Electroquimica

Laboratorio de Físico-Química 14: Electroquímica

Índice Introducción……………………………………………………………..2

Resumen…………………………………………………………………3

Principios teóricos……………………………………………………..4-6

Detalles experimentales………………………………………………7-8

a!ulación de datos………………………………………………......"-##

$%lculos & e'emplos de c%lculos……………………… c%lculos…………………………………...#2-#( …………...#2-#(

Discusión de resultados……………………………………………..#6

$onclusiones………………………………………………………….#7

Recomendaciones…………………………………………………...#7

)nexos………………………………………………………………....#8

$uestionario…………………………………………………………...#8-2#

*i!lio+ra,a…………………………………………………………….22

1


Introducción La energía eléctrica es una de las formas de energía de mayor importancia para para el mundo mundo actual actual,, ya que es usada usada tanto para fines industri industriale ales s y de investigación como también de comodidad. La química también realiza estudios en el campo de la electricidad, llamándose “Electroquímica. Esta rama estudia la relación y transformación de la energía eléctrica eléctrica en energía energía química. química. Los procesos procesos electroquí electroquímicos micos son reacciones reacciones redo! donde se puede liberar espontáneamente energía para producir energía eléctrica "pilas galvánicas#$ ó podemos inducir electricidad para producir una reacción no espontánea "pilas electrolíticas#. Estos conceptos de electroquímica tienen bastantes aplicaciones industriales y en los procesos.#. La descomposición electrolítica es la base de un gran n%mero de procesos de e!tr e!trac acci ción ón y fab fabric ricació ación n muy muy imp importa ortant ntes es en la indu ndustri stria a mode modern rna a, princi principal palmen mente te en el refina refinamie miento nto y produc producció ción n de metale metales s tales tales como como el aluminio, esta&o, sodio, plomo, manganeso, oro y plata$ utilizando 'ornos o un refinado electrolítico. (tra aplicación de la electroquímica son los tratamientos anticorrosivos de superficie, que son aquellos que impiden la corrosión cubriendo al metal que se desea proteger con una película ad'erente de un metal que no se corroa. La pelí pelícu cula la pued puede e ser ser cons constr trui uida da con con mate materi rial ales es varia variado dos) s) metá metálic licos os,, inorgá inorgánic nicos os u orgáni orgánicos cos.. Las técnic técnicas as más usadas usadas son la galvan galvanote otecni cnia a "cuberterías plateadas, los accesorios cromados de automóvil y los recipientes de comida esta&ados#, esta&ados#, el ba&o de cromo cromo "acabado "acabado de ve'ículos ve'ículos#, #, el ba&o de cadmio y la protección catódica "tuberías y cascos de buques#.

2


Resumen La práctica tiene como ob*etivo estudiar la ecuación de +ernst aplicada a la celda galvánica n-n/--0u/-0u a diferentes concentraciones$ y también estudiar la Ley de 1araday para la electrólisis del agua. La práctica se llevó a cabo ba*o las siguientes condiciones) una presión de 234 mm5g, una temperatura de /6 70 y una de 'umedad del 84 9. La e!periencia de laboratorio se dividió en dos partes, la primera parte se estudió un sistema electroquímico para aplicar la ley de +ernst$ y la segunda parte se estudió un sistema electroquímico para aplicar la ley de 1araday. En la primera parte se montó una “0elda de :aniels utilizando solución de n;(< 7.=> y soluciones de 0u;( < 7.=>, 7.7=> y 7.77=>, todas estas a /3?0. @rimero se utilizó solución de n;(< 7.=> y solución de 0u;( < 7.=>. Luego se procedió a medir el potencial de la celda utilizando el multímetro. :e la misma manera se procedió con las demás soluciones de 0u;( <. Los resultados e!perimentales fueron) un potencial de celda de =.=/7 volt. para la celda de n;(< 7.=> A 0u;(< 7.=>, un potencial de celda de =.==/ volt. para la celda de n;( < 7.=> A 0u;(< 7.7=>, y un potencial de celda de =.7B< volt. para la celda de n;(< 7.=> A 0u;(< 7.7=>. Los errores obtenidos en esta parte fueron de =.B/9, 6.639 y 6.6<9 para cada etapa respectivamente. ;e concluye que la reacción de ó!idoCreducción llevada a cabo en la celda transforma la energía química en energía eléctrica, produciendo un flu*o de corriente. En la segunda parte se montó un equipo para verificar la ley de 1araday. El fin de esta parte era determinar el tiempo que demoraba producir /7 mL de 5 /"g# a partir de la electrólisis del agua. Los tiempos determinados e!perimentalmente fueron <4B segundos y <48 segundos. Deóricamente el tiempo que se debió demorar la producción de 5 /"g# es de 3/2 segundos. El porcenta*e de error en esta parte de la e!periencia es de ==.=79. ;e concluye que la energía eléctrica puede ser utilizada para producir una reacción, tal como se demuestra con la electrólisis del agua.

