y PRUTON
Fundamentos de Fisicoquímica
Ediciones Limusa
México – 1984.
FARRINGTON Daniels
"Fisicoquímica"
4ta Edit.
Edit. Compañía Editorial - Continental S.A. 1970
Joseph W. Kane, Morton M. Sternheim.
Física
2da Edición, 2004
Editorial Reverté
Shoemaker, David P. y Garland, Carl W.
Experimentos de Fisicoquímica
1ª edición en español – 1968
Editorial Hispanoamericano
APÉNDICE
Describa un ejemplo en detalle el diagrama de una celda electroquímica.
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.
Un diagrama de celda electroquímica de configuración semejante a la pila Daniell. Las dos semipilas están unidas por un puente salino que permite a los iones moverse entre ambos.
Los electrones fluyen por el circuito externo.
La pila de Daniell
Esta pila usa un electrodo de cinc (ánodo negativo) y uno de cobre (cátodo positivo) en contacto con disoluciones de sus propios iones, esto es en soluciones a partir de sales de sulfato de cinc (Zn+2) y sulfato cúprico (Cu) a concentraciones 1M. El zinc se disuelve, a partir del electrodo, produciendo cationes zinc (Zn2+) y los cationes cobre (Cu2+) se depositan produciendo cobre metálico recubriendo el electrodo de este metal. Cuando ambas disoluciones se conectan mediante un puente salino (disolución de NaCl, KCl, o KNO3) se establece una diferencia de potencial de 1,10 voltios. El sentido de la corriente depende de la dirección del flujo de electrones. Es así que en el terminal positivo se liberan electrones, mientras que en la negativa se reciben.
Mediante un ejemplo describa la importancia de la segunda Ley de Faraday.
La segunda Ley, señala que las masas de las diferentes sustancias producidas por el paso de la misma cantidad de electricidad son directamente proporcionales a sus equivalentes en gramos.
Aplicaciones tecnológicas de los procesos electroquímicos: Los procesos electroquímicos se emplean en la producción y purificación de diversos metales. También se utiliza en la galvanoplastia que se basa en procesos de electrolisis para recubrir un metal con otro. La galvanoplastia se aplica en joyería para recubrir con plata u oro diversas prendas y joyas; cucharas, tenedores, jarras y otros utensilios que son moldeados en metales de bajo costo para luego ser cubiertos por una delgada capa de un metal más atractivo y resistente a la corrosión, como el oro o la plata.
La galvanoplastia se utiliza también para proteger tuberías o tanques por lo cual se les denomina galvanizados, ya que están recubiertos con metales que evitan la acción corrosiva del aire y el agua. La corrosión consiste en la oxidación del metal y es producto de reacciones de óxido reducción.
Describa el funcionamiento del electrodo estándar de Hidrógeno EEH.
Un electrodo estándar de hidrógeno también llamado electrodo normal de hidrógeno es un electrodo rédox que forma la base de la tabla estándar de potenciales de electrodos.
Su potencial absoluto se estima en 4.40 ± 0.02 V a 25 °C, pero para realizar una base de comparación con cualquier otra reacción electrolítica, el potencial electrolítico del hidrógeno (E0) se fija como 0 en todas las temperaturas.1
Los potenciales de cualquier otro electrodo se comparan con el estándar a la misma temperatura.
El electrodo de hidrógeno se basa en la semicelda redox:
2H+(aq) + 2e- H2(g)
Esta reacción de oxidación-reducción ocurre en un electrodo de platino.
El electrodo es sumergido en una solución ácida y se bombea hidrógeno gaseoso a través de el. La concentración de formas oxidadas y reducidas se mantiene como una unidad. Esto implica que la presión de hidrógeno gaseoso es igual a 1 bar y la concentración de hidrógeno en la solución es 1 mol.
La ecuación de Nernst debe desarrollarse así:
Donde:
aH+ es la actividad de los iones de hidrógeno, aH+=fH+ CH+ /C0
pH2 es la presión parcial del hidrógeno gaseoso, en pascales, Pa
R es la constante universal de los gases ideales
T es la temperatura, en Kelvin.
F es la constante de Faraday (carga por mol de electrones), igual a 9.6485309*104 C mol-1
p0 es la presión estándar 105 en Pa
GRÁFICOS
Fiolas
Vasos
Pipeta
Bagueta
Conexiones eléctricas, electrodos metálicos.
Tubo en U
Lámina de Cu y Zn
Tubo de vidrio con salida lateral y orificio en la parte inferior
Fuente de corriente continua regulable
Reactivos
