6 - ELECTROQUIMICA 2008

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS(UNIVERSIDAD DEL PERÚ, DECANA DE AMÉRICA)

FACULTAD DE QUÍMICA, INGENIERÍA QUÍMICA E INGENIERÍA AGROINDUSTRIAL

ESCUELA ACADÉMICO PROFESIONAL DE INGENIERÍA QUÍMICA

DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE FISICOQUÍMICA

Curso : Laboratorio de Fisicoquímica II

Tema : “Electroquímica”

Profesor : Ing. Alejandro Yarango Rojas.

Integrantes : Rodríguez Bañares, Liliana. 01111101

Villanueva Barrutia, Gerardo. 06070128

Fecha de realización : 03 / 06 / 08

Fecha de entrega : 11 / 06 / 08

Ciudad Universitaria, junio de 2008

LIMA – PERÚ

MAR12-3 - FQII -C

TABLA DE CONTENIDO

I Resumen 1

II Introducción 2

III Principios Teóricos 3

IV Procedimiento experimental 7

V Tablas de datos y resultados 9

VI Ejemplo de cálculos 11

VII Análisis y discusión de resultados 14

VIII Conclusiones 15

IX Recomendaciones 16

X Bibliografía 17

XI Apéndice: Cuestionario 18

Figuras 20

RESUMEN

Electroquímica Cód. MA12-3 FQII - C

Esta experiencia tuvo como objetivo estudiar dos tipos de celdas, la electrolítica y la galvánica, en la primera se requiere de intensidad de corriente para generar una reacción química, usándose ésta en la electrólisis del agua. El segundo tipo de celda es generadora de energía, en este caso, se utilizó un sistema formado por dos electrodos, uno de Zn y otro de Cu, además de una solución de ZnSO4 y tres soluciones de CuSO4 a diferentes concentraciones, tomando éstas a 25º C.

En la primera parte de esta experiencia se utilizó un electrodo de cobre y otro de zinc, ambos sumergidos en soluciones de sus respectivos sulfatos, en un vaso se colocó 200ml de solución de ZnSO4 0.10M y en otro 200ml de solución CuSO4 0.10M, lo unimos mediante un puente salino que consistió en un tubo en U que contenía un gel formado por una solución saturada de KCl a la que se le adicionó agar-agar, para finalmente medir el voltaje producido, el mismo que fue 1.090V. Lo anterior se repitió para las soluciones: CuSO4 0.01M - ZnSO4 0.1M (voltaje producido: 1.079V) y CuSO4 0.001M - ZnSO4 0.1M (voltaje producido: 1.051V)

Usando la ecuación de Nernst, considerando las concentraciones de los sulfatos obtuvimos: CuSO4 0.1M E = 1.100 V, CuSO4 (0.01M) E = 1.070 V, CuSO4 (0.001M) E = 1.041 V, comparados con los valores experimentales, el % de error fue: 0.91%, 0.84% y 0.94% respectivamente.

Considerando las actividades para los pares de soluciones, obtuvimos: CuSO4 0.1M E = 1.101 V, CuSO4 (0.01M) E = 1.083 V, CuSO4 (0.001M) E = 1.061 V, comparados con los valores experimentales, el % de error fue: 1.0 %, 0.37 % y 0.94 % respectivamente.

En la segunda parte empleamos una solución de NaOH 4N, en la cual colocamos los electrodos de grafito, por el cátodo se observó desprendimiento de H2 gaseoso. La cantidad de masa de hidrógeno teórico desprendido se calculó mediante la ecuación del gas ideal, dicha masa fue de 0.00164g, al compararla con la masa experimental que fue de 0.00169g, obtenida con la ley de Faraday, con una intensidad de 0.3A y 545seg, se obtuvo un error del 3.05 %.

Se puede concluir entonces que los valores del potencial de celda disminuyen a medida que la concentración de unos de los iones disminuye, por lo tanto se puede decir que el potencial de una celda será directamente proporcional a la concentración de sus iones.