3


Principios teóricos 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 interface 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. ;i una reacción química es conducida mediante una diferencia de potencial aplicada e!ternamente, se 'ace referencia a una electrólisis. En cambio, si la caída de potencial eléctrico, es creada 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 redo!, 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, son producidos como consecuencia de ella. En general, la electroquímica se encarga de estudiar las situaciones donde se dan reacciones de o!idación y reducción encontrándose separadas, físicamente o temporalmente, se encuentran en un entorno conectado a un circuito eléctrico. Esto %ltimo es motivo de estudio de la química analítica, en una subCdisciplina conocida como análisis potenciométrico.

$onducción electroltica.;e denominan conductores de primera especie o electrónicos a los metales sólidos o fundidos y ciertas sales sólidas "sulfuro c%prico, sulfuro de cadmio# que conducen la corriente eléctrica sin e!perimentar alteración alguna. En estas sustancias, la conducción tiene lugar por emigración directa de los electrones a través del conductor ba*o la influencia de un potencial aplicado. Fquí, los átomos o iones que componen el conductor, permanecen en sus lugares. Los conductores de segunda especie o electrolíticos son los que e!perimentan transformación química al paso de la corriente eléctrica como las soluciones de electrolitos fuertes y débiles, sales fundidas y también algunas sales sólidas como el cloruro de sodio y el nitrato de plata. La transferencia electrónica tiene lugar por migración iónica. Esta migración involucra no sólo una transferencia de electricidad sino también el transporte de materia de una parte a otra del conductor. Fdemás, el flu*o de corriente en los conductores electrolíticos va siempre acompa&ado de cambios químicos en los electrodos que son muy característicos y específicos de las sustancias que componen el conductor y los electrodos.

4

Laboratorio de Físico-Química 14: Electroquímica $elda electroumica.Gna celda electroquímica simple contiene un par de electrodos de material inerte, por e*emplo platino, conectados a una fuente de corriente y sumergidos en una solución acuosa de un conductor de segunda especie. El electrodo conectado al lado negativo de la fuente se denomina cátodo y es aquel por el cual entran los electrones a la solución procedentes de la fuente, por e*emplo, una batería. Fl mismo tiempo, el electrodo conectado al lado positivo de la batería se denomina ánodo, por el cual salen los electrones de la solución y regresan a la batería. Fl cerrar el circuito, los iones negativos o aniones, emigran 'acia el ánodo en donde se o!idan, mientras que los iones positivos o cationes van 'acia el cátodo en donde se reducen. 0omo estas partículas están cargadas, su movimiento constituye una corriente eléctrica. Los aniones se mueven 'acia el ánodo y de aquí que los electrones son transportados por estos iones desde el cátodo. :e nuevo, como el transporte de electricidad positiva 'acia el cátodo puede considerarse un flu*o de electricidad negativa 'acia el ánodo, la migración de los cationes 'acia el cátodo es equivalente al flu*o de electrones en dirección opuesta. En consecuencia, el resultado neto de la migración es un desplazamiento de los electrones por la solución en la dirección de la corriente y cada ión transporta una parte de la comente total de electricidad a través de la solución. El proceso del paso de corriente por un conductor electrolítico con todos los cambios químicos y migratorios asociados, se denomina electrólisis.

