Laboratorio De Fisicoquímica Ii Informe Nº14.electroquímica

Laboratorio de Fisicoquímica II

Informe Nº14.ELECTROQUÍMICA ÍNDICE Pág.

I.

INTRODUCCIÓN........................................................................................2

II.

RESUMEN ..................................................................................................3

III.

PRINCIPIOS TEÓRICOS............................................................................4

IV. DETALLES EXPERIMENTALES..............................................................6 V.

TABULACION DE DATOS Y RESULTADOS EXPERIMENTALES……………………………………………………… 8

VI. CÁLCULOS………………………………………………………………. 10 VII. DISCUSIÓN DE RESULTADOS………………………………………... 14 VIII. CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES………… ……………….. 15 IX. APENDICE……………………………………………………………….. 16 Cuestionario…………………………………………………………. 17 Hoja de datos………………………………………………………… 19 X.

BIBLIOGRAFÍA……………………………………………………. 20

1 Prof. Prof. Mejía Moreno, Marcos

UNMSM

Laboratorio de Fisicoquímica II

Informe Nº14.ELECTROQUÍMICA

INTRODUCCIÓN

Desde el punto de vista Fisicoquímico los conductores más importantes son los del tipo electrolíticos, es decir los electrolitos; estos se distinguen de los conductores electrónicos, como los metales por el hecho de que el paso de una corriente eléctrica va acompañada por el transporte de materia. Cuando pasa una corriente eléctrica a través de un conductor electrolito, el transporte de materia se manifiesta en las discontinuidades del sistema. Por ej., si en una disolución acuosa diluida en un ácido se sumergen dos alambres, preferentemente de platino, unidos a los 2 polos de una batería voltaica que actúa como fuente de corriente, se desprenden en los alambres burbujas de hidrogeno y oxigeno respectivamente, si la disolución electrolítica contuviera una sal de cobre o plata se liberaría el metal correspondiente en lugar de hidrogeno. Los fenómenos asociados con la electrólisis fueron estudiados por Faraday y la nomenclatura que utilizó y que se emplea todavía fue ideada por Whewell. Las celdas electroquímicas se usan principalmente con dos fines: convertir la energía química en eléctrica, convertir la energía eléctrica en química En las pilas secas comunes y en el acumulador de plomo tenemos convertidores de energía química en eléctrica, mientras que en la carga de la batería de almacenamiento y en la purificación electrolítica del cobre se utiliza la energía eléctrica para realizar una acción 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. Así el acumulador de plomo es una batería constituidas por tres celdas conectadas en serie. El método más común de determinar la diferencia de potencial entre dos puntos cualesquiera en un circuito eléctrico es el de conectar un voltímetro entre aquellos, y midiendo directamente el voltaje con el instrumento.

