CELDAS ELECTROQUIMICAS POTENCIAL DE ELECTRODO

Departamento de Química, Facultad de Ciencias, Universidad del Valle, Cali, Abril

2011.

RESUMEN

En el laboratorio se construyó una celda electroquímica en donde se utilizó las

soluciones ZnSO4 y CuSO4, para conocer el efecto del cambio de las

concentraciones de las especies iónicas en la celda sobre el valor de su potencial.

Para lograr esto se midió el potencial inicial de celda cada vez que se realizó un

cambio en la concentración de CuSO4, luego se determinó el potencial estándar

de celda cuando se varió dichas concentraciones, a través de la ecuación de

Nernst y después se procedió a sacar el error relativo de cada una; el potencial

experimental vario entre 1.104 V en 1.0 M y 0.960 V en 0.0001 M, y el potencial

teórico vario entre 1.10 V en 1.0 M y 0.982 V en 0.0001 M,   y el error relativo de

los potenciales experimentales de la celda con los potenciales teóricos fue entre  

0.34 % y 2.98 % .

PALABRAS CLAVES: celdas electroquímicas, ecuación de Nernst, potencial

estándar, concentración, electrodo, cátodo ánodo, oxidación, reducción, voltaje.

INTRODUCCIÓN

La energía eléctrica es una de las formas de energía de mayor importancia para la

vida contemporánea, un día sin ella es inconcebible para la sociedad actual. Es

así que todas las áreas de la ciencia dedican esfuerzos en el estudio de ella, para

un caso en concreto

la rama de la química que estudia la relación entre la energía química y la eléctrica

es la electroquímica.1

Todos los procesos electroquímicos están basados en reacciones de oxido

reducción en donde la energía liberada por una reacción espontanea se

transforma en electricidad, este es el principio en por el cual se construyen

dispositivos que permitan usar esta energía, los cuales son llamados Celdas

electroquímicas y son de vital importancia industrial (pilas, baterías, alternadores)

cabe destacar que las reacciones que producen un potencial eléctrico son aquella

que son espontaneas este comportamiento fue expresado en forma matemática

por el físico-químico alemán Walther Nernst como1:

E =   E°   - RTnF x In Q

La cual aun tiene gran relevancia en el estudio de las celdas por ello la intención

de la práctica es que los químicos, ya sea por investigación o por industrialización

tengan pleno conocimiento de la construcción de una Celda y entiendan

perfectamente el funcionamiento de estas.2

METODOLOGIA EXPERIMENTAL

En el laboratorio se construyo una Celda en la cual las soluciones de ZnSO4(ac) y

CuSO4(ac) puestas en los vasos se encontraban a una concentración inicial de

1M, y el trozo de zinc y cobre se lijaron antes de introducirlos en las soluciones,

bajo estas condiciones se procedió a tomar el potencial eléctrico de la celda, para

posteriormente variar la solución

de CuSO4 1M a otra, con concentración de 0.1M tomando de nuevo el potencial

de la nueva celda, se repitió el procedimiento con la solución de CuSO4 en las

concentraciones de 0.01M, 0.001M y 0.0001M; el montaje de la celda se muestra

en la figura 1.3

Figura 1. celda electroquímica.

Las soluciones de ZnSO4(ac) y CuSO4 (ac) puestas en los vasos se encontraban

a una concentración inicial de 1M, y el trozo de zinc y cobre se lijaron antes de

introducirlos en las soluciones, bajo estas condiciones se procedió a tomar el

potencial eléctrico de la celda, para posteriormente variar la solución de CuSO4

1M a otra, con concentración de 0.1M tomando de nuevo el potencial de la nueva

celda, se repitió el procedimiento con la solución de CuSO4 en las

concentraciones de 0.01M, 0.001M y 0.0001M.3

Por último se introdujo la lámina de Cu en la solución de ZnSO4 1M y la de Zn en

la solución de CuSO4 1M para observar lo que sucedía.

RESUSLTADOS Y DISCUSIÓN

Se midió el potencial de la celda formada por una   solución de CuSO4 (ac) y    

ZnSO4 (ac)   a una temperatura de 24 C° O 297 K y una presión de 1,004 Atm  

correspondiente a la de Cali4, se varió las concentraciones del   CuSO4(ac) en la

celda y los datos se registraron en la tabla 1. 

Tabla 1. Concentraciones de CuSO4 (ac) Vs potencial de la celda hallados

experimentalmente.

