Práctica N°6: Electroquímica UNMSM
1. Resumen
En este informe se busca como objetivo estudiar la ecuación de Nernst aplicada la celda galvánica Zn/Zn+2//Cu+2/Cu a diferentes concentraciones y la Ley de Faraday aplicada a la electrólisis del agua, ambas de manera experimental. Se trabajó en el laboratorio bajo las siguientes condiciones: presión barométrica de 758.7 mmHg, humedad relativa de 92% y temperatura de 17.5 °C.
Luego, de terminar los procedimientos experimentales se consiguieron los siguientes valores experimentales; para la ecuación de Nernst: para el CuSO4 0.1M el potencial es de 1.06V, para 0.01M es de 1.04V y para 0.001M es de 1.01V. Y para la Ley de Faraday se obtuvo un tiempo de 603s. Los errores experimentales para ambos casos fueron, para la ecuación de Nernst para el CuSO4 al 0.1M, 0.01M y 0.001M de 3.64%, 7.96% y 12.93% respectivamente. Y para la Ley de Faraday fue de -175.44% lo cual se detallará el porqué de ese resultado más adelante.
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2. Introducción El estudio de la electroquímica es necesario para comprender los procesos industriales que son base de la economía mundial, tales como la industria cloroalcalina para la obtención del cloro y la sosa; los procesos de electrorrefinado de metales que interviene en la mejora de la calidad de los metales; la electrosíntesis orgánica que brinda la eficiencia a la producción de polímeros y medicamentos; la síntesis de nuevas soluciones energéticas que provienen de las celdas de combustible, para lograr una eficiente conversión de energía química a eléctrica.
También entran en este campo los proceso electrocinéticos que son conocidas como técnicas de referencia de descontaminación de suelos contaminados. Todas estas técnias consisten en aplicar una gradiente de potencial entre hileras de electrodos colocadas en el suelo directamente o en pozos de electrolitos. Por lo tanto, ocurren las siguientes manifestaciones fisicoquímicas:
Electromigración: los ánodos y cátodos generan un campo eléctrico que arrastra del agua retenida los iones (aniones y cationes). Los aniones (carga negativa) se van a los ánodos (carga positiva) y los cationes (carga positiva), a los cátodos (carga negativa).
Electroforesis: consiste en el movimiento de partículas cargadas contenidas en el suelo por acción del mismo campo eléctrico.
Electroósmosis: el campo eléctrico engloba al agua subterránea sola o con una solución añadida para favorecer el proceso de movimiento de contaminantes, con esto se logra el movimiento de líquido en sentido ánodo-cátodo.
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Electrólisis: se le añaden reactivos a los ánodos y cátodos colocados en los suelos o también en una solución electrolítica en contacto sobre el suelo. Lo que sucede es la oxidación del agua en la superficie anódica y la reducción del agua o la electrodeposición de metales sobre la superficie catódica. Habrá la formación de un frente ácido que debido a la electromigración de iones hacia el cátodo provocará la liberación de especies contaminantes fijadas al suelo, por la disolución de precipitados e intercambio iónico. Y, el frente básico produce el efecto contrario al proceso descrito anteriormente. Todo esto se puede cambiar con la agregación de los reactivos correspondientes.
Calentamiento eléctrico: busca elevar la temperatura del suelo, sobre todo en las cercanías de los electrodos, como consecuencia de las caídas óhmicas generadas por las altas resistencias iónicas del suelo. Este calentamiento (Joule-Thompson) es proporcional a la intensidad de corriente que circula externamente al suelo.
