Celda galvanica

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Celda galvanica

  1. 1. Celda galvánica de cobre y zinc Sebastián Tovar Molina*(1235115), Christian Rojas De La Cruz*(1240148), Cristian Daniel Bernal Piamba* (1244682) sebastovarm@gmail.com, christian_rojas_21@hotmail.com, cristian.bernal@correounivalle.edu.co Departamento de Química*, Facultad de Ciencias, Universidad del Valle. Fecha de Realización:28 deMayo de 2013. Fecha de Entrega: 11 de Junio de 2013. Resumen Se preparó una celda galvánica en la que consistía en un electrodo negativo (ánodo) de zinc metálico sumergida en una solución de ZnSO4 y un electrodo positivo (cátodo) de cobre sumergida en una solución de CuSO4 con el fin de determinar su potencial de celda obteniendo como resultado 1.090 V en donde las dos soluciones fueron de 10.0 mL a 1.0M; procediendo de la misma forma se construyeron cuatro celdas más en la que se variaba la concentración de CuSO 4 dichas concentraciones fueron 0.1M, 0.01M, 0.001M, 0.0001M y sus potenciales de celda fueron 1.070V, 1.065V, 1.048V y 0.094V respectivamente. También se determinó la reacción que ocurrió al introducir una granalla de zinc en una solución de CuSO 4 y al sumergir una lámina de cobre en una solución de ZnSO 4, donde el zinc de la granalla desplazó al cobre de la solución de CuSO4 pero no ocurrió lo mismo con la lámina de cobre en la solución de ZnSO 4 Palabras clave:Celda galvánica; Ánodo;Cátodo;Puente salino;Voltaje. 1.Objetivos de la lámina de cobre en la solución de ZnSO4. Analizar y determinar la zona del electrodo donde ocurre la coloración violeta pardo. General Construir una celda galvánica con las soluciones ZnSO4(ac)yCuSO4(ac) para conocer el efecto del cambio de las concentraciones sobre el valor de su potencial. 2. Introducción El objetivo de la práctica es medir el potencial de la celda galvánica de Zinc y Cobre dependiendo de la concentración de una solución de CuSO4, para cada prueba se va cambiando a una solución menos concentrada. La celda galvánica es un dispositivo experimental por el cual se puede generar electricidad mediante una reacción química , está conformada por 2 vasos de Específicos A través de la ecuación de Nerntsdeterminar los potenciales teóricos para ser comparados con los obtenidos experimentalmente. Analizar la degradación de la granalla de zinc en la solución de CuSO4 y el acontecimiento 1
  2. 2. precipitados con ZnSO4 y CuSO4 en cada uno, un puente salino, una lámina de cobre sumergida en la solución de CuSO4 que funcionaba como cátodo y una lámina de zinc en la solución de ZnSO4 que funcionaba como ánodo [3], al final se colocan las láminas de zinc y cobre en un papel filtro humedecido con 0.5 M de KI y gotas de almidón, uno de los terminales se tiñe de azul. Luego se analiza la relación entre la concentración de la solución con el voltaje y la formación del complejo de cobre en el papel filtro. Finalmente se conectó los terminales de los cables del voltímetro a un pedazo de papel filtro humedecido con solución KI/almidón 0.5M en KI sumergido en las soluciones ZnSO4 1.0M y CuSO4 1.0M con el fin de observar en qué terminal del papel se había teñido de color violeta pardo. 4. Datos y Cálculos Los datos obtenidos en la determinaciónde lospotenciales de las distintas celdas usadas en la prácticateniendo como constante la concentración de la solución ZnSO4 1.0 M se observan en la siguiente tabla. 3. Metodología experimental. Se construyó una Celda galvánica en la cual las soluciones de ZnSO4(ac) y CuSO4(ac) se depositaron en vasos de precipitadoscon volúmenes de 10.0 mL cada uno medidos mediante una pipeta volumétrica de 10.0 mL con precisión ±0.02mL como se muestra en la figura 1. Tabla 1. Concentraciones de CuSO4 (ac) vs potenciales de la celda hallados experimentalmente. Concentración de CuSO4 (ac) (M) 1.0 0.1 0.01 0.001 0.0001 Potencial experimental (V) 1.090 1.070 1.065 1.048 0.094 Para comparar los potenciales teóricos con los medidos experimentalmente se debe hacer uso de la ecuación de Nernst, la cual es la siguiente. Figura 1. Celda galvánica de cobre-zinc con soluciones de ZnSO4 y CuSO4. Inicialmente se tomó el potencial de la celda galvánicamediante el voltímetro para las soluciones de ZnSO4 (ac) y CuSO4 (ac) con concentraciones de 1.0 M cada una. Este procedimiento se repitió para las concentraciones de 0.1M, 0.01M, 0.001M, 0.0001M de la solución CuSO4 trabajando con la solución ZnSO4 1.0M para cada una de estas diferentes concentraciones. Posteriormente se introdujo una lámina de cobre en la solución de ZnSO41.0M y una granalla de zinc en la solución de CuSO41.0M con el fin de observar los cambios que se presentarían. Ecuación 1. Ecuación de Nernts Donde n= 2 electrones y E°= 1.10 V, estos se consideran como constantes. Además no se tiene en cuenta el cobre y el zinc sólidos puestos que no intervienen en la reacción ya que sonespecies puras (muy estables) y novarían durante la reacción. El potencial estándar de la celda para 1.0 M de CuSO4 (ac) y 1.0 M ZnSO4 (ac) según la anterior ecuación es: 2
