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Electroquimica




Enviado por rodneyperu



    Indice
    1.
    Introducción

    2. Ejemplo de
    cálculos

    3. Discusión De
    Resultados

    4. Conclusiones Y
    Recomendaciones

    1.
    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:

    1. Convertir la energía química en
      eléctrica
    2. 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 electrolitica 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 mas celdas dispuestas en serie o en
    paralelo. Así el acumulador de plomo es una batería
    constituidas por tres celdas conectadas en serie.

    El método mas
    común de determinar la diferencia de potencial entre dos
    puntos cualesquiera en un circuito eléctrico es el de
    conectar un voltímetro entre aquellos, leyendose
    directamente el voltaje con el instrumento

    2. Ejemplo de
    cálculos

    a) Mediante la ec. De Nernst calcule el potencial de
    celda para cada par de soluciones
    Sea la sgte pila de Daniels:
    Zn/Zn+2 (a=1) // Cu+2 (a=1) /Cu
    Anodo
    Zn à
    Zn+2 + 2e- E0 = 0,763 v
    oxidación
    Catodo
    Cu+2 + 2e- à Cu E0 = 0,337 v
    reducción
    Rx:
    Zn (s) + Cu+2 (ac)
    +2e- ß à Zn+2 (ac) + Cu
    (s) + 2e- E0=1,1 v

    Calculo del potencial de celda
    Zn SO4 0,1M con CuSO4 0,1M
    Consideremos soluciones
    diluidas donde los coeficientes de a son iguales a los [ ] de las
    soluciones a =
    [M]
    aZn+2 = [MZn+2] aCu+2 =
    [MCu+2] } …..(1)
    Ec. de Nernst:
    E = E0 – RT Ln aZn+2
    ……….(2)
    nF aCu+2
    (2) en (1)
    E = E0 – RT Ln [MZn+2]
    ……….(2)
    nF [MCu+2]

    Luego reemplazando datos
    experimentales:
    E = 1,1 – (8,314)(298) Ln 0,1
    (2e-)(96486) 0,1
    E = 1,1 voltios

    Consideremos en el cálculo a
    los coeficientes de actividad (g )
    Sabemos a = g
    [M] g
    ZnSO4 = 0,15
    g CuSO4= 0,4

    Luego:
    E = 1,1 – (8,314) (298) Ln (0,15)(0,1)
    2e- (96486) (0,4)(0,1)
    E = 1,11 v
    ZnSO4 0,1M con CuSO4 0,01M

    Aplicando Ec. de Nernst:
    E = 1,1 – (8,314)(298) Ln 0,1
    (2e-)(96486) 0,01
    E = 1,0704 voltios

    Luego:
    E = 1,1 – (8,314) (298) Ln (0,15)(0,1)
    2e- (96486) (0,4)(0,01)
    E = 1,083 v
    ZnSO4 0,1M con CuSO4 0,001M
    E = 1,1 – (8,314)(298) Ln 0,1
    (2e-)(96486) 0,001
    E = 1,041 voltios

    Luego:
    E = 1,1 – (8,314) (298) Ln (0,15)(0,1)
    2e- (96486) (0,4)(0,001)
    E = 1,053 v

    Porcentaje de errores:
    Para ZnSO4 0,1M, CuSO4 0,1M
    %E = Vt – Vexp x 100
    Vexp
    %E = 1,1 – 1,042 x 100 %E = 5,27%
    1,1

    Para ZnSO4 0,1M, CuSO4 0,01M
    %E = 1,0704 – 1,005 x 100 %E = 6,11%
    1,0704

    Para ZnSO4 0,1M, CuSO4 0,001M
    %E = 1,0408 – 0,364 x 100 %E = 65%
    1,0408

    Utilizando la Ley de Faraday
    calcule la cantidad en gramos de hidrógeno liberado en el
    cátodo y compárelo con el obtenido
    experimentalemente.

    Sea: M(gr) = Peq x I x t / 96500
    M = masa de sustancia
    Peq. = peso equiv. de sustancia
    I = amperios
    t = tiempo en
    seg.

