Universidad Nacional Mayor De San Marcos

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UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS (Universidad del Perú, Decana de América) FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERÍA QUÍMICA DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE FISICOQUÍMICA

PRACTICA N° 14 ELECTROQUÍMICA HORARIO: miércoles 8:00 am – 11:00 am PROFESOR: Pantoja C, Agérico GRUPO: A

INTEGRANTES:  Cuzcano Huacho, Miriam Haydee

17070086

 Espinoza Chávez, Enrique Cristian

17070089

 Sucapuca Espíritu, Edith Carol

17070111

FECHA DE REALIZACIÓN: 09-06-2019 FECHA DE ENTREGA: 12-06-2019 2019

2

ÍNDICE 1.

RESUMEN ....................................................................................................................... 4

2.

INTRODUCCION ........................................................................................................... 5

3.

FUNDAMENTO TEÓRICO............................................................................................ 6 3.1.

4.

ELECTROQUIMICA ............................................................................................... 6

DETALLES EXPERIMENTALES ................................................................................. 8 4.1.

ECUACIÓN DE NERSNT ....................................................................................... 8

4.2.

LEY DE FARADAY: ............................................................................................... 9

5.

TABLA DE DATOS ........................................................................................................ 9 5.1.

CONDICIONES DE LABORATORIO ................................................................... 9

5.2.

DATOS TEORICOS ............................................................................................... 10

5.3.

DATOS EXPERIMENTALES ............................................................................... 11

5.4.

TABLA DE RESULTADOS .................................................................................. 11

6.

EJEMPLOS DE CÁLCULOS ........................................................................................ 12 1)

Para las concentraciones: ............................................................................................ 12

2)

Para las actividades:.................................................................................................... 13

3 7.

DISCUSION DE RESULTADOS ................................................................................. 15

8.

CONCLUCIONES Y RECOMENDACIONES ............................................................ 15 8.1.

CONCLUCIONES:................................................................................................. 15

8.2.

RECOMENDACIONES: ........................................................................................ 16

9.

REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS ........................................................................... 17

10.

APÉNDICE .................................................................................................................... 17

4

1. RESUMEN En el presente informe; cuyo objetivo es el estudio de la ecuación de Nernst aplicada la celda galvánica Zn/Zn+2//Cu+2//Cu a diferentes concentraciones; mediante la preparación de diferentes concentraciones de una solución de CuSO4 y midiendo la variación de potencial cuando se pone en contacto (puente salino) con una solución de concentración fija de ZnSO4. Asimismo, se llevó a cabo el estudio de la Ley de Faraday para la electrólisis del agua; mediante la medición del tiempo en que una sustancia conocida desplaza un volumen determinado de H2O a una intensidad de corriente eléctrica 𝑃𝐸.𝐼.𝑡

definida, lo que nos permite relacionar estos datos mediante la ecuación:𝑚 = 96500 𝐶 .La experiencia se realizó a las siguientes condiciones ambientales: Patm = 760 mmHg, T = 21 °C y %HR = 97%. En primer lugar, se prepararon 250 mL de las soluciones de CuSO4 0.01M y 0.001M, a partir de la dilución de la solución stock de CuSO4 0.1M; a partir de esta preparación se midieron los potenciales de cada solución de CuSO4 frente a la solución de ZnSO4 0.1M (1.19V, 1.13V y 1.05V respectivamente según el orden mencionado). Los porcentajes de error frente a los valores teóricos (1.19V,1.16V y 1.13V) fueron:0%, 2.7% y 7.1%, valores aceptables para las mediciones realizadas. En segundo lugar, con 200 mL de una solución de NaOH 4N, se conectaron electrodos, gracias a una salida lateral que tenía el tubo que conectaba la solución con el agua en la bureta, se midió el volumen desplazado en t = 120s. luego mediante la ecuación de los gases ideales se determinó el volumen de H2

5 teórica (6 mL) obteniéndose el siguiente error 5%, el cual se puede justificar en la medición de volumen o la intensidad de corriente que fue aprox. 0.4 A.