Se recomienda diluir de la forma más exacta las soluciones electrolíticas y verificar la temperatura, también tener mucho cuidado cuando se esta efectuando el desprendimiento de hidrógeno, al igualar la presión en la pera y la bureta.

INTRODUCCIÓN

La electroquímica es la parte de la Química que estudia e interpreta la generación de una corriente eléctrica provocada por una reacción química (pilas),

1


y el proceso inverso, la reacción generada por paso de una corriente eléctrica a través de una disolución apropiada (electrólisis).

Los primeros estudios cualitativos fueron realizados por Berzelius y Davy, estableciendo en 1833 las leyes cuantitativas que rigen la electrólisis y proponiendo una nomenclatura de los elementos que intervienen en ella.

La Ley de Faraday vista en esta experiencia expone que la cantidad de un elemento químico depositado en un electrodo es proporcional a la cantidad de la carga eléctrica que atraviesa la disolución. Se funda en la existencia de moléculas formadas por partículas cargadas eléctricamente, los iones, los cuales están unidos entre si por la atracción de sus cargas opuestas. Estos iones, fundidos o en solución, son móviles.

La electroquímica investiga 2 fenómenos: Reacción producida por una corriente eléctrica (celda electrolítica) y Electricidad producida por una reacción química (celda galvánica).

Las celdas electroquímicas se usan principalmente con dos fines: Convertir la energía química en eléctrica y convertir la energía eléctrica en química. Una celda es un dispositivo simple de dos electrodos y un electrolito capaz de dar electricidad por la acción química dentro de la celda, o de producir una acción química por el paso de electricidad a su través. Una batería, por otra parte, es una combinación de dos o más celdas dispuestas en serie o en paralelo.

Una de las aplicaciones prácticas más importantes de los potenciales de electrodos son titulaciones potenciométricas. Otras aplicaciones importantes son: Destrucción de materia orgánica por oxidación directa o indirecta, eliminación de metales, eliminación de metales y compuestos orgánicos por electrocoagulación y electroflotación, electrodiálisis.

También se usa la electroquímica para la dar un color uniforme y “natural” a los metales, por ejemplo el aluminio, en el proceso conocido como ANONIZADO del metal, niquelado (usando níquel), plateado (usando plata), etc.

PRINCIPIOS TEÓRICOS

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ELECTRO - CATÁLISIS

El término electro catálisis se refiere a la relación de las características cinéticas de la reacción de desprendimiento de hidrógeno sobre diferentes electrodos metálicos, estas características pueden ser: la energía de enlace hidrógeno – metal y la entalpía de sublimación del metal. Se aplica a reacciones electroquímicas que, para proseguir a velocidad razonable, debe haber un reordenamiento que implique la participación de la superficie del electrodo.

La formación de un compuesto mediante una reacción electro catalítica esta asociada con una transferencia de carga, es decir una corriente eléctrica a través del electro catalizador. Por consiguiente, mediante el ajuste del potencial de la interfase electrodo / solución puede llevarse a cabo la reacción en condiciones energéticas y de velocidad predeterminada.

Aplicaciones:

La conversión directa de energía por vía electroquímica. El desarrollo de nuevos almacenadores de energía. La búsqueda de dispositivos para eliminar las sustancias contaminantes

(sulfuro de hidrógeno, dióxido de azufre, monóxido de carbono, dióxido de carbono, etc.)

ELECTROQUÍMICA

La electroquímica se aplica principalmente en dos fines: a) convertir energía química en eléctrica, y b) convertir la energía eléctrica en química. Por ejemplo, en las pilas secas comunes se tienen convertidores de energía química en eléctrica, mientras que en la carga de una batería de almacenamiento y en la purificación electrolítica del cobre se utiliza la energía eléctrica para realizar una acción química.