/e&es de 0arada& so!re la electrólisis Las dos leyes de 1araday se refieren a las masas de sustancias depositadas en los electrodos de una celda durante la electrólisis y pueden resumirse en la siguiente fórmula)

;iendo “m los gramos de elemento depositado en un electrodo, “@F el peso atómico del elemento y “z su valencia, 1 es la constante de 1araday cuyo valor es 84377 culombios H eqCg, “@E es el peso equivalenteCgramo del elemento, I la carga eléctrica en culombios, I la intensidad de la corriente en amperios y t el tiempo en segundos. La @rimera Ley de 1araday dice) La masa de un elemento depositado en cualquiera de los electrodos durante la electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de carga eléctrica que pasa a través del electrolito. La ;egunda Ley de 1araday dice) "Las masas de diferentes sustancias producidas por el paso de una corriente son directamente proporcionales a sus pesos equivalentes. Dambién se puede establecer esta ley diciendo que) “ La misma cantidad de electricidad producirá cantidades equivalentes 5

Laboratorio de Físico-Química 14: Electroquímica químicamente de todas las sustancias. >ás a%n, el paso de noventa y seis mil quinientos culombios "Gn 1araday# separa un equivalente químico de cualquier elemento.

1meros de transporte o trans,erencia ;e define como número de transporte o transferencia, la fracción de corriente total transportada por cada uno de los iones en una solución. La fracción de corriente que transporta un ión depende de la velocidad de su movimiento migratorio. ;e deduce de la definición, que la suma de los n%meros de transporte para catión y anión es igual a uno. Es decir)

;iendo t y tC los n%meros de transporte del catión y del anión, v y vC sus velocidades promedios, J, JC, J las intensidades de las corrientes. ;e deduce fácilmente que)

6


Detalles experimentales =. >ateriales y reactivos =.=. >ateriales.C 1iolas, vasos, pipetas, bagueta, cone!iones eléctricas, papel de filtro, tubo en G, lámina de n, tubo de vidrio con salida lateral y orificios en la parte inferior, electrodos de grafito, multímetro, fuente de corriente contínua regulable, un transformador variable, gasómetro. =./.Keactivos.C n;(< 7,=> $ 0u;(< 7,=> $ agarCagar, 0l, solución de +a(5 <+. /. @rocedimiento /.=. ;istema electroquímico para aplicar la ecuación de +ernst.C a# @repare /7 mL de una solución de 0l y luego caliéntela 'asta cerca de ebullición, cese el calentamiento y agregue 7,3g de agarCagar, agite 'asta disolución. En caliente vierta con cuidado este preparado al tubo en G y de*e enfriar. b# @repare /37 mL de las soluciones de 0u;(< 7,7=> y 7,77=> por dilución de la solución stocM 7,=>. c# Nierta /77mL de n;(< 7,=> en un vaso de precipitado, 'aga lo propio con la solución de 0u;( < 7,=> y conéctelos con el puente salino preparado en a#. d# Li*e las dos láminas metálicas, en*uáguelas con agua destilada y séquelas con papel filtro, evitando en lo posible el contacto de la mano con las placas. e# 0onecte el cordón eléctrico negro en “0(> y el ro*o en “NH del multímetro, y el otro e!tremo del cordón negro conéctelo con la lámina de zinc y el ro*o con la lámina de cobre, introduzca las láminas en sus respectivas soluciones, tratando que las soluciones no 'agan contacto con las pinzas. f# Oire la perilla del multímetro 'asta /N en :0N$ y luego encienda el aparato, de*e que la lectura se estabilice y anote. Luego de anotar el valor, apague el multímetro y desconecte el circuito. g# Kepita c#, d#, e# y f# para las solucones 0u;(< 7,7=> y 7,77=>.

