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UNIVERSIDAD CENTRAL DEL ECUADOR FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS
LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA II
Integrantes: Fecha: 03/08/2015
Espín Kevin Grupo: 2
Franco Jessica
Hurtado Sharon
Jácome Paul
Luna Lissette
1. TEMA: “CELDA DE DANIELS”
2. OBJETIVOS
o Determinar el porcentaje de error en voltaje para determinadas combinaciones
metálicas.
o Conocer el fundamento de una pila galvánica y asociarlo con los conocimientos
teóricos
3. MARCO TEÓRICO
CELDAS ELECTROQUIMICAS
La celda electroquímica es un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una
reacción redox espontánea en donde la sustancia oxidante está separada de la reductora de
manera que los electrones deben atravesar un alambre de la sustancia reductora hacia la
oxidante.
En una celda el agente reductor pierde electrones por tanto se oxida. El electrodo en donde se
verifica la oxidación se llama ánodo. En el otro electrodo la sustancia oxidante gana electrones
y por tanto se reduce. El electrodo en que se verifica la reducción se llama cátodo.
La corriente eléctrica fluye del ánodo al cátodo porque hay una diferencia de energía potencial
entre los electrodos. La diferencia de potencial eléctrico entre el ánodo y el cátodo se mide en
forma experimental con un voltímetro, donde la lectura es el voltaje de la celda. (Química.
American Chemical , 2005)
Imagen N°1: diagrama de celda electroquímica de configuración semejante a la pila Daniell.
(Química. American Chemical , 2005)
TIPOS DE CELDAS ELECTROQUIMICAS
Hay dos tipos fundamentales de celdas y en ambas tiene lugar una reacción redox, y la
conversión o transformación de un tipo de energía en otra:
La celda galvánica o celda voltaica transforma una reacción química espontánea en una
corriente eléctrica, como las pilas y baterías. Son muy empleadas por lo que la mayoría
de los ejemplos e imágenes de este artículo están referidos a ellas.
La celda electrolítica transforma una corriente eléctrica en una reacción química de
oxidación-reducción que no tiene lugar de modo espontáneo. En muchas de estas
reacciones se descompone una sustancia química por lo que dicho proceso recibe el
nombre de electrolisis. También se la conoce como cuba electrolítica. A diferencia de la
celda voltaica, en la celda electrolítica, los dos electrodos no necesitan estar separados,
por lo que hay un sólo recipiente en el que tienen lugar las dos semirreacciones. (Ocaña,
2002)
Imagen N°2: Celda electrolítica, mostrando los electrodos. (Ocaña, 2002)
PUENTE SALINO
Un puente salino, en química, es un dispositivo de laboratorio utilizado para conectar las
semiceldas de oxidación y reducción de una pila galvánica (o pila voltaica), un tipo de celda
electroquímica. La función del puente salino es la de aislar los contenidos de las dos partes de la
celda mientras se mantiene el contacto eléctrico entre ellas.1 Los puentes salinos por lo general
vienen en dos tipos: tubo de vidrio y papel de filtro. (Skoog & West, 1995)
Imagen N°3: Celda electroquímica con puente salino de tubo de vidrio con KNO3. (Skoog &
West, 1995)
4. HIPOTESIS (HIPÓTESIS DE EXPERIMENTO, HIPÓTESIS NULA)
HIPÓTESIS EXPERIMENTAL
Se puede determinar el potencial de la celda, mediante determinación del voltaje con
un voltímetro de las reacciones Redox de diferentes metales como: cobre – zinc; cobre
– níquel; níquel – zinc; entre otros, en una solución ácida de HNO3 y también al conectar
varias celdas en forma de seria.