  3. 3. Para mirar el comportamiento grafico delpotencial de la celda tanto experimental como el teórico se graficó por medio de la ecuación de Nernstla relación del potencial de la celda (V) versus Logaritmo de la concentración [Zn+2]/ [Cu+2]. Por consiguiente 1.10 V es el potencial de la celda teórica cuando la concentración de CuSO4(ac)es de 1.0 M. Para analizar el porcentaje de error del potencial dela celda medido experimentalmente conrespecto al potencial teórico se utilizó laecuación 2. +2 En base a la ecuación 2 se tiene que el porcentaje de error para la concentración 1.0 M es: 5. Resultados y discusión Para la preparación de la celda galvánica se obtiene energía eléctrica a partir de una reacción redox espontanea, cuando se vertió 10.0mL de las soluciones de ZnSO4 1.0M y CuSO4 1.0M, cada una en un vaso de precipitados, unidas por medio de un puente salino que contenía una solución de KCl. En el ánodo (electrodo negativo) que era la lámina formada por zinc ocurrió el proceso de oxidación como se ve en la semireacción 1 y en el cátodo (electrodo positivo) que era la lámina formada por cobre ocurrió el proceso de reducción como se ve en la semireacción 2. A cada una de las diferentesconcentraciones de CuSO4(ac) se determinó el potencial de la celda teórico y luego se comparó con el potencialexperimental para determinar el error porcentual como se hizo anteriormente, los datos se muestran en la tabla 2. Tabla 2. Potencial teórico según la variación de +2 concentración Cu y error porcentual. +2 [Cu ]M Potencial teórico (V) 1.0 0.1 0.01 0.001 0.0001 1.10 1.070 1.041 1.011 0.982 +2 Gráfica 1. Potencial vs logaritmo ([Zn ]/ [Cu ]) para valores experimentales y teóricos. Ecuación 2. Error porcentual. Semireaccion 1. Semireacción de oxidación del Zinc. Porcentaje de error (%) 0.91 0.00 2.33 3.64 90.42 Semireaccion 2. Semireacción de reducción del +2 Cu . Esto también se puede apreciar cuantitativamente porque el electrodo que se reduce es el que tiene mayor potencial de 3
  4. 4. reducción en este caso el electrodo de Cu que tiene un potencial de reducción de 0.34voltios a diferencia del electrodo de Zn con potencial de reducción de -0.76voltios. pendiente del potencial experimental que correspondió a -0.2013, los valores negativos indican que la gráfica es decreciente, es decir que a medida que la concentración disminuye ocurre lo mismo con el potencial. Según la ecuación 1 y lo establecido anteriormente la pendiente corresponde a0.0592/2por lo cual las pendientescalculadas anteriormente deben ser muycercanas al valor de -0.0296, si se observa lapendiente del valor teórico correspondeal mismo valor por lo tanto si existe unarelación lineal como se mencionóanteriormente, en cambio la pendientedel valor experimental es cercano alvalor real de la pendiente esto se debe ala dispersión de los datos de potencial yel error porcentual calculadoanteriormenteestoocurre porque en el laboratorio se hantomado estas medidas a condicionesdiferentes de las estándar, lo cual causaque un valor cambie ya sea de formapositiva o negativa.Además de que es imposibletomar una medida exacta ya que el potencial también varía por el tiempoenel que las láminas están sumergidas (desgaste del electrodo) [3]. El error porcentual del potencial de lacelda obtenido experimentalmente los cuales son muy pequeñoscomparadas con el valor de la celda teórica pueden ser sistemáticosrelacionado con la incertidumbre deescala del voltímetro la cual es 1% es decir (±0.01) V, también hay errores por el aumento en la resistencia en loscircuitos cuando no hay buen contactoeléctrico. Los cambios de temperaturacausan variaciones en las resistencias ylas fuentes de voltaje comunes. Teniendo encuenta estos factores se puede decir queson comprensibles los errores obtenidos. Cuando se introdujo la lámina de zinc en la solución de CuSO4estainmediatamente se cubrió de una capade color negro, la cual era cobremetálico; esto ocurre porque los