Zn(s) Zn+2 Cu(s)Cu+2

e−

e−

K+Cl−

ánodo cátodo

Zn(s)/Zn2+(1M)//Cu2+(1M)/Cu(s)

puente salino

voltímetro

Nombre y Apellido: José H. Valdiviezo Fecha: 10/12/12 Comisión: 5

Trabajo Práctico N°: 9

Tema: Reacciones rédox espontaneas. Celdas Galvánicas.

Objetivos: Analizar las distintas partes de una celda galvánica. Estudiar la influencia de la concentración de un electrolito en el potencial de una pila. Armar una pila de concentración.

Materiales y Reactivos utilizados:

2 vasos de precipitado 2 cables conductores Tubo en forma de U Voltímetro Lámina de Cu y lámina de Zn Solución de CuSO4 1M Solución de ZnSO4 1M Solución de KCl

Desarrollo del Trabajo Práctico

Experiencia 1: Efecto de la concentración del electrolito sobre la fem de una pila.

Se arma la pila de Daniell indicado en la figura

1. Se coloca en un vaso de precipitado solución de CuSO4 1M y en otro solución de ZnSO4 1M hasta aproximadamente la mitad.2. Se llena el tubo en U con la solución de KCl y se tapa cada extremo de él con algodón.3. Se invierte el tubo en U y se lo introduce en un extremo en la solución de CuSO 4 y en el otro en la ZnSO4, como muestra la figura.4. Se introduce en el vaso con solución de CuSO4 la lámina de Cu y en la que contiene la solución de ZnSO4 la lámina de Zn.5. Se conecta la lámina de Zn al polo negativo del voltímetro y la de cobre al positivo con los cables conductores como muestra la figura y se anota la lectura del voltímetro.

1

Dato obtenido

∆E° = 1,073v (valor experimental)

Cálculos

La reacción entre el cinc metálico y el ión cobre (II) en solución es un cambio espontáneo en el cual se transfieren los electrones:

Zn(s) + Cu+2 (ac) → Zn+2 (ac) + Cu(s)

Podemos representar esta reacción como una combinación de dos hemirreacciones:

Zn0 → Zn+2 + 2e− E° = 0,76v Hemirreacción de oxidación (ánodo)

Cu+2 + 2e− → Cu0 E° = 0,34v Hemirreacción de reducción (cátodo)

Zn0 + Cu+2 → Zn+2 + Cu0 ∆E° = 1,10v (valor teórico)

Error porcentual E% = 1,10 – 1,0731,10

×100%

E% = 2,45%

Experiencia 2: Pilas de concentración

Las pilas de concentración se forman con electrodos del mismo metal. En esta experiencia se van a formar pilas con dos barras de Cu sumergidas en disoluciones de CuSO4 de diferentes concentraciones.

Cu2+[0,01M]//Cu2+[1M]

Las hemirreacciones que representan las reacciones anódicas y catódicas son:

Cu0 → Cu1+2 + 2e− E° = −0,34v

Cu2+2 + 2e− → Cu0 E° = 0,34v

Cu0 + Cu2+2 → Cu1

+2 + Cu0 ∆E° = 0,00v

Como los dos electrodos son idénticos, el valor de ∆E° es cero en condiciones estándar.

2

puente salino

voltímetro

Cu(s)Cu1

+2

Cu(s)Cu2

+2

e− e−

K+Cl−

ánodo cátodo

Cu(s)/Cu2+(0,01M)//Cu2+(1M)/Cu(s)

Sin embargo, como las concentraciones iónicas son diferentes se establece una diferencia de potencial entre las semiceldas la que puede calcularse mediante la ecuación de Nernst

∆E = ∆E° - 0,059n

log[Cu 1+2 ][Cu 2+2 ]

∆E = 0,00v - 0,0592

log[ 0,01 ]

[ 1 ]

∆E = 0,059v (valor teórico)

Dato obtenido: ∆E = 0,043v (valor experimental)

Error porcentual: E% = 0,059 – 0,0430,059

× 100%

E% = 27,11%

Cu2+[0,001M]//Cu2+[1M]

∆E = ∆E° - 0,059n

log[Cu 1+2 ][Cu 2+2 ]

∆E = 0,00v - 0,0592

log[ 0,001 ]

[ 1 ]

∆E = 0,0885v (valor teórico)

Dato obtenido: ∆E = 0,056v (valor experimental)

Error porcentual: E% = 0,0885 – 0,0560,0885

× 100%

E% = 36,72%Conclusión:

En las experiencias realizadas se puede concluir que la fem cambia con la concentración. También se puede decir que en la pila de concentración la

3

puente salino

Cu(s)Cu+2

Cu(s)Cu+2

e− e−

K+Cl−

ánodo cátodo

Cu(s)/Cu2+(0,001M)//Cu2+(1M)/Cu(s)

reducción ocurrirá siempre en el compartimiento más concentrado y la oxidación ocurrirá en el más diluido.

4