“UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CENTRO DEL PERÚ”
“FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA”
“INGENIERÍA QUÍMICA AMBIENTAL” “INGENIERÍA QUÍMICA DEL GAS NATURAL Y ENERGÍA”
ELECTROQUIMICA Celda Galvanica
CATEDRA:
QUÍMICA GENERAL II
CATEDRÁTICA:
Ms. JUANA MARÍA MENDOZA SÁNCHEZ
INTEGRANTES: • • • •
GUTIERREZ GALA, KATIA ( I QA ) HUAMAN CUYUBAMBA, CINTIA (IQA) HUARCAYA CAHUAYA, LOURDES (IQA) QUISPE MUÑICO, SARA (IQGNE)
FECHA: 25-07-2016
Huancayo, Perú 2016
Ms. JUANA MARÍA MENDOZA SÁNCHEZ
DEDICATORIA A todas las personas que se interesan por aprender del contenido que presentamos.
ii
AGRADECIMIENTO
A la Universidad Nacional del Centro del Perú, que nos brinda la oportunidad de estudiar en sus aulas adquiriendo nuevos conocimientos.
Agradecemos al Ms. Juana María Mendoza Sánchez, por permitirnos elaborar este informe.
A nuestros padres, por darnos el tiempo necesario para poder elaborar el informe y el apoyo incondicional que nos brindan día a día.
iii
ABSTRACT In the following monograph basics of electricity are introduced, and by defining the electric current as the flow of electrons is possible to establish the relationship you have chemistry with electricity, as any chemical reaction involves an electron transfer. Thus giving directly identify two processes, one through which we can generate electricity with spontaneous chemical processes that occur in an electrochemical cell or voltaic cell, and the other in which through the application of electricity we can carry out chemical reactions not spontaneous. It also explains how occur are reactions through chemical equations redox and Faraday's law, in addition to identifying the two half oxidation and reduction, through which one can understand how electron transfer occurs in order to calculate a cell voltages.
iv
RESUMEN En el siguiente se introducen conceptos básicos de electricidad, y mediante la definición de la corriente eléctrica como el flujo de electrones se logra establecer la relación que tiene la química con la electricidad, ya que toda reacción química involucra una transferencia de electrones. Logrando así, identificar directamente dos procesos, uno por medio del cual podemos generar electricidad con procesos químicos espontáneos que ocurren en una celda electroquímica o pila voltaica, y el otro en el cual por medio de la aplicación de la electricidad podemos llevar a cabo reacciones químicas no espontáneas. Se explica también como ocurren estás reacciones por medio de ecuaciones químicas oxido-reducción y la ley de Faraday, además de identificar las dos semirreacciones de oxidación y reducción, por medio de las cuales se logra entender como ocurre la transferencia de electrones y así poder calcular los voltajes de una celda.
v
INTRODUCCIÓN Este trabajo tiene como objetivo que el alumno interprete y visualice el tema de electroquímica. La electroquímica es una rama de la química que estudia la conversión entre la energía eléctrica y la energía química. Tal como se vio en las clases teóricas, toda pila o celda está formado por dos entidades químicas, que reciben el nombre de hemiceldas o hemipilas, en cada una de ellas se lleva a cabo el proceso de oxidación o reducción respectivamente. En la hemicelda donde se verifican las oxidaciones se la denomina “ánodo”, y en la que se produce las reducciones se llama “cátodo”. El estudio de las relaciones existentes entre la energía eléctrica y las transformaciones químicas ha resultado ser muy interesante en sus aplicaciones prácticas, y de gran importancia para el desarrollo de las ideas modernas sobre la naturaleza fundamental de los átomos. Para el futuro, ese estudio promete ensanchar nuestros conocimientos acerca de determinados procesos biológicos, como la señal nerviosa, los mecanismos cerebrales y el transporte de energía. Las investigaciones electroquímicas amplían las aplicaciones prácticas que resultan de la investigación directa entre las energías química y eléctrica. La electroquímica estudia la conversión de la energía eléctrica a energía química, así como la conversión de la energía química a energía eléctrica. Es decir, es el estudio de las relaciones químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes o voltajes. La energía eléctrica es transportada a través de la materia mediante la conducción de cargas eléctricas de un punto a otro, fenómeno que se denomina corriente eléctrica. Para que se produzca esta corriente son precisos portadores que conduzcan las cargas a través de los cuerpos materiales, así como que haya una fuerza capaz de ponerlos en movimiento.
vi
OBJETIVOS
•
Utilizar los instrumentos del laboratorio incluido el voltímetro.
•
Resolver problemas fáciles sobre potenciales de una pila y ajuste de reacciones redox.
•
Elaborar un informe sobre la experiencia realizada.
vii
INDICE DEDICATORIA
ii
AGRADECIMIENTO
iii
AB STRACT
iv
RESUMEN
v
INTRODUCCIÓN Objetivos Índice I.
