{"id":18,"date":"2011-06-19T13:25:06","date_gmt":"2011-06-19T00:40:06","guid":{"rendered":"http:\/\/blog.espol.edu.ec\/luiandrade\/?p=18"},"modified":"2011-11-22T03:33:19","modified_gmt":"2011-11-21T14:48:19","slug":"electroquimica","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/blog.espol.edu.ec\/luiandrade\/2011\/06\/19\/electroquimica\/","title":{"rendered":"ELECTROQUIMICA"},"content":{"rendered":"

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elctroquimica <\/p><\/div><\/h1>\n

Desde el punto de vista Fisicoqu\u00edmico los conductores m\u00e1s importantes son los del tipo electrol\u00edticos, es decir los electrolitos; estos se distinguen de los conductores electr\u00f3nicos, como los metales por el hecho de que el paso de una corriente el\u00e9ctrica va acompa\u00f1ada por el transporte de materia. Cuando pasa una corriente el\u00e9ctrica a trav\u00e9s de un conductor electrolito, el transporte de materia se manifiesta en las discontinuidades del sistema. Por ej., si en una disoluci\u00f3n acuosa diluida en un \u00e1cido se sumergen dos alambres, preferentemente de platino, unidos a los 2 polos de una bater\u00eda voltaica que act\u00faa como fuente de corriente, se desprenden en los alambres burbujas de hidrogeno y oxigeno respectivamente, si la disoluci\u00f3n electrol\u00edtica contuviera una sal de cobre o plata se liberar\u00eda\u00a0 el metal correspondiente en lugar de hidrogeno.\u00a0 Los fen\u00f3menos asociados con la electr\u00f3lisis fueron estudiados por Faraday y la nomenclatura que utiliz\u00f3 y que se emplea todav\u00eda fue ideada por Whewell. Las celdas electroqu\u00edmicas se usan principalmente con dos fines: A)\u00a0\u00a0\u00a0 Convertir la energ\u00eda qu\u00edmica en el\u00e9ctrica B)\u00a0\u00a0\u00a0 Convertir la energ\u00eda el\u00e9ctrica en qu\u00edmica En las pilas secas comunes y en el acumulador de plomo tenemos convertidores de energ\u00eda\u00a0 qu\u00edmica en el\u00e9ctrica, mientras que en la carga de la bater\u00eda de almacenamiento y en la purificaci\u00f3n electrolitica del cobre se utiliza la energ\u00eda el\u00e9ctrica para realizar una acci\u00f3n qu\u00edmica.\u00a0 Una celda es un dispositivo simple de dos electrodos y un electrolito capaz de dar electricidad por la acci\u00f3n qu\u00edmica dentro de la celda, o de producir una acci\u00f3n qu\u00edmica por el paso de electricidad a su trav\u00e9s.\u00a0 Una bater\u00eda, por otra parte, es una combinaci\u00f3n de dos o mas celdas dispuestas en serie o en paralelo.\u00a0 As\u00ed el acumulador de plomo es una bater\u00eda constituidas por tres celdas conectadas en serie. El m\u00e9todo mas com\u00fan de determinar la diferencia de potencial entre dos puntos cualesquiera en un circuito el\u00e9ctrico es el de conectar un volt\u00edmetro entre aquellos, leyendose directamente el voltaje con el instrumento <\/strong> 2. Ejemplo de c\u00e1lculos<\/strong> <\/strong> a) Mediante la ec. De Nernst calcule el potencial de celda para cada par de soluciones Sea la sgte pila de Daniels: Zn\/Zn+2<\/sup> (a=1) \/\/\u00a0 Cu+2<\/sup> (a=1) \/Cu Anodo Zn\u00a0\u00a0\u00a0 \u00e0 Zn+2<\/sup> + 2e-<\/sup> E0<\/sup> = 0,763 v oxidaci\u00f3n Catodo Cu+2<\/sup> + 2e-<\/sup> \u00e0 Cu\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0 E0<\/sup> = 0,337 v reducci\u00f3n Rx: Zn (s)<\/sub> + Cu+2<\/sup> (ac)<\/sub> +2e-<\/sup> \u00df\u00e0 Zn+2<\/sup> (ac)<\/sub> + Cu (s)<\/sub> + 2e- <\/sup> E0<\/sup>=1,1 v Calculo del potencial de celda Zn SO4<\/sub> 0,1M con CuSO4<\/sub> 0,1M Consideremos soluciones diluidas donde los coeficientes de a son iguales a los [ ] de las soluciones\u00a0 a = [M] aZn+2 <\/sub>= [MZn+2<\/sub>]\u00a0\u00a0\u00a0 aCu+2<\/sub> = [MCu+2<\/sub>]\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0 }\u00a0 \u2026..(1) Ec. de Nernst: E = E0<\/sup> <\/sub>- RT Ln aZn+2<\/sub> \u2026\u2026\u2026.(2) nF\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0 aCu+2<\/sub> (2) en (1) E = E0<\/sup> <\/sub>- RT Ln [MZn+2<\/sub>]\u00a0 \u2026\u2026\u2026.