CELDAS ELECTROQUIMICAS POTENCIAL DE ELECTRODO Laboratorio de Química 2 Práctica No 6 – Grupo 6B
Diana Vargas, Tatiana Medina Departamento de Química, Universidad del Valle, Yumbo, Colombia.
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CALCULOS Y RESULTADOS.
⁺
⁺
La reacción neta Zn + Cu ² Zn ² + Cu de la celda combinada, es espontanea, pues produce calor por que se eleva la temperatura de la solución y la del alambre externo, en este caso los electrones son transferidos indirectamente de Zn al ion Cu ² por el circuito externo.
⁺
CONCENTRACIÒN DE [1.0M] DE Zn
CONCENTRACIÒN DEL CuSO4 [1.0M] [0.1M] [0.01M] [0.001M] [0.0001M]
1. Zn(s) ↔Zn+2 +2e ¯ Cu+2 + 2e ¯ ↔Cu(s)
Cu+2 + Zn(s) ↔ Cu(s) + Zn+2
VOLTAJE 1,053 0,925 0,899 0,873 0,611
+0,736V +0,399V
V
⁺ xLog ⁺
xLog
VOLTAJE DE LA CELDA DE 1.0M CuSO 4 CON ZnSO4 DE 1.0M
xLog
VOLTAJE DE LA CELDA DE 0.1M CuSO 4 CON ZnSO4 DE 1.0M xLog
VOLTAJE DE LA CELDA DE 0.01M CuSO 4 CON ZnSO4 DE 1.0M xLog
VOLTAJE DE LA CELDA DE 0.001M CuSO 4 CON ZnSO4 DE 1.0M xLog
VOLTAJE DE LA CELDA DE 0.0001M CuSO 4 CON ZnSO4 DE 1.0M xLog
Grafica potencial vs concentración CuSO 4
DISCUSION DE RESULTADOS
En la práctica de laboratorio se construyo una celda electroquímica, la cual consistió en dos semiceldas electroquímicas que estaban construidas por una lámina metálica llamada electrodo, sumergida en una solución con sus iones, denominada electrolito, en este caso construida con una semicelda normal, ( un metal en contacto con la solución 1.0 M de sus iones a temperatura ambiente y presión atmosférica), es aquella que contiene un electrodo de zinc sumergido en una solución a 1M Zn ², Obtenidas disolviendo una sal soluble de Zinc de (ZnSO ) a 25°c y 1 atm, en esta semicelda se establece un equilibrio dinámico entre el Zn (s) que sirve como electrodo
⁺
₄
⁺
Zn(s) ↔ Zn ² + 2e¯
Otra semicelda normal es la del cobre: 1 electrodo de Cu sumergido en una solución a 1M de iones Cu ², obtenidas disolviendo una sal soluble de Cu(CuSO ) a 25°c y 1 atm ,En este sistema también se establece el equilibrio dinámico entre los átomos de Cu los iones Cu ² presentes.
⁺
₄
⁺
⁺
Cu (s) ↔ Cu ² + 2 e¯
Las semiceldas de Zn y de Cu se unieron por un puente salino que puso en contacto las dos soluciones. El flujo de corriente lo ocasiona la reacción que sucede en la semicelda Zn donde este se disuelve, (Oxida) pasando a la solución en forma de iones Zn ² (Perdida de electrones).
⁺
SEMIREACCION DE OXIDACION.
⁺
Zn (s) ↔ Zn ² + 2 e¯ Los electrones cedidos por el electrodo de Zn fluyen por el alambre metálico externo hacia el electrodo de cobre, simultáneamente se deposita Cu metálico sobre el electrodo de Cu, pues los iones Cu ² de la solución de la semicelda de Cu se reduce (ganan electrones).
⁺
SEMIREACCION DE REDUCCION.