    Para nuestra experiencia:
    t = 9'35'' ó 575 seg.
    M = (1gr)(0,3 A)(575 seg) / 96500 = 1,78 x 10-3
    A

    Según nuestra experiencia se produjo 20 ml. de
    hidrogeno:
    Sabemos:
    1 mol H2 ———- 22,4 l
    X ———- 2,0 x 10-2 l
    X = 8,928 x 10-4 moles de H2

    Como:
    1 mol H2 ———- 2 gr
    8,928 x 10-4 —— W
    W = 1,79 x 10-3 gramos de H2
    %Error =
    1,78 -1,79 x 100 = 0,56 %
    1,78

    3. Discusión De
    Resultados

    En el estudio de la ecuación de Nernst al
    calcular las fem de las soluciones utilizando sus concentraciones
    (soluciones diluidas) los resultados fueron muy cercanos a los
    obtenidos en el laboratorio,
    obteniéndose pequeños márgenes de error para
    cada par de soluciones, pero se obtuvo un error muy grande en la
    tercera muestra, esto
    debido a una mala medición o uso del multimetro, o no
    poner fijamente los electrodos en su lugar, aun así el
    error de 65% fue demasiado grande a comparación de los
    otros dos.

    Cuando se conecto el multimetro en
    serie con cada celda galvánica y se cerro el circuito, el
    instrumento sufrió una deflexion que indica que la
    corriente pasa por el circuito, y este paso es una evidencia de
    que existe una diferencia de potencial entre los electrodos. Los
    resultados obtenidos al medir las 3 celdas con el multimetro
    fueron1,042v, 1,005v y 0,364v respectivamente donde se puede
    apreciar que el potencial decrece, mientras más diluida es
    la solución. Una seria objeción al uso del
    multimetro o del voltimetro
    para la medición exacta de los potenciales de celda
    (fem), es que este aparato consume alguna corriente, provocando
    así un cambio en la
    fem a causa de la formación de productos de
    reacción en los electrodos, por lo tanto, el potencial
    medido con este instrumento no será el total de la
    celda.

    Los coeficiente de actividad de las soluciones son
    mayores que las concentraciones utilizadas en esta practica, para
    esa razón la diferencia de potencial de los primeros es
    mayor que la de los segundos.

    Los resultados obtenidos en el estudio de la ley de Faraday
    son aceptables, habiéndose obtenido un 0,13% de
    error.

    4. Conclusiones Y
    Recomendaciones

    La celda galvánica esta basada en la
    oxidación – reducción donde se produce un cambio en los
    #s de oxidación de las sustancias. Los electrones tienen
    que fluir por el circuito externo desde el electrodo negativo al
    positivo. En el electrodo negativo tiene lugar la
    oxidación y la reducción se verifica en el
    electrodo positivo. Al sumar las reacciones de oxid. y red. resulta la
    celda.

    Si las soluciones son diluidas, entonces se puede
    reemplazar en la Ec. Nernst las concentraciones por la actividad,
    por lo que se tiene que la diferencia entre actividad y molaridad
    es mínima.
    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
    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 mucho 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.

    Resumen
    En el informe siguiente
    determinaremos la diferencia de potencial existente entre una
    celda galvánica constituida de soluciones de
    CuSO4 y ZnSO4 (pila de Daniels) a
    diferentes concentraciones molares, y a una temperatura de
    25° C. Esta
    medida de potencial la calcularemos experimentalmente usando un
    multímetro y electrodos de Zinc y Cobre (láminas
    delgadas) la cual compararemos con el resultado de la
    Ecuación de Nernst para celdas
    galvánicas.

    En esta primera parte de la experiencia preparamos
    soluciones de CuSO4 0,01M y 0,001M a partir de una
    solución 0,1M. De esta forma se obtuvo 3 pares de celdas
    de diferentes concentraciones (el ZnSO4 0,1M se
    utilizó para las 3 concentraciones de CuSO4).
    Al medir los potenciales con el multímetro arrojo los sgts
    resultados experimentales: 1,042v, 1,005v , 0,364v y al comparar
    con la ec. De Nernst, se obtuvo pequeños porcentajes de
    error: 5,27%, 6,11% . De donde se puede observar que el potencial
    de celda varía con la concentración es decir
    mientras mas diluida es la solución, el potencial decrece.
    Cuando en lugar de trabajar con molaridades, calculamos el fem
    utilizando los coeficientes de actividad de los iones observamos
    que estas nos daban un resultado mayor debido a que los
    coeficientes eran numéricamente mayores que las
    concentraciones.

    En la segunda parte de la practica comprobamos la ley de
    Faraday, para este fin preparamos los materiales y
    reactivos que indicaba la guía, es decir en una
    solución de NaOH introducimos dos electrodos de grafito,
    conectados directamente a la batería y uno de ellos
    además al equipo conteniendo agua
    (según gráfico). Experimentalmente introducimos al
    generador 20 ml de agua es decir
    20 ml de hidrogeno (1,79×10-3gr) y al calcular los
    gramos H2 utilizando Faraday (se demoró 575
    seg. En pasar 20 ml H2) nos dio un resultado de
    1,7875×10-3gr , obteniendo un % de error del
    0,56%.

     

     

    Autor:

    rodney pujada

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