Practica Quimica

Objetivos

El alumno:

Verificara experimentalmente la conversión de la energía química en energía eléctrica mediante una pila voltaica o galvánica.

Identificará en el laboratorio los parámetros que se emplean para la elaboración de una pila voltaica.

Comprenderá los fundamentos químicos utilizados para el desarrollo de una pila voltaica.

Comprobara de manera experimental y teórica la versatilidad de la Pila de Daniell funcionando como una celda electrolítica.

Material y Equipo

2 Vasos de precipitados de 400 ml.

1 Puente salino (tubo de vidrio doblado en forma de U.)

1 Placas metálicas de cobre aprox. De 10 x 3 cm

1 Placas metálicas de cinc aprox. De 10 x 3 cm

1 Multímetro

1 Fuente de Alimentación

Sustancias

Solución de sulfato de cobre concentración 1.0M

Solución de sulfato de cinc. Concentración 1.0M

Reactivos

Solución de Sulfato de cobre (CuSO_4) de concentración de 1.0M

Solución de Sulfato de cinc (ZnSO_4) de concentración 1.0M

Celdas Galvánicas o celdas voltaicas

Cuando la reacciones redox, son espontáneas, liberan energía que se puede emplear para realizar un trabajo electrico. Esta tarea se realiza a través de una celda voltaica (o galvánica).

Las Celdas galváncias, son un dispositivo en el que la transferencia de electrones, (de la semireacción de oxidación a la semireacción de reducción), se produce a través de un circuito externo en vez de ocurrir directamente entre los reactivos; de esta manera el flujo de electrones (corriente electrica) puede ser utilizado.

En la semicelda anódica ocurren las oxidaciones, mientras que en la semicelda catódica ocurren las reducciones. Elelectrodo anódico, conduce los electrones que son liberados en la reacción de oxidación, hacia los conductores metálicos. Estos conductores eléctricos conducen los electrones y los llevan hasta el electrodo catódico; los electrones entran así a la semicelda catódica produciéndose en ella la reducción.

La pila galvánica, consta de una lámina de zinc metálico, Zn (electrodo anódico), sumergida en una disolución de sulfato de zinc, ZnSO4, 1 M (solución anódica) y una lámina de cobre metálico, Cu (electrodo catódico), sumergido en una disolución de sulfato de cobre, CuSO4, 1 M (solución catódica).

El funcionamiento de la celda se basa en el principio de que la oxidación de Zn a Zn2+ y la reducción de Cu2+ a Cu se puede llevar a cabo simultáneamente, pero en recipientes separados por un puente salino, con la transferencia de electrones, e-, a través de un alambre conductor metálico externo.

Las láminas de zinc y cobre son electrodos.

Los electrodos son la superficie de contacto entre el conductor metálico y la solución de semicelda (anódica o catódica). Si el electrodo no participan de la reacción redox (ni se oxida ni se reduce), se le llama electrodo inerte o pasivo. Cuando participa de la reacción redox, como es este caso, se denomina electrodo activo.

Recordemos que:

El electrodo en el que se produce la oxidación es el ánodo y en el que se lleva a cabo la reducción es el cátodo.

Los electrones quedan libres a medida que el zinc metálico se oxida en el ánodo; fluyen a través del circuito externo hacia el cátodo, donde se consumen conforme el Cu2+(ac) se reduce.

Puesto que el Zn(s) se oxida en la celda, el electrodo de zinc pierde masa y la concentración de Zn2+(ac) en la solución aumenta con el funcionamiento de la celda. De manera similar, el electrodo de cobre gana masa y la solución de Cu2+(ac) se hace menos concentrada a medida que el éste se reduce a Cu(s).

Ánodo (oxidación) Zn(s) → Zn2+(ac) + 2e-

Cátodo (reducción) Cu2+(ac) + 2e- → Cu(s)

Debemos

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