7

Laboratorio de Físico-Química 14: Electroquímica /./. ;istema electroquímico para aplicar la Ley de 1araday.C a# Nierta /77mL de solución de +a(5 <+ en un vaso de /37mL. b# 0onecte la bureta con el tubo con la salida lateral manteniendo abierto el conducto "a#, nivele el volumen de agua en la bureta en 0EK(, subiendo o ba*ando la pera de decantación del gasómetro. c#

Jntroduzca un electrodo de grafito en el tubo con salida lateral "cátodo# e instale dic'o tubo en el vaso que contiene la solución de +a(5 'asta apro!imadamente =cm. :el fondo del mismo.

d# Jnstale el otro electrodo de grafito "ánodo# al mismo nivel del anterior. e# 0onecte el terminal negativo de la fuente de corriente con el cátodo, el terminal positivo l ánodp. f#

>ediante el cursor movible del variac., regule el volta*e para mantener 7,6 Fmperios y de*e que se libere 'idrógeno en el cátodo por espacio de = minuto teniendo abiero el conducto "a#.

g# 0ierre el conducto "a# y mida el tiempo que demora en producir /7mL de 'idrógeno. :urante todo este tiempo mantenga el nivel del agua dentro de la bureta igual al nivel de agua dentro de la pera de decantación. '# Fnote el tiempo transcurrido, desconecte la fuente de corriente y abra el conducto "a#.

8


a!ulación de Resultados =# Dabla +?=) 0ondiciones de laboratorio

@ "mm 5g#

D "?0#

95K

234

/6

84

/# Kesultados e!perimentales) /.=. Dabla +?/.C Kesultados de la primera parte) ;istema electroquímico para aplicar la ecuación de +ernst.

;olución n;(< ">#

;olución 0u;(< ">#

Nolta*e e!perimental "N#

7.=

7.=

=,=/7

7.=

7.7=

=,==/

7.=

7.77=

=,7B<

/./. Dabla +?6.C Kesultados de la segunda parte) ;istema electroquímico para aplicar la ley de 1araday.

;ustancia

Nolumen "mL#

Diempo "segundos#

5/ "g#

/7

<4BC<48

/./.=. Dabla +?<) :atos necesarios para estudiar la ley de 1araday.

Jntensidad de traba*o "amperios#

7.67

@eso equivalente del 5/"g# "eqCg#

=

@ atmosférica "mm5g#

234

6# Kesultados teóricos)

9

Laboratorio de Físico-Química 14: Electroquímica 6.=. Dabla +?3) :atos teóricos de los potenciales de celda con la ecuación de +ernst. ;olución n;(< ">#

;olución 0u;(< ">#

Nolta*e teórico "N#

7.=

7.=

=.=77

7.=

7.7=

=.727

7.=

7.77=

=.7<=

6./. Dabla +?4) :atos teóricos de los potenciales de celda con la ecuación de +ernst utilizando los coeficientes de actividad. ;olución n;(< ">#

;olución 0u;(< ">#


7.="γ P7.
7.="γ P7.
=.=77

7.="γ P7.2<8#

7.7="γ P7.2<8#

7.="γ P7.873#

7.77="γ P7.873#

γ P •

0oeficiente de actividad

1uente) “5andbooM oM c'emistry, Futor) +orbert Fdolp' Lange, Editorial >c OraQ 5ill, página =/=4.

6.6. Dabla +?2) :atos teóricos del volumen de 'idrógeno liberado "ley de 1araday#. Nolumen teórico "mL#

>asa teórica "g#

Diempo teórico "seg.#

/7

=.46B ! =7C6

3/2.7

<# @orcenta*es de error

1

Laboratorio de Físico-Química 14: Electroquímica <.=. Dabla +?B) @orcenta*es de error en el potencial de celda utilizando la ecuación de +ernst ;olución n;(< ">#

;olución 0u;(< ">#



9 error

7.=

7.=

=.=77

=,=/7

=.B/9

7.=

7.7=

=.727

=,==/

6.869

7.=

7.77=

=.7<=

=,7B<

<.=69

<./. Dabla +?8) @orcenta*es de error en el potencial de celda utilizando los coeficientes de actividad. ;olución n;(< ">#