⁺
Cu (s) ↔ Cu ² + 2 e¯ Se puede comprobar que el numero de moles de Zn metálico que se oxida en un tiempo dado en la semicelda de Zn, es igual al número de moles de Cu metálico que se deposita sobre el electrodo en la semicelda de Cu, ya que el numero de electrones perdidos por el Zn es el mismo número de electrones ganados por los iones Cu ², la reacción neta se obtiene sumando las dos semireacciones:
⁺
⁺ ⁺
⁺
Zn ² + 2e¯ ↔ Zn ²
Cu ² + 2e¯ ↔ CU
OXIDACION
REDUCCION
______________________________________
⁺ ⁺
Zn + Cu ² ↔ Zn ² + Cu
REACCION NETA
⁺⁺
A medida que la reacción ocurre se aumenta la concentración de iones Zn ² en la cercanía del electrodo de Zn y disminuye la concentración de iones Cu ² en los alrededores del electrodo de Cu, para evitar el desbalance de carga eléctrica se pone en movimiento los iones en las soluciones de las semiceldas y en los del puente salino, por tanto el puente también sirve de medio para que los iones migren de un lado a otro y mantengan la neutralidad eléctrica. La diferencia de potencial medido en el voltímetro se llama fuerza de electromotriz y se representa como “E”, el valor de E para la celda normal que se está considerando es 1,053V pero únicamente cuando las soluciones son 1.0M, es decir, en el instante en que empieza a funcionar, pues cuando la corriente fluye la concentración de Zn ² aumenta y la de Cu disminuye, y por lo tanto el voltaje disminuye.
⁺
PREGUNTAS DE LA QUIA
1. El voltaje estándar de una pila esta dado cuando todas las concentraciones son 1M. Si las concentraciones no son 1M el voltaje de la pila esta dado por la siguiente ecuación:
(⁄){} En donde n es el número de electrones intercambiados en la pila y [Productos] y [Reactivos] son las concentraciones molares de los productos y reactivos respectivamente. Si en esta práctica las concentraciones utilizadas hubieran sido 0.5M Sin embargo, los potenciales obtenidos se hubieran podido considerar como estándar. Expliqué ¿Por qué?
si en esta práctica las concentraciones hubiesen sido 0.5 M los potenciales obtenidos se hubieran podido considerar como estándar ya reemplazando la concentración en la ecuación tenemos:
(⁄){}
Es decir que los potenciales se siguen considerando como estándar. Por otro lado debido a que la sumatoria de las dos semireacciones: Zn(s) ↔ Zn (ac) +2e-
E° Ánodo
Cu+2(ac) +2e- ↔ Cu(s)
E° Cátodo
Zn(s) +Cu+2(ac) ↔ Zn+2(ac) + Cu (ac) E° Celda
3. Despejando del cátodo tenemos:
El dato suministrado en la literatura es mayor al obtenido en el experimentalmente dado que el valor real es: Cu+2(ac) +2e-
→
Cu(s)
¿Cual de los siguientes metales es el mejor agente reductor? ¿Cuál es el peor? ¿Por qué? Metales: Cobre, Plomo, Zinc, Cadmio.
Un agente reductor es aquel que tiene un potencial para reducir otros metales. El mejor agente reductor son los metales que tienen menor potencial de reducción ya que es más fácil que ocurra un proceso de oxidación, por otro lado los peores agentes reductores son aquellos que tienen mayor potencial de reducción, es decir, más fácil que este ocurra un proceso de reducción. Haciendo una breve comparación de E° de los metales mencionados en la siguiente tabla tenemos: Valores teóricos del potencial estándar para algunos metales.
METALES Cu Pb Zn Cd
E° 0.340 V -0.125 V -0.763 V -0.403 V
De los anteriores metales el mejor agente reductor es el Zn, ya que tiene un mayor potencial estándar de reducción negativo por lo tanto este metal tiende a oxidarse mas, y por el contrario y peor agente reductor es el Cu pues tiene un potencial positivo mayor y en realidad tiende a reducirse. Todo esto según los datos reportados en la literatura acerca de los potenciales estándar de reducción.
BIBLIOGRAFIA
BRICEÑO, C. “QUIMICA” Primera edición, santa fe de Bogotá, editorial educativa, paginas 536, 537, 538, 539, 540, 541,542.