II.
MARCO TEÓRICO 1.1. Celdas Galvánicas 1.2. Potencial de celda 1.3. Descarga de una celda galvánica 1.4. Tipos de electrodos 1.5. Potencial del electrodo 1.6. Tabla de potenciales MÉTODOS Y MA TERIA LES 2.1. Materiales y reactivos 2.1.1. Materiales 2.1.2. Reactivos
2.2. 2.3. 2.4. III. IV. V.
Procedimiento experimental Datos obtenidos Cálculos
CONCLUSIONES REFERENCIA BIBLIOGRAFICA ANEXOS
vi vii viii
1 2 4 4 5 5 5
7 7 7 7 7 8 9 13 14
15
viii
I. MARCO TEÓRICO: La Electroquímica trata de los cambios químicos causados por una corriente eléctrica y de la producción de energía eléctrica por medio de reacciones químicas. Hay dos tipos de celdas:
CELDAS ELECTROLÍTICAS: Son aquellas en las que la corriente
eléctrica hace que se produzcan reacciones no espontaneas. Es decir se convierte energía eléctrica en energía química.
CELDAS GALVÁNICAS: Son aquellas en las que un proceso
espontaneo hace que se produzca energía eléctrica, que puede suministrarse a un circuito exterior. Es decir, se convierte energía química en energía eléctri ca.
Una de las partes fundamentales de la celda son los electrodos. Los electrodos suelen ser superficies metálicas, en las que se producen reacciones de oxidación y reducción. Se pueden distinguir dos tipos:
Electrodos activos: Que son los electrodos metálicos que se
disuelven o se forman a medida que se produce la reacción en la celda. Por ejemplo una placa de Zn o de Cu.
0
+2
→
+2
+ 2 −
+ 2 − →
0
Electrodos inertes: son los que no experimentan cambios por la
reacción neta de la celda. Una placa de Pt sumergida en una disolución de iones.
+2
+ → +3 + 1 − ()
El Pt queda inalterado, solo sirve para aceptar electrones.
1
1.1 Celdas Galvánicas: Muchas reacciones de oxidación-reducción se pueden efectuar de tal modo que generen electricidad. Los dispositivos donde se efectúan se llaman celdas voltaicas o celdas galvánicas. En principio, toda reacción acuosa espontanea de oxidación-reducción puede generar electricidad si se cumplen los siguientes requisitos: 1. Los agentes oxidante y reductor no se encuentran en contacto físico entre sí, más bien están contenidos en compartimientos separados: las semiceldas. Cada semicelda contiene una disolución y un conductor (electrodo) que suele ser un metal. 2. El agente reductor o el agente oxidante es una semicelda puede ser el electrodo mismo, una sustancia depositada en él, un gas que burbujee en torno al electrodo o un soluto de la disolución en la que esta introducido el electrodo. Al igual que en la electrolisis, el electrodo en el que sucede la reducción es el cátodo y en el que ocurre la oxidación es el ánodo. •
Án od o: sin importar el tipo de celda (electrolítica ó voltaica) se
define como el electrodo en el cual se produce la oxidación porque algunas especies pierden electrones. Este posee carga positiva y a el migran los iones o cargas negativas. •
Cátodo: sin importar el tipo de celda (electrolítica ó voltaica)
se define como el electrodo en el cual se produce la reducción porque algunas especies ganan electrones. Este posee carga negativa y a el migran los iones o cargas positivas. 3. La disolución de las dos semiceldas se conectan de tal maena que permite a los iones moverse entre ellas. Entre los arreglos posibles se encuentran: a) La estratificación cuidadosa de la disolución menos densa sobre la disolución más densa. 2
b) La separación de las dos disoluciones mediante una sustancia fibrosa empapada de un electrolito. c) La inserción de una disolución de un electrolito de conexión entre las dos disoluciones.
En el ánodo:
0
+2
→
+2
+ 2 −
Y en el cátodo: + 2 −
→
0
Los iones +2 reaccionarán directamente con la barra del zinc.
+2
+ → + +2
Y no habrá trabajo eléctrico útil, a menos que las 2 placas estén separadas y para completar el circuito, las 2 placas deben conectarse a través de un ½ conductor en el cual puedan moverse los cationes y aniones. Los iones del KCl o NH4NO3 no deben reaccionar con los +2 o +2 . Los electrones fluyen externamente desde el ánodo hasta el cátodo a través del alambre. Los iones +2 , +2 ,
+
migran al cátodo (a través de la disoln neutra
KCl), Mientras que SO4 y Cl- migran hacia el ánodo.