2. INTRODUCCION Una celda electroquímica es un dispositivo en el cual se produce o se consume energía eléctrica, está formado por un electrodo de ánodo, otro de cátodo y un puente salino. En el ánodo se produce la oxidación y en el cátodo la reducción. Existen dos tipos de celdas en donde hay una reacción por medio del intercambio de electrones: Celdas Galvánicas, en la cual la reacción de óxido reducción se da de forma espontánea (∆G < 0). Celdas electrolíticas (∆G > 0) es necesario usar una corriente eléctrica para lograr la reacción. Normalmente se utiliza un puente salino para entrelazar dos semiceldas. Por otra parte, las Leyes de Faraday o Leyes de la Electrólisis son fórmulas que expresan de manera cuantitativa las cantidades depositadas en los electrodos. 1ª Ley de Faraday de la Electrólisis: La cantidad de masa depositada en un electrodo es proporcional a la cantidad de electricidad que ha circulado por el electrodo. 2ª Ley de Faraday de la Electrólisis: La cantidad de masa depositada de un elemento en un electrodo es proporcional a su peso equivalente (peso atómico dividido entre su número de oxidación). 3ª Ley de Faraday de la Electrólisis: La cantidad de electricidad que es necesaria para que se deposite 1 equivalente gramo de un elemento es F = 96500 culombios (constante de Faraday). Como 1 equivalente gramo es igual al peso atómico / nº de oxidación en gramos. La importancia de la ley de Faraday radica en que por medio de ella podemos calcular la cantidad de masa depositada en un electrodo.

6

3. FUNDAMENTO TEÓRICO 3.1.ELECTROQUIMICA Las celdas electroquímicas se usan principalmente con dos fines: a) convertir energía química en eléctrica, y b) convertir la energía eléctrica en química. a) Generador Electroquímico de Energía: Llamado también celda o pila galvánica, consiste de dos electrodos diferentes inmersos en soluciones que contienen sus iones. (Fig. 1). 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 Zn/Z𝑛−2 (𝑎 − 𝑡) / / C𝑢+2 (𝑎 − 𝑡) /𝐶𝑢 llamado también Pila Daniel, cuyo potencial de celda a condiciones estándar es: E° = +1,100 V. El cambio de energía libre para esta reacción puede calcularse mediante:

ΔG° = -FE° (1)

El valor negativo del ΔG° para esta celda indica espontaneidad de la reacción. A condiciones diferentes a los estándares, el potencial de la celda puede calcularse de acuerdo con la Ecuación de Walter Nerst:

0

E= E (2)

𝑅𝑇 𝑛𝐹

𝑙𝑛

ᵅ𝑧𝑛+2 ᵅ𝐶𝑢+2

7

En la ecuación (2), para soluciones diluidas, las actividades de los iones pueden reemplazarse por sus concentraciones respectivas. i) Dos electrodos iguales inmersos en soluciones de diferentes concentraciones de sus iones. ii) Dos electrodos iguales inmersos en soluciones de igual concentración de sus iones, pero de diferente aireación. iii) Dos electrodos diferentes inmersos en una solución electrolítica.

b) Generador Electroquímico de Sustancias:

Llamado también celda electrolítica. Consiste en dos electrodos inmersos en una solución electrolítica que necesita de una fuente externa de energía para funcionar. Esta última puede tratarse de una batería o de un rectificador de corriente (Fig.2) Las reacciones que tienen lugar en este tipo de generador son: producción de sustancias solidas (electro deposición), desprendimiento de un gas ( H₂,O₂,Cl₂), oxidación o reducción de un ion que permanece en solución(F𝑒 +2 ---> F𝑒 +3 ; C𝑒 +3 ---> C𝑒 +4 ), la conversación de un metal en un ion (Ag ---> Ag⁺, Cu ---> Cu⁺²), etc, siendo la cantidad producida de cualquier sustancia proporcional a la cantidad 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: 96.500 coulombs de electricidad producen 1 equivalente gramo de determinada sustancia en cada electrodo. Según Faraday:

m=

(𝑃𝐸)𝐼𝑡 96500𝐶

8

(3) Donde: m= masa en gramos de la sustancia PE= peso equivalente I = Intensidad en amperios t= tiempo en segundos C= carga en coulombs

4. DETALLES EXPERIMENTALES 4.1.ECUACIÓN DE NERSNT Preparar 250 mL DE soluciones de CuSO4 0.01 M y CuSO4 0.001 M.

Preparar 29 mL de solución saturada de KCl, llevar hasta ebullición, cesar el calentamiento y agregar 0.5 g de agar –agar. En caliente colocar en un tubo U y enfriar. Luego colocar en un vaso de precipitado 200 mL de CuSO4 y 200 mL de ZnSO4, y conectar con un puente salino. Lijar las láminas metálicas y enjuagar con agua destilada, secar, colocar el cordón negro en COM y el cordón rojo en V del multímetro. Colocar el cable negro en la lámina de zinc, y el cable rojo en la lámina de zinc. Girar el multímetro hasta 2 V y encender el multímetro, estabilizar y anotar las lecturas.