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3. Principios teóricos
La electroquímica es una parte de la química que trata de la relación entre las corrientes eléctricas y las reacciones químicas, y de la conversión de la energía química en eléctrica y viceversa. En un sentido más amplio, la electroquímica es el estudio de las reacciones químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes o voltajes. Existen dos tipos de generadores electroquímicos: G.E de energía y G.E de sustancias. a) Generador electroquímico de energía: Llamado también celda o pila galvánica, consiste de dos electrodos diferentes inmersos en soluciones que contienen soluciones. La energía que se genera proviene de la diferencia de potencial electroquímico que existe entre ambos electrodos. El ejemplo más común de este tipo de generador es el sistema formado por
//
Pila de Daniel, cuyo potencial de celda a condiciones estándar es:
llamado también . el
cambio de energía libre para esta reacción puede calcularse mediante: …(1)
El valor negativo del
para esta celda indica espontaneidad de la reacción. A
condiciones diferentes a las estándares, el potencial de la celda puede calcularse de acuerdo con la ecuación de Walter Nerst:
En la anterior ecuación, para soluciones diluidas, las actividades de los iones pueden reemplazarse por sus concentraciones respectivas. El término celda galvánica involucra también los siguientes sistemas: i)
Dos electrodos iguales inmersos en soluciones diferentes concentraciones de sus iones
ii)
Dos electrodos iguales inmersos en soluciones de igual.
iii)
Dos electrodos diferentes inmersos en una solución electrolítica
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Práctica N°6: Electroquímica UNMSM b) Generador electroquímico de sustancias: llamado también celda electrolítica. Consiste de dos electrodos enmersos en una solución electrolítica que necesita de una fuente externa de energía para funcionar. Está última puede tratarse de una batería o de un rectificador de corriente. Las reacciones que tienen lugar en este tipo de generador son: producción de sustancias sólidas(electrodeposición), desprendimiento de un gas (H2, O2, Cl2), oxidación o reducción de un ion que permanece en solución ( , la conversión de un metal en un ión
,
; , etc,
siendo la cantidad producida de cualquier sustancia proporcional a la cantidad de electricidad de electricidad que atraviesa la celda. Esta relación fue descubierta por Michael Faraday y fue enunciada mediante las dos leyes de la electrolisis que quedan resumidas en lo siguiente: 96500C de electricidad producen 1eq-gr de determinada sustancia en cada electrodo. Según Faraday:
Donde: M: masa en gramas de la sustancia PE: peso equivalente I: intensidad en amperios T: tiempo en segundos C: carga en Coulombs
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4. Detalles experimentales 4.1 Materiales Fiolas: De 250mL, se usaron para preparar las soluciones de CuSO4 0.01M 0.001M, ya que las Fiolas son las de mayor precisión.
Vasos de 250mL: Usados para verter la solución de CuSO4 y ZnSO4, serán conectadas con el puente salino.
Pipetas
Conexiones eléctricas
Tubo en U: usado como puente salino.
Láminas de Cu y Zn.
Lija
Tubo de vidrio con salida lateral y orificios en la parte inferior
Electrodos metálicos
Multímetro
Fuente de corriente continua regulable
Transformador variable.
4.2 Reactivos : ZnSO4 0.1M CuSO4 0.1M NaOH 4N
4.3 Ecuación de Nerst
1. Preparamos 250mL de las soluciones de CuSo4 0.01M y 0.001M por dilución de la solución stock 0.1M, para ello aplicamos M1.V1=M2.V2, dicho cálculo será mejor detallado en el punto 5. Gracias a esa relación obtuvimos la solución a 0.01M mezclando 25mL de CuSO4 y 225mL de H2O; la otra solución mezclando 2.5mL de CuSO4 y 247.5mL de H2O. 2. Vertimos 200mL de ZnSO4 0.1M y lo conectamos con el puente salino que encontramos ya preparado, el puente salino en forma de “U” contenía una Laboratorio de Fisicoquímica
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Práctica N°6: Electroquímica UNMSM solución saturada de KCl con agar-agar, en otro vaso vertimos la solución de CuSO4 (300mL) 0.1M. 3. Lijamos dos láminas metálicas, una de cobre y otra de Zn, luego las lavamos con agua destilada. 4. Conectamos el cordón eléctrico negro en “COM” y el rojo en “V” de multímetro, el otro lado del cordón negro lo conectamos a la pequeña lámina de zinc y el otro cordón a la lámina de cobre, colocamos cuidadosamente las láminas en sus respectivas soluciones, tratando en lo posible que las pinzas no hagan contacto con las soluciones. 5. Giramos la perilla del multímetro hasta 2V en DCV: luego encendimos el aparato antes mencionado, dejamos que la lectura se estabilice y procedimos a anotamos. Estos datos se presentaran en la tabla de resultados. 6. Repetimos (2),(3),(4) y (5) pero primero con la solución de CuSO 4 0.01M y por último 0.001M
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Práctica N°6: Electroquímica UNMSM 4.2 Ley de Faraday
El equipo de la imagen se usó en esta parte de la práctica , este equipo contenía 250mL de NaOH. 1. Mediante el cursos movible del variac, regulamos el voltaje para mantener 0.3 amperios y dejamos que se libere hidrógeno en el cátodo por espacio de 1minuto teniendo abierto uno de los conductos. 2. Cerramos dicho conducto y esperamos que se produzca 20mL de hidrógenos, lamentablemente no pudimos obtener dicha cantidad ya que el equipo que regulaba el voltaje se malogró, es por ello que solo obtuvimos 6.8mL pero en 505s, esto se discutirá mejor en el análisis y discusión de resultados.