3
1.2 Potenciales de celda: El potencial de una celda ( ∆E0) es el voltaje asociado con una celda cuando todos los solutos se encuentran a 1 M y todos los gases están a 1 atm. Es siempre positivo y corresponde a la diferencia de potenciales del cátodo (semireacción de reducción) menos el potencial del ánodo (semireacción de oxidación). o
o
o
E celda = = E (cátodo) – E (ánodo)
Por tanto, de acuerdo con el convenio de signos de la IUPAC, si el potencial de unión líquida es despreciable, o no hay unión líquida, se puede escribir el potencial de la celda, E celda, como: Ecelda = Ederecha - Eizquierda O bien se le conoce como: Ecelda = Ereducción - Eoxidación Aunque no se pueden determinar los potenciales absolutos de los electrodos como tales, si se puede determinar con facilidad los potenciales de electrodo relativos.
1.3 Descarga de una celda galvánica: La celda galvánica está en un estado de no equilibrio debido a que la gran resistencia del voltímetro evita que la celda se descargue de manera significativa. Cuando se mide el potencial de la celda no sucede ninguna reacción y lo que se mide es la tendencia a que suceda la reacción, si se deja que proceda. Si se deja que la celda se descargue al sustituir el voltímetro con un medidor de corriente de baja resistencia, se lleva a cabo la "reacción espontánea de la celda".
4
1.4 Tipos de electrodo: Electrodo de referencia estándar de hidrógeno. Para que los valores de potenciales relativos de electrodo tengan aplicación amplia y sean de utilidad, se emplea una semicelda de referencia frente a la cual se comparan todas las demás. Un electrodo como éste debe ser fácil de fabricar, ser reversible y sumamente reproducible. El electrodo estándar de hidrógeno (EEH), a pesar de que tiene una utilidad práctica limitada, se ha empleado en todo el mundo durante muchos años como electrodo de referencia universal. Es un electrodo de gas común.
1.5 Potencial del electrodo y potencial normal de electrodo: Potencial de electrodo: Se define como el potencial de una celda que conste del electrodo en cuestión, como el electrodo de la derecha, y el electrodo estándar de hidrógeno, como el electrodo de la izquierda. Potencial normal de electrodo (E°): Se define como su potencial de electrodo cuando las actividades de todos los reactivos y los productos sean la unidad.
1.6 Tabla de potenciales:
Reacción
Potencial estándar de electrodo, V
S(s) + 2H+ + 2e- → H2S(g)
+0.141
Cu2+(ac) + e- → Cu+(ac)
+0.153
Sn4+(ac) + 2e- → Sn2+(ac)
+0.154
HSO4-(ac) + 3H+(ac) + 2e- → H2SO3(ac) + H2O(L)
+0.170
5
SO42-(ac) + 4H+(ac) → H2SO3(ac) + H2O(L) +0.200
AgCl(s) + e - → Ag(s) + Cl-(ac)
+0.222
BiO+(ac) + 2H+(ac) + 3e - → Bi(s) + H2O(L) +0.320
Cu2+(ac) + 2e- → Cu(s)
+0.337
Fe(CN)63-(ac) + e- → Fe(CN)64-(ac)
+0.360
O2(g) +2H2O(L) 4e- → 4OH-(ac)
+0.400
Ag2CrO4(s) + 2e- → 2Ag2(s) + CrO42-(ac)
+0.446
H2SO3(ac) + 4H+ + 4e- → S(s) + 3H2O(L) +0.450
Cu+(ac) + e- → Cu(s)
+0.521
I2(s) + 2e- → 2I-(ac)
+0.536
Ag++ e- → Ags
+0.799
2H++2e- → H2s
0.000
6
II. MÉTODOS Y MATERIALES: 2.1. MATERIALES Y REACTIVOS: •
Tubo en ‘‘U’’ de vidrio.
•
Voltímetro.
•
Algodón.
•
Lamina de cobre.
•
Lamina de zinc.
•
Cables conductores con pinzas cocodrilo en los extremos.
•
CuSO4 1M.
•
ZnSO4 1M.
•
Solución saturada de NaCl o KCl.
2.2. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: •
Construcción de una celda galvánica: En primer lugar, se llenan los dos vasos de precipitados con aproximadamente 100ml, uno con la disolución de CuSO4 y el otro con la disolución de ZnSO4.
•
A continuación, introducimos la lámina de Cu en la disolución de CuSO4 y la lámina de Zn en la disolución de ZnSO4.
•
Se comunican las dos disoluciones mediante una tira de papel de filtro, que actuará como puente salino.
•
Finalmente, mediante 2 pinzas de cocodrilo y a través de los cables de conexión, conectamos las láminas al voltímetro. Anotamos el valor de la diferencia de potencial que genera la pila.
•
Transformación de energía química en energía eléctrica: Colocar en un vaso de precipitado solución de CuSO4 1M y en otro solución de ZnSO4 1M hasta aproximadamente la mitad.