9 Desconectar los circuitos, apagar. Realizar el mismo proceso para las soluciones preparadas en 1. 4.2.LEY DE FARADAY: Colocar 200 ml de NaOH 4N en un vaso de 250 mL, conectar la bureta con un tubo de salida lateral, manteniendo abierto el conducto de salida. Nivelar la bureta en cero con la pera, introducir electrodo de carbón que contiene NaOH4N Introducir el otro electrodo en C al mismo nivel Conectar el terminal de la fuente, el positivo con el ánodo y el negativo con el cátodo. Con el cursor variar el voltaje y mantener 0.3 A Dejar liberar hidrogeno por el cátodo por espacio de 1 minuto luego cerrar el conducto de salida a. Medir el tiempo para desaloja 20 mL de la bureta. Mantener la pera al nivel del agua. Desconectar los aparatos y los cables.

5. TABLA DE DATOS 5.1.CONDICIONES DE LABORATORIO Tabla 1. P(mm Hg)

760mmH

T(°C)

20-21

10 %HR

97%

5.2.DATOS TEORICOS Tabla 2.1: “Potencial teórico para soluciones de Cu a distintas concentraciones” [Cu]

𝑬𝑻𝑬Ó𝑹𝑰𝑪𝑶

0.1M

1.19 V

0.01M

1.16 V

0.001M

1.13

Tabla 2.2:” Coeficiente de actividad para las soluciones a 21°C” []

Coeficiente de actividad

𝒁𝒏𝟐+

0.1

0.485

𝑪𝒖𝟐+

0.1

0.485

𝑪𝒖𝟐+

0.01

0.749

𝑪𝒖𝟐+

0.001

0.905

11 5.3.DATOS EXPERIMENTALES Tabla 3.1: “Potencial experimental medido en la Celda de Daniels” 𝑬𝑬𝑿𝑷𝑬𝑹𝑰𝑴𝑬𝑵𝑻𝑨𝑳

[Cu] 0.1M

1.19 V

0.01M

1.13 V

0.001M

1.05

Tabla 3.2: “Volumen experimental medido mediante experimento de la Ley de Faraday” V

5V

I

0.4 A

t

120s

𝑽 𝑬𝑿𝑷𝑬𝑹𝑰𝑴𝑬𝑵𝑻𝑨𝑳

6.3mL

5.4.TABLA DE RESULTADOS Tabla 4.1: “Porcentaje de error en la Celda de Daniel usando concentraciones” [Cu]

𝑬𝑬𝑿𝑷𝑬𝑹𝑰𝑴𝑬𝑵𝑻𝑨𝑳

𝑬𝑻𝑬Ó𝑹𝑰𝑪𝑶

% ERROR

0.1M

1.19 V

1.19 V

0

0.01M

1.13 V

1.16 V

2.6

0.001M

1.05 V

1.13 V

7.1

12 Tabla 4.2: “Porcentaje de error en la Celda de Daniel usando actividades” [Cu]

𝑬𝑻𝑬Ó𝑹𝑰𝑪𝑶

𝑬𝑬𝑿𝑷𝑬𝑹𝑰𝑴𝑬𝑵𝑻𝑨𝑳

% ERROR

0.1M

1.19 V

1.19 V

0

0.01M

1.13 V

1.196 V

5.5

0.001M

1.05 V

1.198 V

12.35

Tabla 4.3: “Porcentaje de error entre volúmenes en la Ley de Faraday” 𝑽 𝑻𝑬Ó𝑹𝑰𝑪𝑶

𝑽 𝑬𝑿𝑷𝑬𝑹𝑰𝑴𝑬𝑵𝑻𝑨𝑳

% ERROR

6.0 mL

6.3mL

5%

6. EJEMPLOS DE CÁLCULOS 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. 1) Para las concentraciones:

E= E0 Usamos:

𝑅𝑇 𝑛𝐹

𝑙𝑛

[𝑧𝑛+2 ] [𝐶𝑢+2 ]

13 *Primer caso: E= 1,19V; [Cu⁺²]= [𝑧𝑛+2 ] = 0,1M

1,19 = E0 -

(8,314 𝐽.

𝑚𝑜𝑙 0,1 )(294𝑘) ln( ) 𝑘 0,1

2𝑥96500𝐶

E0 = 1,19V = E teórico

%Error =

1,19−1,19 1,19

x 100% = 0%

*Segundo caso: [Cu⁺²]= 0,01 ; [𝑧𝑛+2] = 0,1

(8,314 𝐽.