CELDAS GALVÁNICAS

En condiciones normales una reacción redox ocurre cuando el agente oxidante está en contacto con el agente reductor. Si vemos la ecuación iónica siguiente:

Zn(s) + Cu2+ Zn2+(ac) + Cu(s)

Si se divide esta ecuación en dos semirreaciones, entonces se tiene:

Zn(s) Zn2+(ac) + 2e -

Cu2+ + 2e- Cu(s)

Se observa que el átomo de Zn se oxida dando dos electrones al ión Cu2+ que se reduce. Los electrones se transfieren desde el agente reductor al agente oxidante. Si estos agentes, el oxidante y el reductor, estuvieran separados físicamente, fuese posible que la transferencia de electrones se diera a través de un medio conductor externo, en lugar en que se diera en forma directa en la disolución.

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Así al progresar la reacción, se produciría un flujo constante de electrones y por lo tanto se generaría electricidad (trabajo eléctrico).

El dispositivo experimental para generar electricidad a través del uso de una reacción redox se llama celda electroquímica.

LA ECUACIÓN DE NERNST

E = Eo - RT Ln Q nF

Donde:

Q es el cociente de la reacción.

La ecuación anterior se conoce como la ecuación de Nernst.

ELECTRÓLISIS

A diferencia de las reacciones redox espontáneas, que convierten la energía química en energía eléctrica, en la electrólisis se utiliza la energía eléctrica para inducir una reacción química que no es espontánea. La electrólisis se lleva a cabo en un dispositivo que se conoce como celda electrolítica. La electrólisis se basa en los mismos principios en que se fundamentan los procesos que se llevan a cabo en las celdas electroquímicas.

LEYES DE FARADAY

Los procesos electrolíticos están gobernados por dos leyes fundamentales conocidas como leyes de Faraday.

PRIMERA LEY DE FARADAY

“La masa de una sustancia química liberada o depositada en un electrodo respectivo es proporcional a la carga que circula en la celda”

m = K q ……………………….. (1)

Donde:

K: CTE. De proporcionalidad = Peq / (96 500 C/eq – g)

q: carga, q = I x t

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Reemplazando en la ecuación (1):

m = Peq x I x t 96 500 C/eq – g

SEGUNDA LEY DE FARADAY

“La razón de las masas de las diferentes sustancias liberadas o depositadas en los electrodos respectivos por la misma cantidad de corriente en la celda es igual a la razón de sus pesos equivalentes“

m1 / m2 = Peq1 / Peq2

LA PILA ELECTROQUÍMIC A

Las pilas o cedas electroquímicas o galvánicas, pueden ser clasificadas de acuerdo con el esquema adjunto. Las pilas de investigación son sistemas electroquímicos que nos brindan información del medio. Son de dos tipos: de medida y de referencia. Las de medida nos proporcionan información acerca de las propiedades del sistema de óxido-reducción bajo estudio. Las de referencia, son pilas cuya fuerza electromotriz (o FEM) es tomada como referencia en la medición de fuerzas electromotrices de otras celdas.

Una celda del tipo galvánica es la conocida como celda Daniell. Esta pila está constituida por dos sistemas metal-ión metálico en solución, Zn°/Zn2+ y Cu°/Cu2+, conteniendo un anión común, SO4

2-. Físicamente, las dos medias celdas se encuentran separadas por una membrana porosa (yeso, cerámica o vidrio

5

http://redquimica.pquim.unam.mx/fisicoquimica/electroquimica/Concep2.htm


sinterizado, por ejemplo), que también puede ser reemplazada por un puente salino de agar-agar.

Las pilas voltaicas, llamadas también de un solo líquido, ambos electrodos se encuentran sumergidos en la misma solución electrolítica. Son múltiples los ejemplos de esta clase de celdas y, como veremos, prácticamente todas las pilas de potencia caen en esta clase, aunque el hecho de producir una mayor densidad de energía hace que se clasifiquen aparte. Un ejemplo de esta pila sería dos electrodos metálicos diferentes inmersos en una solución ácida, básica o salina.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

1. ECUACIÓN DE NERNST: (fig. Nº 1 en apéndice)

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a) Se tenía preparado un puente salino que consistía en 20mL de una solución saturada de KCl y 0.5g de agar-agar, agite hasta disolución. Vertidas en un tubo en U.