Concentraciones de             CuSO4 (ac) (M)

Potencial

experimental (V)

1,0

1,104

0,1

1,082

0,01

1,062

0,001

1,041

0,0001

0,960

La reacción que ocurre en la celda y su potencial estándar a condiciones normales

es la siguiente:

Zn(s)0 → Zn (ac)2+ + 2e-                     E° = 0.76 V

Cu (ac)2+ + 2e- →Cu(s)0                     E° = 0.34 V

Cu (ac)2+ + Zn(s)0 → Cu(s)0+Zn (ac)2+   ∆E° =1.10 V

Esta es una reacción de oxido reducción en la cual hay transferencia electrónica

entre los reactivos, dando lugar a un cambio en los estados de oxidación de los

mismos con respecto a los productos donde el Zn actúa como agente reductor

debido a que aumenta su estado de   oxidación es decir, se oxida ya que pasa de  

Zn0   a Zn 2+ y el cobre actúa como agente oxidante debido a que disminuye su

estado de oxidaciones decir,   se reduce ya que pasa de Cu 2+ a Cu 0.5

El potencial medido es el trabajo máximo que la celda puede realizar o la cantidad

de energía eléctrica que se puede tener de la reacción   el trabajo de la celda (W)

está dado por la ecuación 1 donde (n) es el numero de moles que participan en la

reacción,   (F) es la constante de Faraday la cual es   96500 J/V.mol y (E) es el

potencial medido de la celda.1

Ecuación 1. Ecuación del trabajo de la celda

W = -nFE

Por termodinámica se sabe que la energía libre de Gibbs (∆G) define la energía

disponible de una reacción para realizar un trabajo entonces la energía libre es

igual al trabajo de la celda como se muestra en la ecuación 2.1

Ecuación 2. Relación entre ∆G y W de la celda.

∆G = -nFE

Como n y F son positivos ∆G será negativo si el valor de E es positivo también, si

∆G es negativo indica que el sistema realiza un trabajo sobre el medio y la

reacción es espontanea.1   

Para determinar el potencial estándar de la celda cuando se varían las

concentraciones se usó   la ecuación 3.1 

Ecuación 3. Ecuación de Nernst.

E =   E°   - RTnF x In Q

Donde   E es el potencial corregido del electrodo E°   es el potencial   estándar   de

la celda   a condiciones normales       E° = 1.10 V, R es la constante de los gases

R= 8,314 J / K mol, la temperatura T = 297 K, n es el número de especies que

intervienen en la celda n= 2,   F es una constante de faraday F = 96500 J/Vmol y

Q son las concentraciones de los productos que intervienen en la reacción dividido

las concentraciones de los reactivos que intervienen en la reacción1.

Al reemplazar los valores de   R, T   y F la ecuación se trasforma en:

E =   E°- 0.0256 Vn x In Q

En el experimento Q es:

Q = [Cu0] [Zn2+] [Cu2+ ] [Zn0] 

Pero como el cobre y el zinc sólidos nos intervienen en la reacción   ya que son

especies puras (muy estables) y no varían durante la reacción.1 Q solo depende

de las concentraciones de   Zn2+ / Cu2+   y n es 2 de modo que la ecuación se

transforma en:

  

E =   1.10 V-0.0256

V 2x In [Zn2+][Cu2+]

El potencial estándar de la celda para 0.1 M de CuSO4 (ac) y   1.0 M   ZnSO4 (ac)

según 

la anterior ecuación es:

E = 1.10 V - 0.0256 V2 x In 1.00.1

E =   1.10 V - 0.0256 V2 x In 10=1.070 V 

1.070 V es el potencial de la celda teórico cuando la concentración de CuSO4 (ac)

es de 0.1 M para analizar el porcentaje de error (Ep) del potencial de la celda

medido experimentalmente con respecto al potencial   teórico se utilizo la ecuación

4.6

Ecuación 4. Error porcentual.

Ep = ⃒valor teorico-valor medido ⃒valor teoricoX100 

Con el valor teórico encontrado anteriormente y el valor experimental de la tabla 1

se calculo su respectivo error porcentual así:

Ep= ⃒1.070 v -1.082v ⃒1.070 vX100=1.12%

A cada una de las diferentes   concentraciones de CuSO4 (ac) se determino el

potencial de la celda teórico (Et) y luego se comparo con el potencial experimental

(Ex) para determinar el error porcentual como se hizo anteriormente los datos se

muestran en la tabla 2.

Tabla 2. Potencial teórico según la variación de concentraciones y error

porcentual.

[Cu2+]M

[Zn2+]M

(Ex)   v

(Et ) v

Ep %

1.0

1.0

1.104

1.100

0.36

0.1

1.0

1.082

1.070

1.12

0.01

1.0

1.062

1.041

2.02

0.001

1.0

1.041

1.012

2.87

0.0001

1.0

0.960

0.982

2.25

De la tabla 2 se observó que a medida que disminuye la concentración también

disminuye el potencial estándar

de la celda tanto en los encontrados experimentalmente como los teóricos, debido

a que al haber menor cantidad de moléculas de Cu hay menor intercambio

electrónico por ende el potencial disminuye por principio de Le Chätelier al variar

esta concentración se está aplicando una tensión externa que afecta el cociente

de reacción1.