E= 1,19 -

𝑚𝑜𝑙 0,1 )(294𝑘) ln( ) 𝑘 0,01

2𝑥96500𝐶

E= 1,16V

%Error =

1,16−1,13 1,16

x100% = 2,0%

*Tercer caso: [Cu⁺²]= 0,001; [𝑧𝑛+2 ] = 0,1

E=1,19 -

(8,314 𝐽.

E= 1,13V;

𝑚𝑜𝑙 0,1 )(294𝑘) ln( ) 𝑘 0,001

2𝑥96500𝐶

%Error =

1,13−1,05 1,13

x 100% = 7,1%

2) Para las actividades: Usamos: 0

E= E Primer caso:

𝑅𝑇 𝑛𝐹

𝑙𝑛

ᵅ𝑧𝑛+2 ᵅ𝐶𝑢+2

14 𝑚𝑜𝑙

0,0485

(8,3143 𝐽. 𝑘 )(294𝑘) ln(0,0485) 0 1,19 = E 2𝑥96500𝐶

1,19=E0 = E teórico;

%Error =

1,19−1,19 1,19

x 100% = 0%

Segundo caso: 𝑚𝑜𝑙

0,0485

(8,314 𝐽. 𝑘 )(294𝑘) ln(0,00749) E= 1,19 2𝑥96500𝐶

E= 1,17;

%Error =

1,17−1,13 1,17

x100% = 3.4%

Tercer caso: 𝑚𝑜𝑙

0,0485

(8,314 𝐽. 𝑘 )(294𝑘) ln(0,000905) E=1,19 2𝑥96500𝐶

E= 1,14;

%Error =

1,14−1,05 1,14

x 100% = 7.9%

a) Utilizando la ley de Faraday calcule la cantidad en gramos de hidrogeno liberado en el cátodo y compárelo con el obtenido experimentalmente:

-Calculamos la masa experimental: -Usamos:

m= (

m=

(𝑃𝐸)𝐼𝑡 96500𝐶

1𝑔 60𝑠𝑒𝑔 )(0,4𝐴)𝑥(2 min)x( ) 𝐸𝑞−𝑔 1𝑚𝑖𝑛

96500𝐶

m= 4,97x10− 4 g. -Calculamos la masa teórica: V=6,3ml

(1atm)(6,3x10 − 3 L)=

m 2𝑔.𝑚𝑜𝑙

atm.L

x 0,082 𝑚𝑜𝑙.𝑘 X 294K

15 m= 5,23x10− 4 g.

%Error = (

5,23x10−4 −4,97x10−4 5,23𝑥10−4

)x100%= 4,97%

7. DISCUSION DE RESULTADOS En la celda galvánica se obtuvieron valores experimentales de potencial con errores muy pequeños respecto a los valores teóricos (0%, 2.6% y 7.1%), esto se debe a la precisión del voltímetro, a la adecuada altura que se debe colocar el puente salino para que haya el intercambio de iones, a la misma cantidad de plata sumergida tanto de cobre como de zinc, a la preparación de las soluciones para que las concentraciones sean exactas y también a que se realizó de manera correcta el lijado de las láminas de zinc y cobre.

Para la celda electrolítica, se realizó una medición de volumen, obteniéndose así un porcentaje de error de 5%, este error puede ser explicado por la falta de precisión al momento de tapar el tubo con el gancho sin que haya salido el aire por completo.

8. CONCLUCIONES Y RECOMENDACIONES 8.1.CONCLUCIONES:  El proceso en una celda galvánica es el inverso al proceso electrolítico, ya que en la primera se utiliza la energía química para transformarla en energía eléctrica y en la electrolisis se utiliza energía eléctrica para inducir una reacción química.

16

 Al disminuir la concentración de las soluciones en la celda galvánica hace que disminuya la fuerza electromotriz inducida.

 En la celda de Daniels la reducción se da en el electrodo de Cu (ánodo) al cambiar los iones Cu+2 a Cu metálico y la oxidación tiene lugar en el electrodo de Zn (cátodo) al pasar el Zn metálico a iones Zn+2.  En una pila galvánica el electrodo positivo (cátodo) es donde se da la reducción y el negativo (ánodo) donde se da la reducción. Mientras que en una pila electrolítica electrodo positivo (ánodo) es donde se da la reducción y el negativo (cátodo) donde se da la reducción

8.2.RECOMENDACIONES:  Para la ley de Faraday se pueden tomar tres tiempos para así tener un tiempo promedio, esto puede disminuir los errores al momento de la toma del tiempo.