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5. Tabulación de datos y resultados experimentales 5.1 Tablas de datos experimentales Temperatura 17.5°C
Presión 758.7mmHg
Humedad relativa 92%
Tabla N°1 Condiciones de laboratorio
Concentración de 0.1M 0.1M 0.1M
I(A) 0.3A
Potenciales experimentales Concentración de 0.1 M 1.06V 0.01 M 1.04V 0.001 M 1.01V Tabla N°2 Potenciales experimentales en la celda galvánica
T(seg) 603s
Temperatura(°C) T(K) 17.5°C 290.5°K Tabla N°3 Celda electrolítica
Volumen (H2) 6.8mL
5.2 Tabla de datos teóricos
Concentración de 0.1M 0.1M 0.1M
Potenciales teóricos Concentración de 0.1 M 1.1V 0.01 M 1.13V 0.001 M 1.16V Tabla N°4 Potenciales teóricos en la celda galvánica
5.3 Tabla de cálculos
a) 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
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Resultado
Tabla N°5 Potenciales teóricos obtenidos con la ecuación de Nernst b) Utilizando la Ley de Faraday calcule la cantidad en graos de hidrógeno liberado en el cátodo y compárelo con el obtenido experimentalmente. Calculando la masa teórica de hidrógeno liberado, haciendo uso de la ecuación universal de gases.
Donde: P= 758.7 mmHg V=6.8mL T= 290.5°K
Calculando la masa experimental con la Ley de Faraday Ecuación
Calculo (
Resultado
)
Tabla N°6 Masa experimental obtenido con la Ley de Faraday
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5.4. Tablas de errores experimentales
Fórmula
Cálculo
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Resultado
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Tabla N°7 Porcentajes de error en la ecuación de Nernst Fórmula
Cálculo
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Resultado |
Tabla N°8 Porcentajes de error en la Ley de Faraday
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6. Ejemplos de cálculos De acuerdo a la siguiente reacción: Fe2+ + Ce4+ → Fe3+ + Ce 3+ Calcular el potencial de la celda si la: [Fe] 2+ = 0,05 M [Fe] 3+ = 0,025 M [Ce] 4+ = 0,1 M [Ce] 3+ = 0,03 M. Datos: E° Fe+2 Fe ⁄ +3= 0,68 V E° Ce+4 Ce ⁄ +3= 1,44 V Cabe recordar, que para calcular el potencial de la pila en condiciones no estándar, se debe emplear la ecuación de de Nernst. Así que, de la ecuación global de la reacción tenemos:
∗ Antes de reemplazar en la ecuación de Nernst es importante establecer que n (número de electrones transferidos) para esta reacción es igual a 1 (n=1). Ahora, el potencial estandar de la celda, lo calculamos de la siguiente manera. ∆E° = E° Cátodo – E° Ánodo Sabemos que el hierro (Fe), sufre el proceso de oxidación y la especie pierde 1 electrón (ánodo) y el cesio (Ce) sufre el proceso de reducción, la especie gana 1 electrón (cátodo). ∆E° = 1,44V − 0,68 V ∆E° = 0,76 V Reemplazando lo anterior en la ecuación
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7. Análisis y discusión de resultados
Al terminar con los cálculos respectivos se obtuvo para el primer experimento (ecuación de Nernst) los siguientes potenciales de celda: 1.1V para el CuSO4 0.1M, 1.13V cuando la concentración es de 0.01M y de 1.16V 0.001M. Al analizar el porcentaje de error (por defecto) se consiguió 3.64%, 7.96% y 12.93% respectivamente.