2 Prof. Prof. Mejía Moreno, Marcos

UNMSM

Laboratorio de Fisicoquímica II

Informe Nº14.ELECTROQUÍMICA

RESUMEN El objetivo de esta práctica es el estudio de la ecuación de Nernst aplicada a la celda galvanica Zn/Zn2+//Cu2+/cu a diferentes concentraciones asi como el estudio de la ley de Faraday para la electrolisis del agua. En esta práctica de laboratorio se trabajo bajo las siguientes condiciones: P =756 mmHg, T = 22 °C y Humedad Relativa = 93%. En la experiencia de la aplicación de la ecuación de Nernst , Para poder realizar el experimento primero se realizo cálculos, de dilución para preparar soluciones de CuSO4 0.01 M y 0.001 M apartir de la solucion stock de CuSO4 0.1 M. Luego colocamos 250 ml de solución de ZnSO4 (0.1 M), en un vaso y en otro colocamos 250 ml de solución de CuSO4 (0.1M; 0.01M; 0.001M) cada concentración en un respectivo momento; los unimos mediante un puente salino (solución saturada de KCl y agar-agar), e introducimos un electrodo en cada solución previamente lijados , uno de zinc en la solución de ZnSO 4 y uno de cobre en la solución de CuSO 4, luego estos son conectados al multímetro, con el cual medimos la diferencia de potencial, y obtuvimos para CUSO 4 0.1M e = 1.108 V, para CuSO4 0.01M e = 1.082 V , y para CuSO 4 0.001M e = 1.078 V voltios. Usando la ecuación de Nernst y usando solo las concentraciones se obtuvo los siguientes resultados: 1.100V , 1.071V , 1.041V, y al compararlos con los voltajes experiemntales se tuvo como errores: 0.727%, 1.027%, 3.55%. Considerando los coeficientes de actividad obtuvimos lo siguiente resultados:1.100V, 1.076V, 1.049v ; y al compararlos con los voltajes experimentales se tuvo como errores 0.727%, 0.558%, 2.764% respectivamente. Para la segunda parte que es el estudio de la Ley de Faraday se utilizo un gasómetro, empleamos una solución de NaOH 4N, en la cual colocamos dos electrodos de grafito, uno de ellos con la salida lateral para el desprendimiento de H2 gaseoso. La cantidad de masa de hidrógeno que desprendió la calculamos mediante la Ley de Faraday y fue de 1.696x10 3 g al compararla con la masa teórica 1.644x10-3 g que se calculo usando la ley de gas ideal obtuvimos un % de error de 3.163%. De esta experiencia concluimos que la intensidad de corriente eléctrica varia con la concentración de la solución, disminuyendo el potencial de celda al disminuir la concentración del CuSO4 . Una recomendación importante es preparara adecuadamente las soluciones que se van a medir.

3 Prof. Prof. Mejía Moreno, Marcos

UNMSM

Laboratorio de Fisicoquímica II

Informe Nº14.ELECTROQUÍMICA

PRINCIPIOS TEÓRICOS

ELECTRQUÍMICA La electroquímica estudia los cambios químicos que producen una corriente eléctrica y la generación de electricidad mediante reacciones químicas. Es por ello, que el campo de la electroquímica ha sido dividido en dos grandes secciones. La primera de ellas es la Electrólisis, la cual se refiere a las reacciones químicas que se producen por acción de una corriente eléctrica. La otra sección se refiere a aquellas reacciones químicas que generan una corriente eléctrica, éste proceso se lleva a cabo en una celda o pila galvánica. Celdas o Pilas galvánicas: Las celdas galvánicas producen energía eléctrica a partir de ciertas reacciones químicas. Esta celda está formada por dos electrodos y, al igual que en la celda electrolítica, la reducción ocurre en el cátodo y la oxidación en el ánodo, pero difiere de ella, en que el cátodo y el ánodo están, cada uno, en soluciones diferentes, ya que es esta celda la solución de iones Zn+², se encuentra separada de la solución que contiene iones Cu+², por medio de una barrera porosa a través de la cual pueden difundirse los iones. Esta separación se hace, porque de esta forma es que se obtendrá la electricidad. La reacción se lleva a cabo hasta que se cierra el interruptor que se encuentra en el circuito externo. La electricidad que se produce es suficiente para encender una lámpara. El electrodo de Zn pierde electrones, convirtiéndolo en ánodo y ocurriendo oxidación. El electrodo de Cu se convierte en cátodo debido a que gana electrones, ocurriendo la reducción. Es una sustancia conductora llamada electrolito. A su vez, cada hemicelda está constituida por un electrodo metálico y una solución de una de las sales del metal.