•
Introduzca en el vaso con solución de CuSO4 la lámina de Cu y en la que contiene la solución de ZnSO4 la lámina de Zn
7
•
Conecte la lámina de Zn al polo negativo del voltímetro y la de cobre al positivo con los cables conductores como muestra la figura y anote la lectura del voltímetro. Observará que la aguja del voltímetro se mantiene en el cero de la escala indicando que no circula corriente porque el circuito está abierto.
•
Llene el tubo en U con la solución de NaCl y tape cada extremo de él con algodón.
•
Invierta el tubo en U e introduzca un extremo en la solución de CuSO4 y el otro en la ZnSO4, como muestra la figura cuidando que no quede aire en su interior.
•
Anote la lectura del voltímetro. La aguja del instrumento marcará una división distinta de cero, indicando que circula corriente eléctrica, porque el circuito se cerró al colocar el tubo en U, que constituye lo que se llama puente salino.
2.3. DATOS OBTENIDOS: Se determinó el diferencial de potencial de la celda. ∆ = 1.18 Se determinó el potencial del Zinc y cobre. En el ánodo: 0
→
+2
+ 2 −
= 1.08
Y en el cátodo:
+2
+ 2 −
=
→
0
0.04
8
2.4. CALCULOS: Hallando el diferencial de potencial. ∆
=
()− () ∆ =
0.04 (1.08)
∆ =
1.12
9
III. PREGUNTAS: •
Haz un dibujo de la pila señalando el ánodo, el cátodo, los polos positivo y negativo y como circulan los electrones. Escribe las semirreacciones , indicando el oxidante y el reductor.
En el ánodo: OXIDACIÓN
0
→
+2
+ 2 −
Y en el cátodo: REDUCCIÓN
+2
+ 2 −
→
0
10
•
Calcula el potencial de la pila y compáralo con el obtenido experimentalmente. Datos: Eº(Zn2+/Zn) = -0,76V; Eº(Cu2+/Cu) = +0,34V.
* CON DATOS DE TABLA: ∆
=
()− () ∆ =
0.34 (0.76) ∆ =
1.1
*CON DATOS EXPERIMENTALES: ∆
=
()− () ∆ =
0.04 (1.08)
∆ =
•
1.12
¿Qué es lo que asegura la continuidad de la corriente en la electrólisis? El puente salino que debe estar contenido por electrolitos fuertes en el caso de nuestro laboratorio utilizamos cloruro de potasio.
11
•
Indicar cuáles de las siguiente hemirreacciones son de oxidación y cuáles de reducción:
•
2 Cl- → Cl2 + 2e
OXIDACION
Cu2+ + 2e → Cu°
REDUCCION
SO3 + 2OH- → SO4 + H2O + 2e OXIDACION
Ag+ → Ag°
REDUCCION
Cu° → Cu2+
OXIDACION
Definir oxidación y reducción: OXIDACION: Se da cuando hay una pérdida de electrones, ocurre en el ánodo, y el número de oxidación aumenta. REDUCCION: se da cuando hay una ganancia de electrones, ocurre en el cátodo, y el número de oxidación disminuye.
•
Definir corrosión: CORROSION: La corrosión se define como el deterioro de un material a consecuencia de un ataque electroquímico por su entorno. De manera más general, puede entenderse como la tendencia general que tienen los materiales a buscar su forma más estable o de menor energía interna. Siempre que la corrosión esté originada por una reacción electroquímica (oxidación), la velocidad a la que tiene lugar dependerá en alguna medida de la temperatura, de la salinidad del fluido en contacto con el metal y de las propiedades de los metales en cuestión. Otros materiales no metálicos también sufren corrosión mediante otros mecanismos. El proceso de corrosión es natural y espontáneo.
12
IV. CONCLUSIONES: •
Se utilizó los instrumentos del laboratorio incluido el voltímetro.
•
Se resolvió problemas fáciles sobre potenciales de una pila y ajuste de reacciones redox.
•
Se elaboró un informe sobre la experiencia realizada.
13
V. BIBLIOGRAFÍA:
QUÍMICA, LA CIENCIA CENTRAL DE BROWN & LE MAY & BURSTEN, 1993 PRENTICE HALL IBEROAMERICANA.
QUÍMICA DE CHANG, 1992 MC GRAW-HILL.
PONTIFICIA
UNIVERSIDAD
JAVERIANA,
FACULTAD
DE
INGENIERÍA QUÍMICA, “LABORATORIO QUIMICO”
UNIVERSIDAD DE SEVILLA AMAZON DEL LIBRO
QUÍMICA 10MA EDICIÓN RAYMOND CHANG
QUÍMICA FI UNPSJB 2015
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VI. ANEXOS:
Tubo de U con la solución de cloruro de potasio (KCl).
Celda galvánica.
15
Lourdes midiendo el diferencial de potencial.
Celda galvánica.
16