(2) nF\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0 [MCu+2<\/sub>] Luego reemplazando datos experimentales: E = 1,1 -\u00a0 (8,314)(298) Ln 0,1 (2e-<\/sup>)(96486)\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0 0,1 E = 1,1 voltios Consideremos en el c\u00e1lculo a los coeficientes de actividad (g) Sabemos\u00a0\u00a0 a = g[M]\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0 g ZnSO4 <\/sub>= 0,15 g CuSO4<\/sub>= 0,4 Luego: E = 1,1 - (8,314) (298) Ln (0,15)(0,1) 2e-<\/sup> (96486)\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0 (0,4)(0,1) E = 1,11 v ZnSO4<\/sub> 0,1M con CuSO4<\/sub> 0,01M Aplicando Ec. de Nernst: E = 1,1 -\u00a0 (8,314)(298) Ln 0,1 (2e-<\/sup>)(96486)\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0 0,01 E = 1,0704 voltios Luego: E = 1,1 - (8,314) (298) Ln (0,15)(0,1) 2e-<\/sup> (96486)\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0 (0,4)(0,01) E = 1,083 v ZnSO4<\/sub> 0,1M con CuSO4<\/sub> 0,001M E = 1,1 -\u00a0 (8,314)(298) Ln\u00a0 0,1 (2e-<\/sup>)(96486)\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0 0,001 E = 1,041 voltios Luego: E = 1,1 - (8,314) (298) Ln (0,15)(0,1) 2e-<\/sup> (96486)\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0 (0,4)(0,001) E = 1,053 v Porcentaje de errores: Para ZnSO4<\/sub> 0,1M, CuSO4<\/sub> 0,1M %E =\u00a0\u00a0 Vt - Vexp\u00a0\u00a0 x 100 Vexp %E = 1,1 - 1,042\u00a0 x 100\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0 %E\u00a0 =\u00a0 5,27% 1,1 Para ZnSO4<\/sub> 0,1M, CuSO4<\/sub> 0,01M %E = 1,0704 - 1,005\u00a0 x 100\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0 %E\u00a0 =\u00a0 6,11% 1,0704 Para ZnSO4<\/sub> 0,1M, CuSO4<\/sub> 0,001M %E = 1,0408 - 0,364\u00a0 x 100\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0 %E\u00a0 =\u00a0 65% 1,0408 Utilizando la Ley de Faraday calcule la cantidad en gramos de hidr\u00f3geno liberado en el c\u00e1todo y comp\u00e1relo con el obtenido experimentalemente. Sea:\u00a0\u00a0\u00a0 M(gr)\u00a0 =\u00a0 Peq x I x t \/ 96500 M = masa de sustancia Peq. = peso equiv. de sustancia I = amperios t = tiempo en seg. Para nuestra experiencia: t = 9'35'' \u00f3 575 seg. M = (1gr)(0,3 A)(575 seg) \/ 96500\u00a0\u00a0 =\u00a0 1,78 x 10-3<\/sup> A Seg\u00fan nuestra experiencia se produjo 20 ml. de hidrogeno: Sabemos: 1 mol H2<\/sub> ---------- 22,4 l X\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0\u00a0 ---------- 2,0 x 10-2<\/sup> l X = 8,928 x 10-4<\/sup> moles de H2<\/sub> Como: 1 mol H2<\/sub> ---------- 2 gr 8,928 x 10-4 <\/sup> ------\u00a0 W W = 1,79 x 10-3<\/sup> gramos de H2<\/sub> %Error\u00a0 =\u00a0 1,78 -1,79\u00a0 x 100\u00a0\u00a0\u00a0 = 0,56 % 1,78 3. Discusi\u00f3n De Resultados<\/strong> <\/strong> En el estudio de la ecuaci\u00f3n de Nernst al calcular las fem de las soluciones utilizando sus concentraciones (soluciones diluidas) los resultados fueron muy cercanos a los obtenidos en el laboratorio, obteni\u00e9ndose peque\u00f1os m\u00e1rgenes de error para cada par de soluciones, pero se obtuvo un error muy grande en la tercera muestra, esto debido a una mala medici\u00f3n o uso del multimetro, o no poner fijamente los electrodos en su lugar, aun as\u00ed el error de 65% fue demasiado grande a comparaci\u00f3n de los otros dos. Cuando se conecto el multimetro en serie con cada celda galv\u00e1nica y se cerro el circuito, el instrumento sufri\u00f3 una deflexion que indica que la corriente pasa por el circuito, y este paso es una evidencia de que existe una diferencia de potencial entre los electrodos.\u00a0 Los resultados obtenidos al medir las 3 celdas con el multimetro fueron1,042v, 1,005v y 0,364v respectivamente donde se puede apreciar que el potencial decrece, mientras m\u00e1s diluida es la soluci\u00f3n.\u00a0 Una seria objeci\u00f3n al uso del multimetro o del voltimetro para la medici\u00f3n exacta de los potenciales de celda (fem), es que este aparato consume alguna corriente, provocando as\u00ed un cambio en la fem a causa de la formaci\u00f3n de productos de reacci\u00f3n en los electrodos, por lo tanto, el potencial medido con este instrumento no ser\u00e1 el total de la celda. Los coeficiente de actividad de las soluciones son mayores que las concentraciones utilizadas en esta practica, para esa raz\u00f3n la diferencia de potencial de los primeros es mayor que la de los segundos. Los resultados obtenidos en el estudio de la ley de Faraday son aceptables, habi\u00e9ndose obtenido un 0,13% de error. 