El error porcentual del potencial de la celda vario desde el 0.36 % hasta 2.87 % los

cuales son muy pequeños comparadas con el valor de la celda teórico, este error

puede ser sistemáticos relacionado con la incertidumbre de escala del voltímetro

la cual es 1% es decir (±0.01) V7, también hay errores por el aumento en la

resistencia en los circuitos cuando no hay buen contacto eléctrico. Los cambios de

temperatura causan variaciones en las resistencias y las fuentes de voltaje

comunes. Las corrientes inducidas en la línea de 110-V también pueden alterar el

funcionamiento de los aparatos electrónicos8; errores personales debido a que se

pudo tomar la medida antes del que el voltímetro se estabilizara además otro

factor que interviene en el error de la medida es que el valor debe hacerse a

condiciones normales y en la práctica se trabajo a   24 Cº y un poco más de una

atmosfera debido a que en Cali la presión atmosférica es de   1,004 Atm4.   

Para mirar el comportamiento grafico del potencial de la celda se grafico por medio

de la ecuación de Nernst

de este modo se expreso de lanera lineal así:

E =     - RTnF x In Q + E°

Y   =       m       X     + B

Donde y es el potencial de la celda medido (E), la pendiente (m) es la constante

de los gases (R) por la temperatura (T) dividido entre el numero de moles que

intervienen en la reacción (n)   por la constante de Faraday (F), X es   In Q y el

potencial de la celda estándar (E0) es el intercepto b; de esta la ecuación que se

desea graficar es: 

  E =   -0.0256 V 2x In [Zn2+][Cu2+]+EO

En la tabla 3 se muestra la relación entre X (In Q) y el potencial de la celda teórico

y experimental correspondientes a (Y). 

Tabla 3. In Q vs Potenciales de la celda. 

In [Zn] / [Cu]= Q

P. Teórico

P. experimental

0

1,104

1,104

2,3025851

1,07

1,082

4,6051702

1,041

1,062

6,9077553

1,012

1,041

9,2103404

0,982

0,96

En la grafica 1 se muestra la relación de potencial de la celda (E) versus In Q de

los datos en la tabla 3.

Grafica 1. In Q vs Potencial experimental.

Después de linealizar la anterior grafica por medio del programa de Excel y

mínimos cuadrados se calculo las pendientes (m) del potencial teórico la cual fue

mT = -0,0128 con una incertidumbre ∆mT =0,0002   y la pendiente del potencial

experimental correspondió a mE = -0,0143 con una incertidumbre ∆mE = 0,0030,

los valores negativos indican que la grafica es decreciente, es decir que a medida

que la

concentración disminuye ocurre lo mismo con el potencial. 

Según la ecuación 3 y lo establecido anteriormente la pendiente corresponde a   -

RTnF por lo cual las pendientes calculadas anteriormente deben ser muy cercanas

a 0.0128, si se observa la pendiente del valor teórico corresponde al mismo valor

por lo tanto si existe una relación lineal como se menciono anteriormente, en

cambio la pendiente del valor experimental es cercano al valor real de la pendiente

esto se debe a la dispersión de los datos de   potencial y el error   porcentual

calculado anteriormente para comparar el error entre el valor real de la pendiente y

la experimental se calculo el siguiente error porcentual 6:

Ep= ⃒0.0128   -0.0143 ⃒0.0128X100=11.7%

Al comparar las pendientes fácilmente se puede notar que existe una desviación

en la experimental, la cual es causada por la dispersión de los datos, es decir que

los valores de potencial experimental se alejan del comportamiento ideal, esto

ocurre porque en el laboratorio se han tomado estas medidas a condiciones

diferentes de las estándar, lo cual causa que un valor cambie ya sea de forma

positiva o negativa, además se tiene que tener en cuenta la inexperiencia de los

integrantes del grupo al manejar el voltímetro el cual es uno de los factores de

error, además de que es imposible tomar una medida exacta ya que el potencial

también varia por el tiempo en el

que las laminas están sumergidas (desgaste del electrodo). Teniendo en cuenta

estos factores se puede decir que es comprensible el error.   