b) Se preparó 250 mL de soluciones de CuSO4 0.01M y 0.001M por dilución de la solución CuSO4 0.1M.

c) En un vaso de precipitado se añadió 200mL de ZnSO4 0.1M y en otro 200mL de CuSO4 0.1M, se colocó ambo vasos en baño a temperatura de 25º C y se conectaron con el puente salino de la parte a)

d) Se lijó las dos láminas metálicas, una de zinc y la otra de cobre, se enjuagaron con agua destilada y secaron con papel filtro.

e) Se conecte el cordón eléctrico negro en “COM” y el rojo en “V/“ al multímetro, el otro extremo del cordón negro se conectó con la lámina de zinc y el rojo a la de cobre, se introdujeron las láminas en sus respectivas soluciones.

f) El multímetro se colocó en 2V en DCV; y luego se encendió y se anotó, la lectura del voltaje.

g) SE trabajó de igual manera para soluciones CuSO4 a 0.01M y 0.001M.

2. LEY DE FARADAY: (fig. Nº 2 en apéndice)

a) En un vaso de cuello alto de 250Ml se agregó 200mL de solución de NaOH 4N.

b) Se conectó la bureta con el tubo de salida lateral y manteniendo abierto el conducto (a), se niveló el volumen de agua de la bureta en cero, subiendo y/o bajando la pera de decantación del gasómetro.

c) Se introdujo un electrodo de grafito en el tubo con salida lateral (cátodo) y se colocó dicho tubo en el vaso con NaOH hasta aproximadamente 1cm del fondo del mismo.

d) El otro electrodo de grafito (ánodo) se colocó al mismo nivel que el anterior.

e) El terminal negativo de la fuente de corriente se conectó con el cátodo y el positivo con el ánodo.

f) Mediante el cursor movible del VARIAC, se reguló el voltaje para mantener 0.3A y se dejó liberar hidrógeno en el cátodo por espacio de 1 minuto teniendo abierto el conducto (a)

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g) Se cerró el conducto (a) y se midió el tiempo que demoró en producir 20mL de hidrógeno. Durante todo este tiempo se mantuvo el nivel de agua dentro de la bureta igual al nivel de agua dentro de la pera de decantación.

h) Se anotó el tiempo transcurrido, desconectó la fuente de corriente y abrió el conducto (a)

TABLAS DE DATOS Y RESULTADOS

TABLA N ° 01: Condiciones de laboratorio

PRESIÓN ATMOSFÉRICA 756 mmHg

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TEMPERATURA 20° CHUMEDAD RELATIVA 92%

TABLA N ° 02: Voltajes experimentales para cada par de soluciones CuSO4 y ZnSO4

PAR DE SOLUCION

NºCuSO4 (M) ZnSO4 (M) VOLTAJE (V)

10.1 0.1

1.090 V

20.01 0.1

1.079 V

30.001 0.1

1.051 V

TABLA N ° 03: Voltajes teóricos obtenidos para cada par de soluciones de CuSO4 - ZnSO4

usando las concentraciones en la Ecuación de Nernst.

Par de solución nº

Voltaje teórico (v)

Voltaje experimental

(v)| % error |

1 1.100 1.090 0.91%

2 1.070 1.079 0.84%

3 1.041 1.051 0.96%

TABLA N ° 04: Voltajes teóricos obtenidos para cada para de soluciones de CuSO4 y ZnSO4 usando las actividades en la Ecuación de Nernst.

Par de solución

Nº

Actividades ( * Concentración)

Volt. Teórico.

(V)

Volt. Exp. (V)

| % error |

1ZnSO4 0.1 M: 0.015

1.101 1.090 V 1.0 %CuSO4 0.1 M: 0.016

2ZnSO4 0.1 M: 0.015

1.083 1.079 V 0.37%CuSO4 0.01 M: 0.0041

3ZnSO4 0.1 M: 0.015

1.061 1.051 V 0.94 %CuSO4 0.001 M: 0.00074

TABLA N ° 05: Datos experimentales para la electrólisis del H2O con desprendimiento de H2

Tiempo (seg.)