cationes de Cu2+presentes en la soluciónreacciona con el Zn solido transfiriendo los electrones del Zn al Cu, al ocurrir estoel cobre se solidifica y forma la capa negra que cubre al Zn debido atracciones electrostáticas y al constanteintercambio eléctrico entre las dosespecies, debido a que el zinc es Reacción 3. Reacción redox de Cu y Zn. Esta es una reacción de óxido reducción como se dijo anteriormente en la cual hay transferencia electrónicaentre los reactivos, dando lugar a uncambio en los estados de oxidación delos mismos con respecto a los productosdonde el Zn actúa como agente reductor debido a que aumenta su estado deoxidación es decir, se oxida ya que pasade Zn0a Zn2+y el cobre actúa comoagente oxidante debido a que disminuyesu estado de oxidación es decir, se reduce ya que pasa de Cu2+ a Cu0. El potencial medido es el trabajo máximoque la celda puede realizar o la cantidadde energía eléctrica que se puede tener de la reacción [3]. Este mismo procedimiento se realizó variando la concentración de la solución de CuSO4, para las concentraciones 0.1M, 0.01M, 0.001M y 0.0001M, por lo que se puede decir que al disminuir la concentración de CuSO4 como resultado de esto el potencial de la celda también disminuye como se observa en tabla 1 debido a que al haber menor cantidad demoléculas de Cu hay menor intercambioelectrónico por ende el potencialdisminuye por principio de Le Chätelier que alvariar esta concentración se estáaplicando una tensión externa que afectael cociente de reacción por ende esta reacción procederá con mayor dificultad de izquierda a derecha a medida que se le fue disminuyendo la tensión al sistema. Con lo anterior y junto con la gráfica 1 se puede decir que la concentración y el potencial son directamente proporcionales. Después de linealizar la gráfica 1 por medio del programa Origin se calculó las pendientes del potencial teórico la cual fue -0.0296 y la 4
  5. 5. másreactivo que el cobre este lo desplaza enla solución y el cobre se precipita por esta razón es una reacción espontánea; la reacción que ocurre: 6. Preguntas. 1. a) Los teléfonos celulares, baterías de computadoras portátiles y otros dispositivos electrónicos utilizan baterías de ion de Litio, explique en qué consiste el funcionamiento de esta clase de baterías. Las baterías de ion Litio funcionan con el traspaso de iones Li+ del cátodo al ánodo. La batería está compuesta por un cátodo es un electrodo negativo que atrae iones positivos está formado por aleaciones de litio con otros metales como cobalto; un ánodo es el electrodo positivo que atrae iones negativos, está hecho de grafito; una solución electrolítica que permite el paso de iones pero no de electrones. Este circuito se cierra exteriormente lo que permite el paso de electrones, los iones Li+ fluyen del cátodo al ánodo a través de la solución electrolítica, con el fluido de electrones se obtiene la energía, cuando todos los iones de Litio están en el ánodo no habrá flujo de electrones y la batería se ha agotado. Para recargar la batería de ion Litio se aplica flujo de electrones en sentido inverso, lo que hace que los iones de litio vuelvan a su posición inicial en el cátodo y se pueda repetir el proceso de descarga [2]. Reacción 4. Reacción espontánea del Zn. La lamina de Zn poco a poco se iba desintegrando esto debido a la pérdida de 2 electrones que fluían desde el ánodo (lamina de Zn) hacia el cátodo (lámina de Cu) pasando el Zn de la lámina a convertirse en Zn+2 de la solución de ZnSO4 (proceso de oxidación). Este flujo de electrones, que va del ánodo hacia el cátodo hizo que marcara el voltímetro 1.090voltios. Cuando se introduce la lámina de cobre dentro de la solución de ZnSO4no ocurreninguna reacción debido a que el cobretiene menor reactividad que el zinc yno lo desplaza esta es una reacciónespontánea en sentido inverso, es decir para que ocurra hay que aplicarle unpotencial eléctrico. Al formarse de color violeta pardo la zona del electrodo donde estaba el Cobre fue la combinación de cobre y yodo (CuI) el sulfato de cobre reacciona con el yoduro de potasio Reacción 5. Reacción de cobre más yoduro de potasio. Es decir Cu2+ más 2I-produjo CuI2.Un mol de cobre con carga positiva de 2+ se une con 2 moles de yodo cargado negativamente de 1- y forman CuI2. El CuI2 se descompone fácilmente así: b) Indague sobre el mito urbano de "recargar las baterías en el refrigerador", y explique química y razonablemente si es posible o no que se recarguen mediante este método. Las baterías liberan