Para el segundo experimento (Ley de Faraday) se obtuvo una masa de hidrógeno de 1.87x10-3 g. Realizando la comparación con el valor teórico (5.7x10-4 g) se llegó a 175.44% de error.
Se pudo notar para el primer experimento que mientras menos concentradas fueron las soluciones CuSO4 menos voltaje se registró en el voltímetro, debido a la menor cantidad de iones que deben tener. Se utilizó un puente salino (KCl), este tiene como función neutralizar las cargas de las celdas. Cabe mencionar que el voltímetro puede consumir parte de la energía eléctrica producida en la celda galvánica, lo cual indica que la medición del potencial de celda no está en su totalidad.
En el segundo experimento se quiso aplicar la ley de Faraday la cual muestra la proporcionalidad directa entre la cantidad de masa producida y la intensidad del voltaje que corre por la celda. El porcentaje de error en este caso fue de -175.44% (por exceso) debido a que la fuente de corriente se descompuso durante la liberación de hidrógeno en el cátodo.
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8. Conclusiones y recomendaciones
En la celda galvánica se lleva acabo de manera espontánea el fenómeno de óxido-reducción lo cual genera una corriente eléctrica capaz de ser medida.
Los electrones realizan el viaje del ánodo (carga negativa) al cátodo (carga positiva) generando potenciales para cada electrodo y estas al sumarlas da el potencial de celda.
Mientras menor concentrada la solución, menor será su voltaje.
La cantidad de masa producida en un electrodo es proporcional a la intensidad (amperios) que se aplica a la celda electrolítica. Con esto se comprueba la Ley de Faraday.
RECOMENDACIONES
Al momento de introducir la lámina de cobre y zinc en la celda galvánica hay que evitar que las pinzas hagan contacto con la solución pues puede interferir en la lectura del voltímetro.
Mantener seco las láminas para el experimento, deben estar libres de humedad.
Verificar las conexiones de los equipos como en el caso de la fuente de corriente eléctrica continua y controlar con el cursor que la intensidad sea constante.
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9. Bibliografía 1. Castaños, E. (3 de agosto de 2015). Potencial estándar de reducción y fuerza electromotriz de una pila. Castilla y León, España: Lidia con la Química. Recuperado de: https://lidiaconlaquimica.wordpress.com/tag/electrodo-dehidrogeno/ 2. Barrera, C. (2014). Aplicaciones electroquímicas al tratamiento de aguas residuales. Barcelona, España: Editorial Reverté. Recuperado de: http://www.siea.uaemex.mx/siestudiosa/FrmEditorial/2014/L_513_6.pdf 3. Guía de ejercicios de electroquímica. Recuperado de: file:///C:/Users/FII/Downloads/Electroqu%C3%ADmica%20celdasecuaci%C3%B3n%20de%20Nerst-Leyes%20de%20Faraday.pdf 4. Douglas A. Skoog (2015); Fundamentos de Química Analítica (9a. ed), México, D.F. Cengage Learning. 5. Guia de prácticas de laboratorio de fisicoquímica, pag 30-31 6. La ley de Faraday. Recuperado de:http://googlegalaxyscience.com/faradaysfirst-second-law-electrolysis-application/?lang=es
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10. Apéndice 10.1
Cuestionario
1. Describa un ejemplo en detalle el diagrama de una celda electroquímica. En la siguiente celda se hace burbujear hidrógeno gaseoso sobre una pieza de Pt sumergida en una solución de HCl, para formar el electrodo de hidrogeno. El otro electrodo consiste en un alambre de Ag cubierto con un depósito de cloruro de plata. Cuando se conectan los dos electrodos a través de una resistencia fluye una corriente según se evidencia en la figura. Las moléculas de hidrógeno están cediendo electrones para producir plata metálica. La diferencia de potencial eléctrico entre los electrodos (fuerza electromotriz de la celda) se debe al hecho de que el H2 tiene una mayor tendencia a ceder los electrones (baja electronegatividad) en presencia de los iones de H+ que la Ag en presencia de los iones de Ag+, en la solución saturada de AgCl. El electrodo en el que se efectúa la reacción de oxidación es el ánodo, y el electrodo en el que se verifica la reacción de reducción es el cátodo. De este modo cuando una celda electroquímica se descarga espontáneamente, los electrodos fluyen a través del circuito externo desde el ánodo hasta el cátodo.