Cuando se introdujo la lamina de zinc en la solución de CuSO4   esta

inmediatamente se cubrió de una capa de color negro, la cual era cobre metálico;

esto ocurre porque los cationes de Cu2+   presentes en la solución reacciona con

el Zn solido transfiriendo los electrones del Zn al Cu al ocurrir esto el cobre se

solidifica y forma la capa negra que cubre   al   Zn   debido a atracciones

electrostáticas y al constante intercambio eléctrico entre las dos especies, debido

a que el zinc es mas reactivo que el cobre este lo desplaza en la solución y el

cobre se precipita   por esta razón es una reacción espontanea; la reacción que

ocurre9:

Zn(s) + CuSO4(ac)             Cu(s)   + ZnSO4(ac) 

Cuando se introduce la lamina de cobre dentro de la solución de ZnSO4 no ocurre

ninguna reacción debido a que el cobre es tiene menor reactividad que el zinc y no

lo desplaza esta es una reacción espontanea en sentido inverso, es decir para que

ocurra hay que aplicarle un potencial electrico9.

PREGUNTAS

1. según la ecuación: 

∆E=∆E°-0.059nInproductosreactivos

Si se hubiera cambiado las concentraciones de 1.0 M a 0.5 M el potencial obtenido

aún se hubiera podido considerar como estándar por el hecho de   que tanto los

productos como los reactivos

al tener 0.5 M de concentración, al reemplazarlos en la ecuación anterior su

división seria 1 y el log 1 es cero, entonces al multiplicar el cero por 0.059/n seria

cero y por lo tanto el potencial obtenido se hubiera estimado como estándar, como

se muestra a continuación:

∆E=∆E°-0.059nIn0.50.5

∆E=∆E°-0.059nIn1

∆E=∆E°-0.059n 0

∆E=∆E°

2. Utilizando el E° del Zn que es 0.76 V se realizó la siguiente ecuación 

E°celda= E° Zn Zn2+ +E° Cu       Cu2+

1.104 V= 0.76 V +E° Cu     Cu2+

1.104 V- 0.76 V=E° Cu     Cu2+

0.342 V=E° Cu Cu2+

ERROR= 0.342 V-0.34 V0.34 V×100 %

ERROR=0.58 %

Comparando el potencial real con el de la literatura, se pudo apreciar un error del

0.58%; esto se debe en primera instancia a un error en el manejo de la

instrumentación, en este caso al mal uso del voltímetro por parte de los

integrantes pudo haber influido en el resultado del procedimiento, otro error pudo

haber sido que el voltímetro estuviera mal calibrado, cambiando así   el potencial

de la celda; el hecho de que el potencial se haya tomado a una temperatura de

24C°con una presión atmosférica de 1,004 atm influyo en los resultados obtenidos

ya que los datos de la literatura fueron tomados a una temperatura de 25C° con

una presión de 1 atm.1   

3. Entonces, sabiendo que los elementos que más fácilmente se oxidan son los

que presentan mayor carácter metálico, se puede decir que entre

elementos metálicos y no metálicos, los primeros son mejores agentes reductores

que los segundos. También, un metal alcalino o alcalino-terreo tienen un gran

carácter metálico, con lo que se puede poner al   encabezando la lista.8 El mejor

agente reductor entre los metales cobre, plomo, zinc y cadmio es el zinc debido a  

que responde a una pérdida de electrones y el peor agente reductor es el cobre

porque es el más tiende a reducirse debido a que es más propenso a captar uno o

varios electrones.

Los agentes reductores se oxidan, mientras que los agentes oxidantes se reducen;

entones los metales tienden a oxidarse mientras que los no metales tienden a

reducirse, de esta deducción los metales son agentes reductores por excelencia

dado que tienen facilidad para perder electrones.8

CONCLUSIONES

Todas las reacciones electroquímicas implican la transferencia de electrones y por

lo tanto, son reacciones redox.

En una reacción electroquímica al disminuir la concentración original de una de las

sustancias que intervienen, se produce de igual manera una disminución del

potencial de celda original. 

El potencial estándar de reacción se utiliza para predecir la dirección y la

espontaneidad de las reacciones redox.

REFERENCIAS

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764-785.

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Villas.

http://www.fq.uh.cu/dpto/qf/uclv/infoLab/practics/practicas/Pilaselectroquimicas/

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Cali, Valle del Cauca. Editorial de la Universidad del Valle. 2011. Pág. 36-39.

4.TIEMPOYHORA.COM. presión en Cali. http://tiempoyhora.com/Am%C3%A9rica-

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5.Wikipedia. Oxidación y reducción. http://es.wikipedia.org/wiki/Reducci%C3%B3n-

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6.Peña D, Escobar O. Experimentación física I Revisión y Modificación

2011.Universidad del Valle, Cali 2011.8-14

7.Sanpedrotampico. Mediciones eléctricas.

www.sanpedrotampico.com/itcm/.../MedicionesProblemas.doc Microsoft. 21 de

mayo de 2011.

8.INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ANALÍTICA.(QA). Errores analiticos.

www.itescam.edu.mx/principal/sylabus/fpdb/.../r10239.DOC -. 21 de mayo de

2011.

9.Whiten   W.K. Química general. Tercera edición. BEMEX. México. 1996. 145-146