energía a través de reacciones químicas y la las reacciones químicas se ven afectadas por la temperatura, una batería que trabaja a una temperatura de 20ºC va a durar más que una batería que trabaja a 40ºC, entonces si una batería se mete a un congelador lo único que sucederá que la reacción química de auto descarga suceda más lento, pero no habrá ningún tipo de recarga. Reacción 6.Descomposición del yoduro de cobre. El ion yoduro es un suficientemente fuerte agente reductor de manera que se reduce el cobre (II) a cobre (I) y luego se precipita rápidamente como CuI. CuI es muy insoluble. La "inestabilidad" es en realidad un resultado de la electroquímica y la solubilidad. CuI es muy insoluble y no existe en la solución [4]. Esta baja concentración de Cu es suficiente para el rango negativo y hacer que la formación de CuI y I2sea espontánea. 5
  6. 6. 2. La electrólisis de la sal de cocina (NaCl) permite producir compuestos como HCl, NaOH y gas hidrógeno, explique en qué consiste este procedimiento. Para la electrolisis de NaCl, habrá un cátodo y un ánodo sumergidos en agua que tiene disuelto NaCl, cuando la corriente pasa los iones Na+ se atraen por el cátodo y los aniones Cl- se atraen por el ánodo, al mismo tiempo se produce la ionización del agua, los iones H+ y OH-, los iones OH- se combinan con iones Na+ formando NaOH. Los aniones Cl- sucede la siguiente reacción de reducción 2Cl- → Cl2 + 2e-, el cloro molecular esta en forma de gas escapando y los dos electrones liberados los aprovecha el H+ reaccionando así: 2H+ + 2e- → H2, el H2 es gaseoso y también escapa. a) Que el cobre libere hidrógeno tras reaccionar con HCl (iones H+) El cobre no liberara hidrogeno pues el hidrogeno tiene un potencial estándar de 0.00 mientras el cobre tiene +0.34, el potencial de hidrogeno es mayor que el cobre por lo tanto no lo desplazará[1]. b) Que el cromo reaccione con HCl y desprenda hidrógeno El cromo al reaccionar con HCl liberará hidrogeno, pues el cromo tiene un potencial de -0.74 mayor al del hidrogeno 0.00[1]. c) Que el oro reaccione en medio ácido desprendiendo hidrógeno. El oro no liberará hidrogeno, es uno de los metales que menos tiene fuerza de reducción, tiene un potencial de +1.50, mucho menor al H2[1]. 3. El efecto diagonal en electroquímica (muy ligado a la serie de reactividad de los metales) establece que los elementos que se encuentren con potencial negativo, es decir por encima del potencial estándar del hidrógeno (0.0 V), serán capaces de reducir elementos que se encuentren por debajo del potencial estándar del hidrógeno (potencial positivo), es por ello que el Zn fue capaz de reducir el Cu+2 a Cu, tal como muestra el ejemplo. Semireaccion de Potencial (V) reducción Li+ + e- → Li -3.05 +2 Zn + 2e → Zn -0.76 2H+ +2e- → H2 0.0 +2 Cu + 2e → Cu 0.34 +2 El Zn° está sobre el Cu , esto causará que éste se reduzca. d) Que el Cadmio y el plomo desprendan hidrógeno tras reaccionar con ácido nítrico. El Cadmio desplazará hidrogeno al reaccionar con ácido nítrico, formando nitrato de cadmio y H2, el cadmio tiene un potencial de -0.40 El Plomo para poder desplazar hidrogeno debe de estar a altas temperaturas, el potencial del plomo es de -0.13, apenas superior al H2, pero suficiente para liberar H2 en acido [1]. 7.Conclusiones Todas las reacciones electroquímicasimplican la transferencia de electrones ypor lo tanto, son reacciones redox.En la reacción electroquímica aldisminuir la concentración de CuSO4 seproduce de igual manera unadisminución del potencial de celda con lo que se obtiene que la concentración y el potencial sean directamente proporcionales debido al principio de Le Chätelier. Busque una tabla de potenciales estándar de electrodo (en libros o la web) y explique si es posible que ocurra o no lo siguiente. 6
  7. 7. El potencial estándar de reacción seutiliza para predecir la dirección y laespontaneidad de las reacciones redox. Mediante una reacción espontánea el ión yoduro reduce al cobre para formar yoduro de cobre debido a la baja concentración del de este. 8. Referencias [1]. Tablade potenciales estándar electrodo. Disponible en: http://corinto.pucp.edu.pe (Consultada 9 de Junio de 2013) de [2]. Tesis doctoral de ShantiBijani Chiquero. Disponible en: http://www.biblioteca.uma.es (Consultada 9 de Junio de 2013) [3].Chang,R ; Química, 4aed; McGraw-Hill, México, 1995; Capitulo 19. [4]. Ion yoduro. Disponible en: http://www.eis.uva.es (Consultada 10 de Junio de 2013) 7

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