Temp. (º C) Vol. H2 (mL)Intensidad

(A)545 20 20 0.3

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TABLA N ° 06: Masa de H2 obtenida mediante la electrólisis del H2O

Masa experimental(Ley de Faraday)

Masa teórica.(Ec. Gases ideales)

| % error |

0.00169g de H2 0.00164g de H2 3.05 %

TABLA N ° 07: Coeficientes de actividad de las soluciones usadas.

Sustancia Concentración ( M ) (coef. act.) *ZnSO4 0.1 0.150CuSO4 0.1 0.160CuSO4 0.01 0.410CuSO4 0.001 0.740

(*) G. W. Castellan, 1989, versión española, Fisicoquímica, Ed. Fondo educativo interamericano S.A., Bogota, pág. 363

EJEMPLOS DE CÁLCULOS

1) Mediante la ecuación de Nernst calcule el potencial de la celda para 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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Para hallar los potenciales de celda en cada par de soluciones usamos la ecuación de NERNST:

Sea la siguiente pila de Daniel:

Zn / Zn+2 (a=1) // Cu+2 (a=1) / Cu

Sabemos que el potencial de celda estándar E0 de esta reacción es igual a 1.1 V

E0 = 1.1 V

Cálculo del potencial usando las concentraciones en lugar de las actividades:

Se halló (E teórico) para el par N º1 (ZnSO4 0.1M - CuSO4 0.1M)

Entonces la ecuación de Nernst quedará:

Donde:

o T = 25 º C = 298.15 Ko R = 8.314 J/mol Ko F = constante de Faraday = 96500o n = 2

Luego, reemplazando datos tenemos:

ETEORICO = 1.10 V

Para las demás soluciones, ver tabla Nº 3

Cálculo del % Error:

% Error= (E Teórico- E exp.) x 100E teórico

% Error= (1.100 – 1.090.) x 1001.100

% E = 0.91%

Ver tabla N º 3 para las otras soluciones.

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Calculo del potencial de celda cuando se usan las ACTIVIDADES:

Se halló (E teórico) para el par N º1 (ZnSO4 0.1M - CuSO4 0.1M)

Entonces la ecuación de Nernst quedará:

Donde:

o T = 25 º C = 298.15 Ko R = 8.314 J/mol Ko F = constante de Faraday = 96500o n = 2o a = [concentración]: a Zn+2 = 0.1500 x 0.1 = 0.0150 a Cu+2 = 0.1600 x 0.1 = 0.0160


ETEORICO = 1.101 V

Cálculo del % error:

Para hallar el porcentaje de error aplicamos la siguiente fórmula:

% Error= (1.101 – 1.090.) x 1001.101

% E = 1.0 %

Para las otras soluciones ver tabla Nº 4

2) Utilizando la ley de Faraday calcule la cantidad en gramos de hidrógeno liberado en el cátodo y compárelo con el obtenido experimentalmente.

Ley de Faraday (Masa exp):

Donde:

m = masa de sustancia (Hidrógeno liberado en el cátodo) = ¿?Peq. = peso equivalente de la sustancia = 1g/eq-gI = intensidad (A) = 0.3 t = tiempo en seg.= 545

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Masa H2 (exp) = 1 x 0.3 x 545 96500 Masa H2 (exp) = 0.00169g de H2

Ec. Gases ideales (masa teórica):

De donde:

P = 756 mmHg V = 0.02LPMH2 = 2.016 g/molR = 62.4 mmHg L / mol KT = 298.15 K

Reemplazando en la ecuación anterior, se obtiene:

Masa H2 (teórica) = 756 x 0.02 x 2.016 62.4 x 298.15

Masa H2 (teórica) = 0.00164g de H2

Cálculo % error:

% error= (0.00164 – 0.00169) x100 0.00164

% error= 3.05 %

ANÁLISIS Y DISCUCIÓN DE RESULTADOS

En la primera parte de la experiencia, los errores experimentales comparados con las dos maneras de hallar los potenciales de celda son pequeños; por ejemplo para el caso de CuSO4 0.1M – ZnSO4 0.1M tomando las concentraciones, se halló un error comparado con el experimental de 0.91%, mientras que considerando las actividades, el error comparado con el experimental fue de 1.0 %, estos errores podrían disminuir si las concentraciones de las soluciones fueran exactas, pues mientras halla mayor cantidad de iones disueltos el flujo de electrones será mayor y por lo tanto el potencial aumentará, acercándose mas al valor teórico.

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El valor de las actividades se ve afectado por la concentración, pues las actividades se hallan al multiplicar el coeficiente de actividad de una sustancia por su concentración.

En el cálculo de la masa de hidrógeno liberado a través del cátodo de la celda electrolítica, se puede notar en la sección de los cálculos, las masas de hidrógeno calculadas por la ecuación de Faraday y la hallada por la ecuación general de los gases ideales difieren entre sí en un error del 3.05 %.

El error pudo deberse a que todo el gas que encontraba en la bureta no era solo hidrógeno, sino que también puedo haber quedado aire, para solucionar ello, podría haberse dejado el conducto a) abierto un poco mas de tiempo, pero teniendo cuidado de no desperdiciar todo el hidrógeno generado, también, alguno de los factores que intervienen en este proceso son el área superficial del cátodo, pues, mientras mayor diámetro tenga éste, mayor superficie tendrá para capturar mas hidrógeno, otro factor que interviene, es la concentración de la soda.

CONCLUSIONES

En los conductores electrolíticos, donde se incluyen a electrolitos fuertes y débiles, sales fundidas, y también algunas sales sólidas, la transferencia de electrones tiene lugar por migración iónica positiva o negativa hacia los electrodos.

A medida que disminuye la concentración de uno de los electrólitos, el potencial de celda se hace menor referente al de mayor concentración.

En las celdas galvánicas, la reacción que transcurre genera un trabajo eléctrico, esto es energía eléctrica.

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Haciendo pasar una determinada cantidad de corriente en una solución a un determinado tiempo, es posible medir la cantidad de sustancia generada, ya sea esta en estado sólido, líquido o gas, mediante la primera ley de Faraday.

En la celda de Daniell, la oxidación tiene lugar en el electrodo de Zn al pasar el Zn metálico a iones Zn+2 y la reducción en el electrodo de Cu al cambiar los iones Cu+2 a Cu metálico.

La lámina de Zn es el electrodo negativo de la celda ya que es el electrodo en el que los electrones tienen mayor actividad y de donde salen los electrones hacia el circuito externo. La lámina de cobre es el electrodo positivo, ya que es el que tiene la actividad menor en los electrones y es el electrodo al que entran los electrones desde el circuito exterior.

En el ánodo ocurre la oxidación, esto es la pérdida de electrones, mientras que en cátodo ocurre la reducción, es decir, la ganancia de electrones.

En la celda armada en el laboratorio, la plancha de cobre cumple el papel de electrodo negativo que es en donde ocurre la oxidación mientras que el zinc hace de electrodo positivo que es en donde se pierde los electrones, es decir ocurre la reducción.

RECOMENDACIONES

Diluir de la forma más exacta las soluciones de los electrólitos.

Las láminas metálicas deben estar bien lijadas, esto se hace para quitar las impurezas.

Desalojar por un tiempo el aire de la bureta al generar hidrógeno, sino éstos se mezclarían.

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Establecer una intensidad de corriente constante, esto se puede lograr con un estabilizador como las que usan las computadoras.

Si fuera posible repetir los procedimientos unas tres veces para tener mayor precisión.

Cuando se prepara las soluciones se debe tener cuidado de hacerlo en recipientes bien limpios, pues el potencial varía con la concentración.

Se debe tener cuidado cuando se esta efectuando el desprendimiento de hidrogeno, al igualar la presión en la pera y la bureta, así como de medir en tiempo exacto.