4 Prof. Prof. Mejía Moreno, Marcos

UNMSM

Laboratorio de Fisicoquímica II

Informe Nº14.ELECTROQUÍMICA

Celdas electrolíticas El principio fundamental que rige el comportamiento de las celdas electroquímicas en su carácter de fuentes de corriente eléctrica, está basado en las reacciones químicas que se llevan a cabo entre los electrodos sumergidos en las soluciones electrolíticas por efecto del paso de la corriente eléctrica. Bajo determinadas condiciones, las cuales son aprovechadas industrialmente, es cuando una celda se comporta como una fuente real de corriente eléctrica utilizable. En dependencia de la estructura de la celda, las reacciones químicas pueden suceder, en unos casos, entre los electrodos, siendo la función del electrólito servir como medio de transporte de las cargas eléctricas; en otros casos las reacciones ocurren entre los electrodos y el electrólito, participando este último durante todo el tiempo que dure el proceso. Si generalizamos el concepto podemos denominar al conjunto electrodo-solución con el nombre de pila eléctrica. Conceptualmente, sin que resulte una dualidad por lo expresado respecto a la pila eléctrica, podemos denominar con el nombre de celda electroquímica a cualquier dispositivo capaz de generar y entregar energía eléctrica a partir de reacciones químicas. Las pilas son los elementos primarios irreversibles, como las pilas de linterna o de radio, mientras que celdas, baterías o acumuladores son los elementos secundarios reversibles, como en los autos, los montacargas, las plantas telefónicas o las instalaciones solares fotovoltaicas en los consultorios del médico de la familia, círculos sociales o escuelas rurales. Irreversible significa que las reacciones químico-eléctricas que ocurren en la descarga son en un solo sentido hasta el total agotamiento de los electrodos. En las celdas reversibles el proceso ocurre en dos sentios, es decir, en la descarga la celda entrega corriente y en la carga la celda recibe corriente que es almacenada, químicamente

5 Prof. Prof. Mejía Moreno, Marcos

UNMSM

Laboratorio de Fisicoquímica II

Informe Nº14.ELECTROQUÍMICA

DETALLES EXPERIMENTALES

Sistema electroquímico para aplicar la ecuación de Nernst  Prepare 20mL de una solución saturada de KCl y luego caliéntela hasta cerca de ebullición, cese el calentamiento y agregue 0.5g de agar-agar, agite hasta disolución. En caliente vierta con cuidado este preparado el tubo en U y deje enfriar.  Prepare 250nL de las soluciones de CuSO4 0.01M y 0.001M por dilución de la solución stock 0.1M.  Vierta 200 mL de ZnSO4 0.1M en un vaso precipitado, haga lo propio con la solución de CuSO4 0.1M y conéctelos al puente salino preparado.  Lije las dos laminas metalicas , enjuáguelas con agua destilada y séquelas con papel filtro, evitando en lo posible el contacto de la mano con las placas.  Conecte el cordon eléctrico negro “com” y el rojo en “V/” del multimetro , eñ otro extremo del cordon conéctelo con la lamina de sinc y el rojo con la lamina de cobre , introduzca las laminas en sus respectivas soluciones ( no hagan contacto con las pinzas).  Gire la perilla del multimetro hasta 2V en DCV y luego encienda el aparato , deje que la lectura se estabilice y anote.luego apague el multimetro y desconecte el circuito.TRABAJE CON LAS MANOS SECAS.  Repita en soluciones de CuSO4 0.01M y 0.001M.

6 Prof. Prof. Mejía Moreno, Marcos

UNMSM

Laboratorio de Fisicoquímica II

Informe Nº14.ELECTROQUÍMICA

Sistema electroquímico para aplicar la ley de Faraday  Vierta 200 mL. de solución de NaOH 4N en un vaso de 250mL  Conecte la bureta en un tubo con salida lateral y manteniendo abierto el conducto, nivele el volumen de agua de la bureta en CERO, subiendo o bajando la pera de decantación del gasómetro.  Introduzca un electrodo de grafito en el tubo con salida lateral (cátodo) e instale dicho tubo en el vaso que contiene la solución de NaOH hasta aproximadamente 1cm del fondo mismo.  Instale el otro electrodo de grafito (ánodo) al mismo nivel que el anterior.  Conecte el terminal negativo de la fuente de corriente con el cátodo el terminal positivo al ánodo  Mediante el cursor movible de variación, regule el voltaje para mantener 0.3 Amperios y deje que se libere hidrogeno en el cátodo por espacio de 1 minuto teniendo abierto el conducto.  Cierre el conducto y moda el tiempo que demora en producir 20mL de hidrogeno. Durante todo este tiempo mantenga el nivel de la del agua dentro de la bureta igual al nivel del agua dentro de la pera de decantación.  Anote el tiempo transcurrido, desconecte la fuente de corriente y abra el conducto.