;olución 0u;(< ">#



9 error

7.=

7.=

=.=77

=.=77

=.B/9

7.=

7.7=

=.727

=.724

6.639

7.=

7.77=

=.7<=

=.7<8

6.6<9

<./. Dabla +?8) @orcenta*e de error de la ley de 1araday. ;ustancia

Nolumen "mL#

Diempo teórico "seg.#

Diempo e!perimental "seg.#

9error

5/ "g#

/7

3/2.7

<4B.3

==.=7

$%lculos & e'emplo de c%lculos

11

Laboratorio de Físico-Química 14: Electroquímica a# >ediante la ecuación de +ernst calcule el potencial de la celda para cada par de soluciones, utilice las concentraciones en lugar de las actividades. Kepita el cálculo teniendo en cuenta los coeficientes de actividad de los electrolitos. 0ompare ambos resultados con los obtenidos e!perimentalmente. =# 0álculo del potencial para 0u;(< 7.= > y n;( < ecuación de +ernst.



E = E

RT −

Ln

nF

7.=> utilizando la

2

a

Zn

+

a

Cu

+

2

:onde) E? P =.=77 v. @otencial de celda a condiciones estándar. K P B.6=< RHmol  constante de los gases. D P Demperatura en grados Melvin. n P n%mero de electrones transferidos. 1 P 84377 coulombs. En la celda se dio la siguiente reacción) n/  /eC 0u/  /e n7  0u/

n7 0u 7 n/  0u7

E7 P =.=77 voltios

F'ora reemplazando los datos en la ecuación anterior) Et P =.=77 S TB.6=
12

Laboratorio de Físico-Química 14: Electroquímica /# 0álculo del potencial para 0u;(< 7.= > y n;(< 7.=>, tomando como dato los coeficientes de actividad respectivamente. @ara esto se utiliza la ecuación de +ernst) 

E = E

RT −

Ln

nF

2

a

Zn

+

a

Cu

+

2

:onde) E? P =.=77 v. @otencial de celda a condiciones estándar. K P B.6=< RHmol  constante de los gases. D P Demperatura en grados Melvin. n P n%mero de electrones transferidos. a P γ c P 0oeficiente de actividad. 1 P 84377 carga en coulombs. En la celda se dio la siguiente reacción) n/  /eC

n7

0u/  /e

0u 7

n7  0u/

n/  0u7

E7 P =.=77 voltios

F'ora reemplazando los datos en la ecuación anterior) Eteo P =.=77 S T"B.6=
13

Laboratorio de Físico-Química 14: Electroquímica b# Gtilizando la ley de 1araday calcule la cantidad en gramos de 'idrogeno liberado en el cátodo y compárelo con el obtenido e!perimentalmente.

m

=

( PE ) It 96500C

:onde) m P masa en gramos de la sustancia. @EP peso equivalente. J P intensidad en amperios. t P tiempo en segundos. 0 P carga en coulombs. "@E# 5/ P = eqCg J P 7.67 F •

5allando el valor de m5/, usando la Ley de Oas Jdeal. PV

=

RTn

:onde) @P @resión en atm NP Nolumen en litros KP 7.7B/ atm lHmolCM , constante de los gases. DP Demperatura absoluta en grados Melvin. nP VH@1 +umero de moles.

14

Laboratorio de Físico-Química 14: Electroquímica ;e tiene) @ P 234 mm5g P 7.88<2 atm. K P 7.7B/ atmCLHmol. N P /7 ml P /7! =7C6 L D P /6?0 P /84.=3  @1 P / gHmol. Keemplazando en la ecuación de los gases. m2 P =.46B! =7C6 g • Gtilizando

la primera ecuación y reemplazando datos) t P m5/ ! 843770HT"@E# 5/ ! JU tP =.46B! =7C6g ! 84377 "0HeqCg# HT"=eqCg# ! 7.6FU tDeoP 3/2.7 segundos te!p P <4B.3 segundos

• 0alculando

el porcenta*e de error) 9 Error P =779 ! - tteo C te!p-H tteo P==.=79

15


Discusión de resultados •

En la primera parte se estudió la aplicación de la ecuación de +ernst en una celda de :aniels. ;e observa que a medida que utilizamos concentraciones más diluidas de 0u;(<, el potencial de celda disminuye. Esto se debe a la menor cantidad de iones 0u / en la solución que conforma la semicelda.