Ahora, veremos las reacciones que se produjeron en el proceso descrito: ½ H2
H+ + 1e-
AgCl + 1e-
Ag+ Cl-
½ H2 + AgCl
Ag+ + H+ + Cl-
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Práctica N°6: Electroquímica UNMSM 2. Mediante un ejemplo describa la importancia de la segunda ley de Faraday La segunda ley enuncia lo siguiente: “Si varias celdas electrolíticas conectadas en serie y provistas de electrodos inertes son atravesadas por la mis cantidad de corriente eléctrica, las cantidades de sustancia depositadas en cada electrodo son proporcionales a los equivalentes-gramo de las sustancias depositadas”.(6) Considere tres cédulas, una contiene agua y un poco de HCl, la segunda celda contiene una solución de sulfato de cobre y la tercera contiene solución de nitrato de plata. Vamos a conectar estas células en serie con una batería eléctrica. Puesto que todas las tres células se han conectado en serie, que recibirán la misma cantidad de electricidad durante el mismo periodo de tiempo. Al pasar la corriente eléctrica a través de estas células, hidrogeno, cobre y plata se deposita en sus respectivos cátodos en la proporción de su equivalente-gramo, es decir 31.75/108.
3. Describa el funcionamiento del electrodo estándar de hidrogeno EEH. El electrodo estándar de hidrógeno (EEH) es un electrodo redox (oxido-reducción). Tiene un potencial absoluto de 4.40 ± 0.02 a 25°C, pero se utiliza como patrón con respecto a otras soluciones electrolíticas y allí termina siendo su potencial de cero en todas las temperaturas. Consta de un electrodo de platino e hidrógeno gaseoso a 1 atm de presión, sumergido en una solución ácida (contenida de iones H+) a 1M. En los electrodos sucede lo siguiente: Reacción de oxidación (ánodo): Laboratorio de Fisicoquímica
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Reacción de reducción (cátodo):
En caso de que formemos pilas galvánicas combinando distintos electrodos con el electrodo estándar de hidrógeno: Si los otros electrodos tienen más tendencia a oxidarse que el hidrógeno, este último actuará como cátodo (reducción) y el otro electrodo, como ánodo (oxidación). Si los otros electrodos tienen más tendencia a reducirse que el hidrógeno, este último actuará como ánodo (oxidación) y el otro electrodo, como cátodo (reducción).
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Imágenes
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Tabla de contenido 1.
Resumen ...................................................................................................................................... 1
2.
Introducción ................................................................................................................................ 2
3.
Principios teóricos ....................................................................................................................... 4 a)
Generador electroquímico de energía: ................................................................................... 4
b)
Generador electroquímico de sustancias: .............................................................................. 5
4.
Detalles experimentales .............................................................................................................. 6 4.1
Materiales ........................................................................................................................... 6
4.2
Reactivos : ........................................................................................................................... 6
4.3
Ecuación de Nerst................................................................................................................ 6
4.4
Ley de Faraday .................................................................................................................... 8
5.
Tabulación de datos y resultados experimentales ...................................................................... 9 5.1 Tablas de datos experimentales................................................................................................ 9 5.2 Tabla de datos teóricos ............................................................................................................. 9 5.3 Tabla de cálculos ....................................................................................................................... 9 5.4. Tablas de errores experimentales .......................................................................................... 11
6.
Ejemplos de cálculos ................................................................................................................. 12
7.
Análisis y discusión de resultados ............................................................................................. 13
8.
Conclusiones y recomendaciones ............................................................................................. 14
9.
Bibliografía ................................................................................................................................ 15
10.
Apéndice................................................................................................................................ 16
10.1
Cuestionario ...................................................................................................................... 16
10.2
Imágenes .......................................................................................................................... 19
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