Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La sustancia disuelta se denomina soluto y está presente generalmente en pequeña cantidad en pequeña
cantidad
en
comparación
con
la
sustancia
donde
se
disuelve
denominada solvente. En cualquier discusión de soluciones, el primer requisito consiste en poder especificar sus composiciones, esto es, las cantidades relativas de los diversos componentes.
La concentración de una solución expresa la relación de la cantidad de soluto a la cantidad de solvente. Las soluciones poseen una serie de propiedades que las caracterizan: 1. Su composición química es variable. 2. Las propiedades químicas de los componentes de una solución no se alteran. 3. Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente puro: la adición de un soluto a un solvente aumenta su punto de ebullición y disminuye su punto de congelación; la adición de un soluto a un solvente disminuye la presión de vapor de éste.
Vasos de precipitados
CuSO4
Puente salino
ZnSO 4
Placas metálicas de cobre Placas metálicas de zinc Multímetro Fuente de alimentación
1) Prepare el multímetro. 2) Vierta en un vaso de precipitados 150 ml de CuSO 4 y en otro 150 ml de ZnSO4. 3) Coloque los vasos de forma paralela y coloque el puente salino entre ambos, de tal forma que cada extremo toque a las soluciones dentro de los vasos precipitados.
4) Conecte con el multímetro las barras de zinc y cobre dentro de sus respectivas soluciones.
5) Desconecte las barras de Cu y Zn de los cables del multímetro y registre sus resultados.
1) Lije y lave nuevamente las barras de Zn y Cu 2) Pese las barras de Cu y Zn en la balanza analítica y registre las masas en la tabla de resultados. 3) Conecte la barra de Cu al cable color rojo de la fuente la alimentación y la de Zn al polo negativo. Introduzca las placas en la solución que corresponde.
4) Administre un voltaje de aproximadamente 5 V y deje que se lleven a cabo las reacciones por 10 minutos. 5) Apague la fuente de alimentación, saque las placas de las soluciones, desconéctelas, séquelas y péselas en la balanza analítica, registre sus datos obtenidos.
pila experimental oxidación teórico oxidación teórico pila Teórico Masa inicial de Masa final de Masa inicial de Masa final de Reacciones en el ánodo Reacciones en el cátodo
1.086 V 0.337 V 0.763 V 1.100 V 11.9241 g 11.9241 g 28.8630 g 28.8630 g Zinc se oxida +2e-
/ / / / 11.9241 g 11.9253 g 28.8630 g 28.8694 g Cobre se oxida +2e-
Cobre se reduce -2e-
Zinc se reduce -2e-
1) Calcule el valor del potencial de la pila usando los valores de potencias teóricos de cada uno de los metales usados experimentalmente.
2) Calcule la masa teórica que se depositó en el cátodo, cuando la celda funcionó como celda electrolítica (usa las ecuaciones de Faraday y los valores de tiempo y corriente usados en el experimento).
Las celdas galvánicas producen energía eléctrica a partir de ciertas reacciones químicas. Esta celda está formada por dos electrodos y, al igual que en la celda electrolítica, la reducción ocurre en el cátodo y la oxidación en el ánodo, pero difiere de ella, en que e l cátodo y el ánodo están, cada uno, en soluciones diferentes, ya que es esta celda la solución de iones Zn+², se encuentra separada de la solución que contiene iones Cu+², por medio de una barrera porosa a través de la cual pueden difundirse los iones. Es ta separación se hace, porque de esta forma es que se obtendrá la electricidad.
La función del puente salino es la de aislar los contenidos de las dos partes de la celda mientras se mantiene el contacto eléctrico entr e ellas.
Se construye la pila separando las dos semirreaciones en dos recipientes diferentes: en uno de ellos hay un electrodo de cobre en una disolución de sulfato de cobre; en el otro recipiente hay una barra de zinc en una disolución de sulfato de zinc.
Ambos electrodos metálicos están conectados por un cable conductor por donde circula la corriente eléctrica.
Los dos recipientes están unidos por el puente salino que permite que la pila no se polarice por acumulación de cargas de un mismo signo en cada semicelda.