•

@ara obtener los datos teóricos de las lecturas utilizamos la ecuación de +ernst, pero para ello usamos los coeficientes de actividad, que ayudan a tener un valor más e!acto ya que la actividad es una medida real que ayuda a calcular el potencial de celda. Los errores obtenidos son relativamente ba*os "menores de 6.<9#, por lo que el método utilizado es aceptable.

•

En la segunda parte se estudió la ley de 1araday en un equipo apropiado. ;e determino e!perimentalmente que /7mL de 5 /"g# se recolectaron en <4B segundos, pero teóricamente se debió recolectar la misma cantidad en un tiempo de 3/2 segundos. El error reportado fue de ==.=79 y el error pudo provenir de una mala operación de los aparatos durante la e!periencia.

16


$onclusiones •

Las reacciones redo! pueden ser utilizadas para producir un potencial de celda, es decir un flu*o de corriente o energía eléctrica.

•

La ecuación de +ernst nos brinda información sobre el potencial de celda que se produce. Fsí, se concluye que a medida que disminuye la concentración de 0u;(<, disminuye el potencial. Esto se debe a la menor presencia de iones 0u/, que reducen la cantidad de electrones que fluyen, y por tanto disminuye el potencial. (tra información importante es que al utilizar la ecuación de +ernst con los coeficientes de actividad obtenemos resultados más cercanos al valor e!perimental. Esto se debe a que los coeficientes de actividad representan una corrección real en cuanto a la concentración.

•

La energía eléctrica se puede utilizar para producir reacciones químicas tales como la electrólisis del agua, liberando 5/"g# y (/"g#.

•

0on la ley de 1araday podemos predecir qué cantidad de sustancia se puede formar mediante un paso de corriente determinado. :e esta manera se puede calcular la masa de cierta sustancia en un determinado tiempo.

Recomendaciones •

@rocurar preparar de manera correcta las disoluciones, para no tener errores grandes.

•

Li*ar las placas de cobre y aluminio, lavarlas y secarlas con cuidado para evitar las impurezas que afecten el resultado de la práctica.

•

Fl momento de tomar las medidas de volta*e, se debe esperar que el valor obtenido por el multímetro se 'omogenice para recién tomar los datos e!perimentales.

•

En la segunda parte de la práctica, que trata de la aplicación de la ley de 1araday, procurar que el nivel del agua este nivelado, de lo contrario la práctica presentara errores.

17


)nexo $uestionario #. Descri!a mediante un e'emplo en detalle el dia+rama de una celda electroumica. Gna celda electroquímica es un dispositivo e!perimental para generar electricidad mediante una reacción redo! espontánea. En la figura se muestran los componentes fundamentales de una celda electroquímica. Gna barra de zinc metálico se sumerge en una disolución de n;( < y una barra de cobre se sumerge en una disolución de 0u;( <. El funcionamiento de la celda se basa en el principio de que la o!idación de n a n / y la reducción de 0u / a 0u se puede llevar a cabo simultáneamente, pero en recipientes separados, con la transferencia de electrones a través de un alambre conductor e!terno. Las barras de inc y de cobre se llaman electrodos. Este arreglo particular de electrodos "n y 0u# y de disoluciones "n;(< y 0u;(<# se conoce como celda de :aniels. En una celda electroquímica, el ánodo es, por definición, el electrodo en el que se lleva la o!idación, y el cátodo es el electrodo en el que ocurre la reducción. En esta celda las reacciones de o!idación y reducción en los electrodos, es decir las reacciones de semicelda, son) Electrodo de n "ánodo#) n"s# Wn /"ac# /eC Electrodo de 0u "cátodo#) 0u /"ac#/eC W0u"s#

Fig. 1: Celda electrolítica El puente salino "un tubo en G invertido# contiene una disolución de 0l que proporciona un medio conductor eléctrico entre las dos disoluciones. Los 18