4. Conclusiones Y Recomendaciones<\/strong> La celda galv\u00e1nica esta basada en la oxidaci\u00f3n - reducci\u00f3n donde se produce un cambio en los #s de oxidaci\u00f3n de las sustancias.\u00a0 Los electrones tienen que fluir por el circuito externo desde el electrodo negativo al positivo.\u00a0 En el electrodo negativo tiene lugar la oxidaci\u00f3n y la reducci\u00f3n se verifica en el electrodo positivo. Al sumar las reacciones de oxid. y\u00a0 red. resulta la celda. Si las soluciones son diluidas, entonces se puede reemplazar en la Ec. Nernst las concentraciones por la actividad, por lo que se tiene que la diferencia entre actividad y molaridad es m\u00ednima. El uso del puente salino es importante pues concentra a las 2 soluciones, evita su mezcla adem\u00e1s que elimina completamente el potencial de uni\u00f3n y que la fem medida es simplemente la suma de los 2 potenciales electr\u00f3dicos. La diferencia de potencial var\u00eda con la concentraci\u00f3n, es decir mientras m\u00e1s diluida es la soluci\u00f3n, el potencial decrecer\u00e1 La masa desprendida en un electrodo de una soluci\u00f3n es proporcional a la cantidad de electricidad que esta pasando Cuando se prepara las soluciones se debe tener cuidado de hacerlo en recipientes bien limpios, pues el potencial var\u00eda con la concentraci\u00f3n. Se debe tener mucho cuidado cuando se esta efectuando el desprendimiento de hidrogeno, al igualar la presi\u00f3n en la pera y la bureta, as\u00ed como de medir en tiempo exacto. Resumen En el informe siguiente determinaremos la diferencia de potencial existente entre una celda galv\u00e1nica constituida de soluciones de CuSO4<\/sub> y ZnSO4<\/sub> (pila de Daniels) a diferentes concentraciones molares, y a una temperatura de 25\u00b0C.\u00a0 Esta medida de potencial la calcularemos experimentalmente usando un mult\u00edmetro y electrodos de Zinc y Cobre (l\u00e1minas delgadas) la cual compararemos con el resultado de la Ecuaci\u00f3n de Nernst para celdas galv\u00e1nicas. En esta primera parte de la experiencia preparamos soluciones de CuSO4<\/sub> 0,01M y 0,001M a partir de una soluci\u00f3n 0,1M.\u00a0 De esta forma se obtuvo 3 pares de celdas de diferentes concentraciones (el ZnSO4<\/sub> 0,1M se utiliz\u00f3 para las 3 concentraciones de CuSO4<\/sub>). Al medir los potenciales con el mult\u00edmetro arrojo los sgts resultados experimentales: 1,042v, 1,005v , 0,364v y al comparar con la ec. De Nernst, se obtuvo peque\u00f1os porcentajes de error:\u00a0 5,27%, 6,11% . De donde se puede observar que el potencial de celda var\u00eda con la concentraci\u00f3n es decir mientras mas diluida es la soluci\u00f3n, el potencial decrece.\u00a0 Cuando en lugar de trabajar con molaridades, calculamos el fem utilizando los coeficientes de actividad de los iones observamos que estas nos daban un resultado mayor debido a que los coeficientes eran num\u00e9ricamente mayores que las concentraciones. En la segunda parte de la practica comprobamos la ley de Faraday, para este fin preparamos los materiales y reactivos que indicaba la gu\u00eda, es decir en una soluci\u00f3n de NaOH introducimos dos electrodos de grafito, conectados directamente a la bater\u00eda y uno de ellos adem\u00e1s al equipo conteniendo agua (seg\u00fan gr\u00e1fico).\u00a0 Experimentalmente introducimos al generador 20 ml de agua es decir 20 ml de hidrogeno (1,79x10-3<\/sup>gr) y al calcular los gramos H2<\/sub> utilizando Faraday (se demor\u00f3 575 seg. En pasar 20 ml H2<\/sub>) nos dio un resultado de 1,7875x10-3<\/sup>gr , obteniendo un % de error del 0,56%.<\/p>\n

\"\"<\/a>el agua libre de minerales no conduce electricidad, son los minerales disueltos en el agua los que los que conducen la electricidad, el hidrogeno y el oxigeno son diel\u00e9ctricos<\/strong><\/p><\/blockquote>\n

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