7 Prof. Prof. Mejía Moreno, Marcos

UNMSM

Laboratorio de Fisicoquímica II

Informe Nº14.ELECTROQUÍMICA

TABULACION DE DATOS Y RESULTADOS EXPERIMENTALES

TABLA 1: Mediciones Experimentales: P (mm Hg) 756

T (ºC) 22

%HR 93%

TABLA 2: Datos Experimentales 2.1 Sistema Electroquímico para aplicar la Ecuación de Nernst ZnSO4 (M) 0.1 0.1 0.1

E experimental (Voltios) 1.108 1.082 1.078

CuSO4 (M) 0.1 0.01 0.001

2.2 Sistema Electroquímico para aplicar la ley de Faraday Tiempo (s) 545.4 seg.

Tº 22ºC

Volumendesalojado 20 mL.

Intensidad (A) 0.30 A

TABLA 3: Datos Teóricos

8 Prof. Prof. Mejía Moreno, Marcos

UNMSM

Voltaje (V) 4.5 V

Laboratorio de Fisicoquímica II

Informe Nº14.ELECTROQUÍMICA

3.1 potencial estándar de la celda ε 0celda

1.100 V

3.2 datos teóricos a 25ºC para el coeficiente de actividad

2+

Cu ,Fe



0.1 M 0.485

2+

0.01M 0.755

0.001M 0.905

Fuente: Manual de Lange pág. 1205

TABLA 4: Resultados y Porcentaje de Errores en la experiencia 4.1 Potencial de la celda y % error haciendo uso de las concentraciones ZnSO4 (M) 0.1 0.1 0.1

ε exp 1.108 V 1.082V 1.078V

CuSO4 (M) 0.1 0.01 0.001

ε Teórico 1.100V 1.071V 1.041V

% Error 0.727% 1.027% 3.55%

4.2 Potencial de la celda y % error haciendo uso de los Coeficientes de Actividad ZnSO4 (M) 0.1 0.1 0.1

CuSO4 (M) 0.1 0.01 0.001

ε exp 1.108 1.082 1.078

ε

Teórico

1.100V 1.076V 1.049V

% Error 0.727% 0.558% 2.764%

4.3 Masa de hidrogeno liberado y % error

H2 Liberado

W experimental (g) 1.696x10-3g

W teórica (g) 1.644x10-3g

CÁLCULOS Y EJEMPLOS DE CÁLCULO 9 Prof. Prof. Mejía Moreno, Marcos

UNMSM

% Error 3.163%

Laboratorio de Fisicoquímica II

Informe Nº14.ELECTROQUÍMICA

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 los obtenidos experimentalmente. Para esto utilizamos la ecuación de Nernst:

ε =ε 0−

RT ln ¿ ¿ nF

Donde: Eº = +1.100 v. Potencial de celda a condiciones estándar. R = 8.314 J/mol K constante de lo gases. T = Temperatura en grados kelvin. n = numero de electrones transferidos. a =  c = Coeficiente de actividad. F = 96500 carga en coulombs. En la celda se dio la siguiente reacción: Zn0 Zn2+ + 2eCu2+ + 2e

Cu0

E0 = 1.100 voltios

 Cálculo del potencial de la celda usando solo las concentraciones  Para CuSO4 (0.1M) y ZnSO4 (0.1M): J x (295.15 K ) molxK 0.1 ln 2 x 96500 coulomb 0.1

8.314 ε =1.100 V −

( )

ε teórico=1.100 V *ε experimental=1.108 V %Error =

V |1.108V1.100−1.100 |=0.727 % V

 Para CuSO4 (0.01M) y ZnSO4 (0.1M): 10 Prof. Prof. Mejía Moreno, Marcos

UNMSM

Laboratorio de Fisicoquímica II

Informe Nº14.ELECTROQUÍMICA

J x (295.15 K ) molxK 0.1 ln 2 x 96500 coulomb 0.01

8.314 ε =1.100 V −

( )