Laboratorio de Físico-Química 14: Electroquímica orificios del puente se taponean con bolsas de algodón para evitar que la disolución de 0l fluya 'acia los recipientes, pero permite el paso de aniones o cationes. Los electrones fluyen por afuera, desde el electrodo de n "el ánodo# 'acia el electrodo de 0u "el cátodo# @ara completar el circuito eléctrico, las disoluciones se deben conectar a través de un medio conductor por lo cual se pueden mover los cationes o aniones desde un compartimiento a otro. Este requisito se cumple con un puente salino, que en su forma más simple es un tubo en forma de G invertida que contiene una disolución de un electrolito inerte como 0l o +5 <+(6, cuyos iones no reaccionaran con los iones de la disolución o con los electrodos. F menudo se utiliza un puente salino, como gel de agar saturado con 0L, entre las especies solubles en la misma fase. Los e*emplos siguientes ilustran estas convenciones) 0ompleto) @tl"s#- n"s# - n/ S "an/C P 7.63# --0u/  "F0u/ P 7.<8# - 0u"s#- @tll"s# Fbreviado) n-n/ -- 0u/ 0u

0ompleto) @t-5/"g, p  7.B7#- 5/;(< "aq, a P 7.
0ompleto) Fg"s# - Fg0l"s#- 1e0l/ "m P 7.3<7#, 1e0l6 "m P 7.///=- @t Fbreviado) Fg- Fg0l"s#- 1e0l/"aq#, 1e0l6 "aq#- @t :urante el curso de la reacción redo! global, los electrones fluyen e!ternamente desde el ánodo "electrodos de n# a través del alambre conductor del voltímetro 'acia el catodo "electrodo de 0u#.La corriente eléctrica fluye del ánodo al cátodo porque 'ay una diferencia de energía eléctrica entre los electrodos, la diferencia de potencial entre el ánodo y el cátodo se mide en forma e!perimental con un voltímetro.

19


Fig ! ispositivo e#perimental de la celda electroquímica. $%sérvese que el tu%o en & 'el puente salino( conecta los dos vasos cuando las concentraciones de )n*$+ , Cu*$+ son 1 molar '1-( a !/C el volta0e de la celda es 1.1 2.

2. 5ediante un e'emplo descri!a la importancia de la se+unda le& de 0arada&. F partir de una serie de e!perimentos, 1araday estableció su segunda ley de la electrólisis, seg%n la cual las masas de diferentes sustancias producidas por el paso de una corriente son directamente proporcionales a sus pesos equivalentes. Dambién se puede establecer esta ley de otra manera diciendo que la misma cantidad de electricidad producirá cantidades equivalentes químicamente de todas las sustancias que resultan de este proceso. @or e*emplo, 84
2

Laboratorio de Físico-Química 14: Electroquímica 3. u es un electrodo de oxidación - Reducción. Funque toda reacción electródica comprende una o!idación o reducción, el término electrodos de o!idaciónCreducción se emplea para designar aquellos en los cuales la f.e.m. resulta de la presencia de iones de una sustancia en dos estados diferentes de o!idación. 0uando se inserta un alambre de platino en una solución que contiene los iones ferroso y férrico se encuentra que el alambre adquiere un potencial. Lo mismo ocurre con las soluciones de iones ceroso y cérico C está&ico, manganosoCpermangánico, etc. La f.e.m. de estos electrodos surge de la tendencia de los iones en un estado de o!idación, a pasar a otro segundo más estable. La función del alambre de platino es simplemente “restablecer el potencial correspondiente a esta tendencia 'acia la disminución de energía libre, y servir de contacto eléctrico del electrodo. La reacción general para todos los electrodos del tipo de o!idaciónCreducción se escribe así) A

n1

( a1 ) + nθ = An 2 ( a2 )

:onde n= es la valencia en el estado superior de o!idación, n/ en el inferior, mientras que n P n= C n/ es el cambio de valencia que acompa&a al proceso.

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*i!lio+ra,a •

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Electroquimica

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