HIPÓTESIS NULA
No se puede determinar el potencial de la celda, mediante determinación del voltaje con un
voltímetro de las reacciones Redox de diferentes metales como: cobre – zinc; cobre – níquel;
níquel – zinc; entre otros, en una solución ácida de HNO3 y también al conectar varias celdas
en forma de seria
5. MATERIALES Y REACTIVOS
MATERIALES
- Monedas
- Papel
- Potenciómetro
- Vasos de vidrio
REACTIVOS
- Solución de KCl
- CuSO4
- ZnSO4
- HNO3
- Al
- Zn
- Ni
6. ECUACIONES QUÍMICAS
Cátodo: Cu2+ + 2e Cuo
Anodo: Zno - 2e Zno
Cu0 + Zn2+ Cu2+ + Zn2-
Cátodo: Ni2+ + 2e Nio
Anodo: Zno - 2e Zn2+
Ni2+ + Zno Nio + Zn2+
Cátodo: Ni2+ + 2e Nio
Anodo: Cuo - 2e Cu2+
Ni2+ + Cuo Cu2+ + Nio
Cátodo: 2(Al3+ + 3e Alo)
Anodo: 3(Zno - 2e Zn2+)
2 Al3+ + 3 Zno 2 Alo + 3 Zn2+
Cátodo: 2(Al3+ + 3e Alo)
Anodo: 3(Cuo - 2e Cu2+)
2 Al3+ + 3 Cuo 2 Alo + 3 Cu2+
7. REGISTRO DE DATOS
CELDA E° (V)
EXPERIMENTAL
Cu-Zn(solución) 0,85
Ni-Zn(solución) 0,92
Ni-Cu(solución) 0,02
Zn-Al(solución) 0,48
Al-Cu(solución) 0,39
Cu-Ni(papel) 0,10
8. CÁLCULOS
CELDA E° (V) TEÓRICO
Cu-Zn(solución) 1.100
Ni-Zn(solución) 1.013
Ni-Cu(solución) 0.589
Zn-Al(solución) 2.425
Al-Cu(solución) 1.998
Cu-Ni(papel) 0.589
Celda Cu-Zn(solución)
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = (𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙) ∗ 100
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = (1.10 − 0.85) ∗ 100
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 25 %
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 =𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙
𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜∗ 100
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 =1.10 − 0.85
1.10∗ 100
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 = 22.72%
Celda Ni-Zn(solución)
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = (𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙) ∗ 100
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = (1.013 − 0.92) ∗ 100
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 9.3 %
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 =𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙
𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜∗ 100
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 =1.013 − 0.92
1.013∗ 100
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 = 9.18%
Celda Ni-Cu(solución)
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = (𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙) ∗ 100
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = (0.589 − 0.02) ∗ 100
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 56.9 %
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 =𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙
𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜∗ 100
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 =0.589 − 0.02
0.589∗ 100
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 = 96.60%
Celda Zn-Al(solución)
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = (𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙) ∗ 100
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = (2.425 − 0.48) ∗ 100
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 194.5%
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 =𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙
𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜∗ 100
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 =2.425 − 0.48
2.425∗ 100
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 = 80.21%
Celda Al-Cu(solución)
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = (𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙) ∗ 100
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = (1.998 − 0.39) ∗ 100
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 160.8%
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 =𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙
𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜∗ 100
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 =1.998 − 0.39
1.998∗ 100
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 = 80.48%
Celda Cu-Ni (papel)
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = (𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙) ∗ 100
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = (0.589 − 0.1) ∗ 100
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 48.9%
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 =𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙
𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜∗ 100
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 =0.589 − 0.1
0.589∗ 100
%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 = 83.02%
RESULTADOS
CELDA E° (V)
TEÓRICO
E° (V)
EXPERIMENTAL
%ERROR
ABSOLUTO
%ERROR
RELATIVO
Cu-Zn(solución) 1.100 0,85 25% 22.72%
Ni-Zn(solución) 1.013 0,92 9.3% 9.18%
Ni-Cu(solución) 0.589 0,02 56.9% 96.60%
Zn-Al(solución) 2.425 0,48 194.5% 80.21%
Al-Cu(solución) 1.998 0,39 160.8% 80.48%
Cu-Ni(papel) 0.589 0,10 48.9% 83.02%
9. OBSERVACIONES
Las celdas galvánicas son celdas que veneran energía de forma espontánea, y pueden
prepararse con diversos elementos, unos que generan un potencial mayor y otros un
potencial menor, y el cual depende de la concentración de los reactivos, y de los
electrones disponibles de cada especie, en los cuales se genera una diferencia de
potencial, donde zonas de mayor potencial se movilizan a zonas de menor potencial.
10. DISCUSIONES
El potencial observado puede ser menor debido a la forma de montar la celda, ya que
no fue exactamente la misma que la celda de Daniels, los reactivos no estuvieron en
contenedores separados, ni con concentraciones conocidas de cada reactivo, lo cual
afecta directamente en el potencial experimental, a encontrarse en un solo contenedor,
la movilidad iónica tiene mayor resistencia al coexistir más iones en la solución.
11. CONCLUSIONES
Para la paraje Zn-Cu se tienen un 25% en error absoluto y de 22,72% en error relativo;
para Ni-Zn se tiene un 9,3% en error absoluto y de 9,18% en error relativo; par Ni-Cu se
determinó 56,9% en error absoluto y de 96,6% en error relativo; para Zn-Al se tuvo
194,5% de error absoluto y 80,21% de error relativo; para Al-Cu se tiene un error
absoluto de 160,8% y de error relativo de 80,48% y por ultimo para Cu-Ni se tiene un
error absoluto de 48,9% y error relativo de 83,02%.
Un celda galvánica es considerada espontanea en teoría, lo cual se pudo conocer al
observar el voltaje que cada uno de las combinaciones entre metales daba.
12. BIBLIOGRAFÍA
Química. American Chemical. (2005). Reverte S.A.
Ocaña, W. (2002). Electroquímica. Reverte S.A.
Skoog, D. A., & West, D. M. (1995). Química Analítica. Sexta Edición México D.F.
Alkaline Manganese Dioxide Handbook and Application Manual (PDF). Energizer.
Retrieved 25 August 2008.