BIBLIOGRAFÍA

G. W. Castellan, 1989, versión española, Fisicoquímica, Ed. Fondo educativo interamericano S.A., Bogota, pág. 363, 376-416.

http://www.monografias.com

http://www.profcupido.hpg.ig.com.br.htm

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http://www.profcupido.hpg.ig.com.br.htm/

http://www.google.com/


http://www.textoscientificos.com

APÉNDICE

CUESTIONARIO

1. DESCRIBA MEDIANTE UN EJEMPLO EN DETALLE EL DIAGRAMA DE UNA CELDA ELECTROQUÍMICA.

La figura siguiente nos muestra una celda del tipo más simple. En esta celda se hace burbujear hidrógeno gaseoso sobre una pieza de platino sumergida en una solución de ácido clorhídrico, para formar el electrodo de hidrógeno.

El otro electrodo consiste en un alambre de plata cubierto con un depósito de cloruro de plata. Cuando se conectan los dos electrodos a través de una resistencia fluye una corriente según se lustra en la figura.

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Las moléculas de hidrógeno están cediendo electrones (que llegan a través del alambre) para producir plata metálica. La diferencia de potencial eléctrico entre los electrodos (la llamada fuerza electromotriz de la celda) se debe al hecho de que el H2 tiene una mayor tendencia a ceder los electrones en presencia de los iones de H+ que la Ag, en presencia de los iones de Ag+, en la solución saturada de AgCl.

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 electrones fluyen a través del circuito externo desde el ánodo hasta el cátodo.

A continuación se dan las reacciones que sucedieron en el proceso descrito:

½ H2 H+ + 1eAgCl + 1e Ag + Cl-

½ H2 + AgCl Ag +H+ +Cl-

2. MEDIANTE UN EJEMPLO DESCRIBA LA IMPORTANCIA DE LA SEGUNDA LEY DE FARADAY.

Un culombio absoluto de electricidad deposita 0.00111797g de plata procedente de una solución acuosa de nitrato de plata, sabiendo que el peso atómico de la plata es 107.868, la relación 107.868 / 0.00111797 = 96486 representa el numero de culombios absolutos requeridos para depositar un equivalente gramo de plata o de cualquier otra sustancia. Esta cantidad usualmente se redondea a 96500 y se llama 1 faraday de electricidad y representa la carga eléctrica de un equivalente – gramo de un Ion.

En la electrolisis, un gasto de 96500 culombios de electricidad, produce en cada electrodo un cambio químico de 1 equivalente-gramo. Por ejemplo, 1 faraday de electricidad liberara 1.00797g de hidrógeno y depositará de las soluciones, 107.868g de plata, 63.546/2 g de cobre de las sales cúpricas y 196.967/3 g de oro de las sales auricas. De lo anterior resulta que se puede medir la cantidad de

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electricidad que pasa a través de un circuito, mediante una celda electrolítica, determinando la masa de un elemento puro depositado en un electrodo.

3. ¿QUÉ ES UN ELECTRODO DE OXIDACIÓN – REDUCCIÓN?

Se les puede llamar electrodos atacables o reactivos, se les denomina así porque intervienen químicamente en el proceso. Estos electrodos están constituidos de un metal que desprende parte de este en forma de iones en la solución, o que se combina con los iones descargados procedentes de la solución. Cuando se utiliza un ánodo de cobre en la electrolisis de una solución acuosa de sulfato de cobre, el ánodo esta constituido de un material atacable y su cobre pasará a la solución para ocupar el lugar del cobre del CuSO4 que es extraído por el cátodo.

FIGURAS

Figura Nº 1Celda galvánica: ECUACIÓN DE NERNST

PUENTE SALINO Cu Zn

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CuSO4 0.1 M ZnSO4

0.01 M 0.1 M 0.001 M

Figura Nº 2Celda electrolítica: LEY DE FARADAY

(a)

ELECTRODOS DE CARBÓN

NaOH 4N

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6 - ELECTROQUIMICA 2008

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