 Realizar cuidadosamente la parte para determinar el peso del hidrógeno, la pera debe bajarse siguiendo el ritmo del nivel de la bureta, ya que bajar muy rápido o muy lento la pera, puede ocasionar una variación en el volumen que se desea obtener.

17  Dejar que pase un minuto sin que se cierre la llave así el volumen de hidrogeno estará por la manguera, pero no hará correr el volumen de agua en la bureta.  Al preparar las soluciones se deben tener recipientes limpios; ya que el potencial varía con la concentración.

9. REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS  http://www.electronica2000.info/2008/01/04/celda-electrolitica/  http://www.vbook.pub.com/doc/14347328/termodinamica-de-pilaselectroquimicas,(revisado el dia 9 de junio del 2019). Grageda M, Termodinamica de las pilas electroquímica.  ATKINS P.W., “Química Física”, Editorial Panamericana, Octava edición, Buenos Aires- 2008, 1051 páginas.

10. APÉNDICE 1. Describa mediante un ejemplo en detalle el diagrama de una celda electroquímica Pila DANIELL Consta de dos cubas, en una hay una disolución acuosa de sulfato de cobre en la cual está sumergida una placa de cobre metálico y en la otra hay una disolución de sulfato de zinc en la cual hay sumergida una placa de zinc metálico. Ambas están unidas por un hilo

18 conductor con un voltímetro que medirá el voltaje proporcionado por la pila, que fue de 1,1V.

Lo que observa cuando realiza tal montaje es que el electrodo de cinc va disminuyendo de peso, está desapareciendo, al mismo tiempo que aumenta la concentración de Zn+2 en la disolución de sulfato de cinc, mientras que el electrodo de cobre aparece un depósito rojizo de cobre metálico, de modo que va aumentando de peso y en la disolución de sulfato de cobre(II) disminuye la concentración de Cu+2.Por lo tanto, está ocurriendo el siguiente proceso redox:

Zn(s)/ Zn+2(M) // Cu+2(M) / Cu (s) Los electrones que pierde el zinc, los está recogiendo el cobre pasando a través del hilo conductor, van del electrodo de zinc al de cobre. Al electrodo que envía electrodos al circuito externo se considera el polo negativo de la pila; al electrodo que atrae los

19 electrones del circuito externo se considera el polo positivo de la pila. Por otro lado, donde ocurre la oxidación se llama ÁNODO y donde ocurre la reducción es el CÁTODO. A medida que progresa el proceso rédox, en el ánodo, surgirá un exceso de iones Zn +2 en comparación con los iones sulfato, por lo que habrá un exceso de carga positiva, mientras que en el cátodo habrá un exceso de negativa, pues están desapareciendo iones Cu+2, luego habrá iones sulfato en exceso. Para que la corriente eléctrica permanezca a través del circuito, debe mantenerse la neutralidad en ambos compartimentos. Esto se consigue usando un PUENTE SALINO; el cual manda aniones al ánodo para compensar el exceso de positiva y cationes al cátodo para compensar el exceso de carga negativa. 2. Mediante un ejemplo describa la importancia de la segunda ley de Faraday Electro refinación del cobre Consiste en la disolución electroquímica de ánodos de cobre provenientes del proceso de Fundición, posibilitando que el cobre de máxima pureza se deposite, en forma selectiva, sobre cátodos de cobre. Este proceso se asienta en las características del electrólisis, que mediante la aplicación de corriente eléctrica permite refinar el cobre anódico y obtener cátodos de cobre de alta pureza (99,99%). Suponiendo que para un proceso que opero durante 8 horas a 30 A se necesita determinar la masa de Cu depositado en el cátodo, utilizamos la ley de Faraday:

𝑚= 𝑡 = 8ℎ𝑥 (𝑃𝐸)𝐶𝑢 =

𝑃𝑀𝐶𝑢 𝜃

=

63.57 2

= 31.8𝑔 𝐶𝑢.

(𝑃𝐸)𝐼𝑡 96500𝐶

3600𝑠 = 28800𝑠 1ℎ

20

𝑚=

31.8𝑔 ∗ 30𝐴 ∗ 28800𝑠 96500𝐶

𝑚 = 284𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑢 depositados

3. ¿Qué es un electrodo de oxidación-reducción? Es el formado por un metal inerte sumergido en una solución, que contiene dos estados diferentes de oxidación de un elemento ó de una determinada agrupación molecular. Ejemplo:

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