En su forma más simple, cada semipila consta de un metal y una solución de una sal del metal. La solución de la sal contiene un catión del metal y un anión para equilibrar la carga del catión. En esencia, la semipila contiene el metal en dos estados de oxidación, y la reacción química en la semipila es una reacción redox, escrito simbólicamente en el sentido de la reducción como: M
n+
(especie oxidada) + n e -
M (especie reducida)
En una pila galvánica de un metal es capaz de reducir el catión del otro y por el contrario, el otro catión puede oxidar al primer metal. Las dos semipilas deben estar separadas físicamente de manera que las soluciones no se mezclen. Se utiliza un puente salino o una placa porosa para separar las dos soluciones. El número de electrones transferidos en ambas direcciones debe ser el mismo, así las dos semipilas se combinan para dar la reacción electroquímica global de la celda. Para dos metales A y B: A
n+
+ n e-
B
m+
A
+ m e-
mA+nB
m+
B nB+mA
n+
Cuando un metal se oxida en una semipila, deben transferirse aniones a la semipila para equilibrar la carga eléctrica del catión producido. Los aniones son liberados de la otra semipila cuando un catión se reduce al estado metálico. Por lo tanto, el puente salino o la membrana porosa sirven tanto para mantener las soluciones separadas como para permitir el flujo de aniones en la dirección opuesta al flujo de electrones en el cable de conexión de los electrodos. 5) . Para la pila Daniell, los dos metales son zinc y cobre y las dos sales son los sulfatos del metal correspondiente. El zinc es el metal más reductor de modo que cuando un dispositivo se conecta a ambos electrodos, la reacción electroquímica es Zn + Cu2+
Zn2+ + Cu
El electrodo de zinc se disuelve y el cobre se deposita en el electrodo de cobre. Por definición, el cátodo es el electrodo donde tiene lugar la reducción (ganancia de electrones), por lo que el electrodo de cobre es el cátodo. El cátodo atrae cationes, que tienen una carga positiva., por lo que el cátodo es el elect rodo negativo. En este caso el cobre es el cátodo y el zinc es el ánodo.
Es un dispositivo simple de dos electrodos, sumergido en un electrolito capaz de originar energía eléctrica por medio de una reacción química. Si se produce una reacción química por el paso de electricidad a través de ella, tenemos las celdas electrolíticas. Cuando se combinan dos o más celdas en serie o paralelo se obtiene una batería.
Con la celda galvánica no se aplicó corriente y reaccionaron solas, en cambio al aplicar la corriente se creó la celda electrolítica.
Los potenciales de reducción del cobre (II)/cobre y del zinc (II)/Zinc valen respectivamente +0,34 V y -0,76 V. Una pila o celda galvánica que aprovechara la reacción espontánea Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu proporcionaría una fuerza electromotriz de +0,34 V -(-0,76 V)=1,10 voltios. Si ahora queremos provocar la reacción contraria Cu + Zn2+ → Cu2+ + Zn por ejemplo para depositar Zn sobre un objeto metálico, habremos de introducir una fuente de alimentación que genere una corriente eléctrica de más de 1,10 voltios Por tanto, en la célula electrolítica existe igualmente una reacción redox pero ahora está provocada por la energía eléctrica de las cargas que atraviesan la cuba. Aunque ahora existe un único recipiente, también existen dos semirreacciones, una en cada electrodo, pues en cada una de ella tiene lugar una parte de la reacción redox:
Una pila eléctrica es un dispositivo que convierte energía química en energía eléctrica por un proceso químico transitorio, tras lo cual cesa su actividad y han de renovarse sus elementos constituyentes, puesto que sus características resultan alteradas durante el mismo. Gracias a esta gran invención, podemos escuchar nuestra música donde queramos gracias a los reproductores mp3, usar controles remotos para no levantarnos o incluso usar dispositivos inalámbricos como ratones o teclados.
http://es.wikipedia.org/wiki/Reducci%C3%B3n-oxidaci%C3%B3n http://es.wikipedia.org/wiki/Hemoglobina http://www.monografias.com/trabajos/atomo/atomo.shtml www.quimicaweb.net/grupo_trabajo_fyq3/tema4/index4.htm http://www.monografias.com/trabajos83/balanceo-ecuaciones-quimicas/balanceo-ecuacionesquimicas.shtml http://www.prepafacil.com/enp/Main/PotencialesEstandarDeReduccion