ε teórico=1.071 V *ε experimental=1.082 V %Error =

|1.082V1.071−1.071V |=1.027 % V

 Para CuSO4 (0.001M) y ZnSO4 (0.1M): J x (295.15 K ) molxK 0.1 ln 2 x 96500 coulomb 0.001

8.314 ε =1.100 V −

(

)

ε teórico=1.041 V *ε experimental=1.078 V %Error =

|1.041V1.041−1.078V |=3.55 % V

 Cálculo del potencial de la celda haciendo uso de las actividades  Para CuSO4 (0.1M,γ =0. 485) y ZnSO4 (0.1M,γ =0. 485): J x (295.15 K ) molxK 0.1 x 0.485 ln 2 x 96500 coulomb 0.485

8.314 ε =1.100 V −

(

)

ε teórico=1.100 V *ε experimental=1.108 V

%Error =

V |1.108V1.100−1.100 |=0.727 % V

11 Prof. Prof. Mejía Moreno, Marcos

UNMSM

Laboratorio de Fisicoquímica II

Informe Nº14.ELECTROQUÍMICA

 Para CuSO4 (0.01M,γ =0. 755) y ZnSO4 (0.1M,γ =0. 485): J x (295.15 K ) molxK 0.01 x 0.485 ln 2 x 96500 coulomb 0.01 x 0.755

8.314 ε =1.100 V −

(

)

ε teórico=1.076 V *ε experimental=1.082 V %Error =

V |1.082V1.076−1.076 |=0.558 % V

 Para CuSO4 (0.001M,γ =¿0.905) y ZnSO4 (0.1M,γ =0. 485): J x (295.15 K ) molxK 0.1 x 0.485 ln 2 x 96500 coulomb 0.001 x 0.905

8.314 ε =1.100 V −

(

)

ε teórico=1.049 V *ε experimental=1.078 V %Error =

V |1.049V1.049−1.078 |=2.764 % V

b) Utilizando la ley de faraday calcule la cantidad en gramos de hidrogeno liberado en el catodo y comparelo con el obtenido experimentalmente.

 Cálculo de la masa teórica del hidrógeno usando la Ley de Gas Ideal. PV =RTn Donde: P= Presion en atm V= Volumen en litros R= 0.082 atm l/mol.k cte de los gases. T= Temperatura en grados kelvin. n= W/PF Numero de moles. P = 756 mmHg = 0.995 atm. R = 0.082 atm-L/mol.K 12 Prof. Prof. Mejía Moreno, Marcos

UNMSM

Laboratorio de Fisicoquímica II

Informe Nº14.ELECTROQUÍMICA

V = 20 ml = 20 x 10-3 L T = 22ºC = 295.15 K PFH2 = 2 g/mol. nH = 2

0.995 atm x 20 x 10−3 L atm . L 0.082 x 295.15 K mol . K

n H =8.22 x 10−4 mol 2

m H =8 .22 x 10−4 molx 2 2

g mol m H =1. 644 x 10−3 g 2

 Cálculo de la masa experimental usando la ecuación de Faraday

m=

( PE ) It 96500 C

Donde: m = masa en gramos de la sustancia. PE= peso equivalente. I = intensidad en amperios. t = tiempo en segundos. C = carga en coulombs. PE H2 = 1 eq I = 0.30 A t = 545.4 segundos. 1 eq x 0 .3 Ax 545 . 4 sIt g mH = 96500 C 2

m H =1.696 x 10−3 g 2

¿ mte ó rica =1.644 x 10−3 g ¿ m experimental =1. 696 x 10−3 g Calculo del % Error: 1.644 x 10−3−4.636 x 10−3 % Error= 1.644 x 10−3

|

|

13 Prof. Prof. Mejía Moreno, Marcos

UNMSM

Laboratorio de Fisicoquímica II

Informe Nº14.ELECTROQUÍMICA

%Error=3.163 %

DISCUSIÓN DE RESULTADOS

 En la experiencia para hallar el potencial experimental de la celda se realixo los cálculos usando solo la concentración y usando tanto la concentración y los coeficientes de actividad. De los cálculos con la concentración se tuvo:

( 0.1 M , 0.1 M ) ε ex p=1.108 V , ε te ó rico =1.100 V , % Error=0.727 % ( 0.1 M , 0.01 M ) ε exp=1.082 V , ε te ó rico =1.071 V ,% Error=1.027 % ( 0.1 M , 0.001 ) ε exp =1.078V , ε te ó rico =1.041V , % Error=3.55 % De los cálculos con la concentración y el coeficiente de actividad se tuvo:

( 0.1 M , 0.1 M ) ε exp=1.108 V , ε te ó rico =1.100 V , % Error=0.727 % ( 0.1 M , 0.01 M ) ε exp=1.082 V , ε te ó rico =1.076 V , % Error=0.558 % ( 0.1 M , 0.001 ) ε exp =1.078V , ε te ó rico =1.049 V , % Error=2.764 % Comparando los errores en ambos cálculos se puede ver que hubo un menor error cuando se uso la actividad de los iones.  En la experiencia para hallar la masa de hidrogeno liberado se tuvo los siguientes resultados: W experimental =1.696x10-3g , W teórica = 1.644x10-3g , %Error = 3.163% El porcentaje de error obtenido es relativamente pequeño aunque este error se pudo deber a que no se bajo constantemente la pera de decantación y debido a esto no se obtuvo un adecuado tiempo de liberación de hidrogeno.

14 Prof. Prof. Mejía Moreno, Marcos

UNMSM

Laboratorio de Fisicoquímica II

Informe Nº14.ELECTROQUÍMICA

CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES

CONCLUSIONES  El uso del puente salino es importante pues concentra a las 2 soluciones, evita su mezcla además que elimina completamente el potencial de unión y que la fem medida es simplemente la suma de los 2 potenciales electródicos.  La diferencia de potencial varía con la concentración, es decir mientras más diluida es la solución, el potencial decrecerá  La masa desprendida en un electrodo de una solución es proporcional a la cantidad de electricidad que esta pasando  La dirección que toman los electrones van del ánodo (electrodo de zinc) hacia el cátodo (electrodo de cobre).  El resultado se acerca más a la realidad cuando se utilizan los coeficientes de actividad que cuando se reemplazan las concentraciones de las soluciones en la ecuación de Nernst.  Se comprueba que con la ley de Faraday se obtiene un buen resultado para la cantidad de sustancia que se obtiene en el cátodo o el ánodo según se convenga. RECOMENDACIONES  Tener cuidado al momento de preparar las soluciones ya que de esta y el lijado de los electrodos depende el éxito de la practica.  Verificar que el voltímetro se encentre correctamente conectado  Se debe instalar bien el equipo usado en la electrólisis del NaOH y mantener el electrodo de grafito en el tubo con salida lateral (cátodo), instalar dicho tubo en el vaso que contiene solución de NaOH hasta aproximadamente 1 cm. del fondo del mismo.  Asegurarse de que el equipo no presente fugas y este en óptimas condiciones para su uso. 15 Prof. Prof. Mejía Moreno, Marcos

UNMSM

Laboratorio de Fisicoquímica II

Informe Nº14.ELECTROQUÍMICA

APÉNDICE

CUESTIONARIO 1. Explique mediante un ejemplo en detalle el diagrama de una celda electroquímica. Una barra de zinc metálico se sumerge en una disolución de ZnSO 4 y una barra de cobre se sumerge en una disolución de CuSO4. El funcionamiento de la celda se basa en el principio de que la oxidación de Zn a Zn +2 y la reducción de Cu+2 a Cu se puede llevar acabo simultáneamente, pero en recipientes separados, con la transferencia de electrones a través de un alambre conductor externo. Las barras de Zinc y de cobre se llaman electrodos. Este arreglo particular de electrodos (Zn y Cu) y de disoluciones (ZnSO 4 y CuSO4) se conoce como celda de Daniell. En una celda electroquímica, el ánodo es, por definición, el electrodo en el que se lleva la oxidación, y el cátodo es el electrodo en el que ocurre la reducción. En esta celda las reacciones de oxidación y reducción en los electrodos, es decir las reacciones de semicelda, son: Electrodo de Zn (ánodo): Zn(s) →Zn+2(ac) +2eElectrodo de Cu (cátodo): Cu2+(ac)+2e- →Cu(s) Obsérvese que los iones de Cu+2 reaccionaran directamente con la barra de zinc, a menos que las disoluciones estén separadas:

Para completar el circuito eléctrico, las disoluciones se deben conectar a través de un medio conductor por lo cual se pueden mover los cationes o aniones desde un 16 Prof. Prof. Mejía Moreno, Marcos

UNMSM

Laboratorio de Fisicoquímica II

Informe Nº14.ELECTROQUÍMICA

compartimiento a otro. Este requisito se cumple con un puente salino, que en su forma más simple es un tubo en forma de U invertida que contiene una disolución de un electrolito inerte como KCl o NH4NO3, cuyos iones no reaccionaran con los iones de la disolución o con los electrodos Durante el curso de la reacción redox global, los electrones fluyen externamente desde el ánodo (electrodos de Zn) a través del alambre conductor del voltímetro hacia el cátodo (electrodo de Cu).La corriente eléctrica fluye del ánodo al cátodo porque hay una diferencia de energía eléctrica entre los electrodos, la diferencia de potencial entre el ánodo y el cátodo se mide en forma experimental con un voltímetro. 2. Mediante un ejemplo describa la importancia de la segunda ley de Faraday. Las masas de elementos que se depositan en los electrodos son proporcionales a los equivalentes químicos. Recordemos que el equivalente químico de un elemento es el cociente entre el peso atómico gramo de ese elemento y su valencia: Eq = Pa/V Para probar esta segunda ley se hace pasar la misma cantidad de electricidad a través de varias cubas con diferentes soluciones salinas, como indica la figura. Midiendo la cantidad de plata y de cobre depositados en el cátodo se llega a la comprobación de la ley: m Ag+ / m Cu++ = Eq Ag/ Eq Cu m Ag+ / m Cu++ = 107,8/31,75 O sea que las masas de plata y de cobre depositadas en los electrodos se hallan en relación de: 107,8 /31,75.

17 Prof. Prof. Mejía Moreno, Marcos

UNMSM

Laboratorio de Fisicoquímica II

Informe Nº14.ELECTROQUÍMICA

3. ¿Qué es un electrodo de oxidación – Reducción?. Todo electrodo incluye en su operación una reacción de oxidación- reducción pero a estos electrodos se les ha llamado de esta forma redundante. Un electrodo de oxidaciónreducción tiene un conector de metal inerte, usualmente platino, sumergido en una solución que contiene dos especies solubles en estados diferentes de oxidación. El electrodo ion férrico - ion ferroso es un ejemplo. Fe3+ + e- ↔ Fe2+

18 Prof. Prof. Mejía Moreno, Marcos

UNMSM

Laboratorio de Fisicoquímica II

Informe Nº14.ELECTROQUÍMICA

19 Prof. Prof. Mejía Moreno, Marcos

UNMSM

Laboratorio de Fisicoquímica II

Informe Nº14.ELECTROQUÍMICA

BIBLIOGRAFÍA



Manual de Lange pág. 1205



http://www.fisicanet.com.ar/monografias/monograficos2/es14_electroquimica.php



http://www.cubasolar.cu/biblioteca/energia/energia16/html/articulo04.htm



http://www.fisicanet.com.ar/quimica/electrolisis/ap07_electrolisis.php



Fisicoquímica

Castellan Pg. 401, 408

20 Prof. Prof. Mejía Moreno, Marcos

UNMSM

Laboratorio de Fisicoquímica II

Informe Nº14.ELECTROQUÍMICA

21 Prof. Prof. Mejía Moreno, Marcos

UNMSM