Electroquimica

OBJETIVO

Construir una celda electroquímica como un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una reacción redox espontánea y observar como los voltajes de las celdas están relacionados con la concentración de las disoluciones en las semi-celdas.

CALCULOS

Para la preparación de la solución de FeSO4 0,1 M (50 mL) se usaron 1,4016 gramos de FeSO4*7H2O.

Para la preparación de la solución de KNO3 0,1 M (50 mL) se usaron 0,5264 gramos de KNO3.

Para la preparación de la solución de ZnSO4 0,1 M (50 mL) se usaron 1,4507 gramos de ZnSO4*7H2O.

Para la preparación de solución de Cu(NO3)2 0,1 M (100 mL) se usaron 2,4005 gramos de Cu(NO3)2*3H2O.

1. Celda Zn con Cu2+ sin puente salino.

Cu2+(ac)+ Zn(s)  Cu(s) + Zn2+(ac)

E°Celda Teórico = 0.00

E°Celda Real = 0.00

2. Celda Zn con Cu2+ Con puente salino.

Cu2+(ac)+ Zn(s)  Cu(s) + Zn2+(ac)

E°Celda Teórico =0.337 – (-0.763) = 1.1 V

E°Celda Real = 1.07 V

3. Celda Zn con Fe2+ Con puente salino.

Fe2+(ac)+ Zn(s)  Fe(s) + Zn2+(ac)

E°Celda Teórico = -0.440 – (-0.763) = 0.323 V

E°Celda Real = 0.39 V

4. Celda Cu2+ con Fe Con puente salino

Cu2+(ac)+ Fe(s)  Cu(s) + Fe2+(ac)

E°Celda Teórico = 0.337 – (- 0.440) = 0.777 V

E°Celda Real = 0.68 V

5. Celda Zn con Fe en Cu2+ Con puente salino

Cu2+(ac)+ Fe(s) + Zn(s)  Cu(s) + Fe2+(ac) + Zn2+(ac)

E°Celda Teórico = {[0.337 – (- 0.440)]+[ -0.440 – (-0.763)]+[ 0.337 – (-0.763) }/2 = 0.733333V

E°Celda = 0.75 V

6. Celda Zn con Fe en Cu2+ Con la semi-celda de Fe en Cu2+ fuera del puente salino.

Cu2+(ac)+ Fe(s) + Zn(s)  Cu(s) + Fe2+(ac) + Zn2+(ac)

E°Celda Teórico = 0.00

E°Celda Real = 0.00

7. Celda de Zn en Cu2+ y varilla de Cu.

Cu2+(ac)+ Zn(s) + Cu(s) 2Cu(s) + Zn2+(ac)

E°Celda Teórico = 0.00

E°Celda Real = 0.00

Al Zinc se le empieza a pegar partículas de cobre sólido.

8. Cambios en la concentración de la celda.

Volumen adicionado de Amonio (mL) Voltaje de la celda (V)

0,5 1,07

1,0 1,05

1,5 1,04

2,0 1,03

2,5 1,03

3,0 0,97

Decaimiento del voltaje respecto al volumen de hidróxido de amoniaco adicionado

Volumen adicionado de Sulfito de sodio (mL) Voltaje de la celda (V)

1,0 0,95

2,0 0,76

3,0 0,72

4,0 0,68

5,0 0.39

Decaimiento del voltaje respecto al volumen Sulfito de sodio adicionado

Análisis de resultados.

En la celda de Zn con Fe en Cu2+, el voltaje es menor, puesto que la varilla de Fe(s) al no ser inerte, reacciona con el Cu2+, provocando el cambio en el voltaje.

En la celda de Zn con Cu2+ sin puente salino, el voltaje de la celda es 0.00 debido a que la función del puente salino es la de mantener la neutralidad eléctrica en cada semi-celda a medida que los iones fluyen dentro y fuera de este.

El voltaje de las celdas que realizamos no es igual al teórico, debido a que las condiciones estándar para que estas se realizaran no se cumplieron, debido a que la concentración de las soluciones no era 1M exactamente y la temperatura en el laboratorio no era de 25°C si no de 20°C.

En la Celda de Zn en Cu2+ y varilla de Cu, el voltaje es 0, puesto que no hay un dispositivo que guie los electrones para generar energía, debido a que el Zn y el Cu2+ reaccionan al estar en contacto directo, y el electrodo de cobre no afecta en la reacción.

En la Celda de Zn en Cu2+ y varilla de Cu, al dejar un tiempo el electrodo de zinc en la solución de Cu2+, al Zn se le empieza a pegar un poco de cobre sólido, puesto que el Cu2+ y el Zn reaccionan, y el Cu2+ se convierte en cobre sólido y se pega a la barra de Zn.

Para que el voltaje no nos de cero, ambas semi-celdas deben estar en contacto con el puente salino, sino una celda se cargara

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