Universidad Nacional Autónoma de México.

Facultad de Química.

Laboratorio de Fundamentos de Procesado Electrometalúrgico.

Semestre 2011-2.

Practica No 6:

Potencial de celda.

Clave 1631.

Maestro: Sergio López.

Alumno: Estañol Vega José Arturo de Jesús.

Introducción.

Una pila galvánica es una celda electroquímica que consiste en dos sistemas de electrodo -dos medias celdas-, en la que se utiliza una reacción química espontánea para generar una corriente eléctrica. Se representa mediante un diagrama que muestra tanto la forma oxidada y reducida de la sustancia electroactiva. El electrodo en el cual tiene lugar la oxidación recibe el nombre de ánodo (-). El electrodo en el cual tiene lugar la reducción se llama cátodo (+). Los electrones que entran a la pila por el cátodo son utilizados en la semirreacción de reducción. En el ánodo los electrones producidos en la reacción de la pila la están abandonando a través de dicho electrodo y por tanto hay una oxidación.

Fuerza electromotriz (FEM)

El potencial de pila E, es una medida de la capacidad de una reacción de pila para impulsar y atraer electrones a través de un circuito. Su unidad en el SI es V (volt). Una reacción con mucho poder impulsor o atractor genera un elevado potencial de pila; una reacción que esté cercana al equilibrio, genera un pequeño potencial. Los potenciales de pila se miden con voltímetros; una lectura positiva (en voltios) significa que el terminal (+) de una pila galvánica es el cátodo y el terminal (–) es el ánodo.

La diferencia de potencial eléctrico de cualquier celda (el potencial de la celda) está definido por:

FEM: E =E cátodo- E ánodo

Energía de Gibbs y el potencial de la celda.

Si la reacción de celda contiene n electrones, la ecuación que relaciona el potencial de celda y el cambio de energía de Gibbs que acompaña a la reacción de celda es: nFE ≤ -∆G

donde

n= número de electrones

F=cte de Faraday≈96500C

E= potencial de celda

∆G= cambio en la energía de Gibbs para la reacción de celda.

La espontaneidad de una reacción puede juzgarse mediante el potencial de celda correspondiente, utilizando el siguiente criterio:

∆G E Reacción de celda- + Espontánea+ - No espontánea0 0 En equilibrio

Notación de la celda.

Para el caso de la celda Daniell muestra el esquema en la figura 1:

Imagen 1: Pila de Daniell

La IUPAC sugiere la siguiente representación:

Pt I(s)│Zn(s)│Zn2+ (aq) ¦¦ Cu2+

(aq) │Cu(s) │PtII(s)

Semirreacciones:

Zn2+ + 2e- Zn0 Eº=-0.76V

Cu2+ + 2e- Cu0 Eº=+ 0.34V

Del lado izquierdo se escribe el ánodo (el más electronegativo), mientras que en el derecho queda representado el cátodo.

Una línea vertical indica una frontera entre fases, una línea vertical discontinua indica la unión entre dos fases líquidas miscibles donde se ha eliminado el potencial de unión (a menudo se usa un puente salino, como un gel de agar con KCl, entre las soluciones, para eliminar el potencial de unión).

Los electrodos metálicos o colectores metálicos inertes se colocan en los extremos del diagrama; las sustancias insolubles y/o gases se colocan en la región media del diagrama. En un diagrama completo se describen los estados de agregación de todas las sustancias y las concentraciones o actividades de todos los materiales solubles.

Objetivos.

Obtener la FEM de las celdas Zn/Fe, Zn-/Cu y Fe/Cu. Determinar con la ecuación de Nernst la FEM teórica y comparar con los valores

experimentales. Determinar el efecto del cambio de concentración en el valor de la FEM para el Cu.

Metodología.

1.-Preparar las soluciones.

2.-Lijar las placas de Zn, Fe y Cu.

3.-Una vez lijadas, con el soporte universal y pinzas, construir las celdas de acuerdo a las siguientes conexiones: metal con potencial de reducción más electropositivo (terminal positiva del multímetro) metal con potencial de reducción más electronegativo (terminal negativa del multímetro)

Imagen 2. Representación de las celdas electroquímicas a construir.

4.- Medir el potencial a cada celda, una vez que el sistema se haya estabilizado.

Resultados y discusión.

Para el Cu la reacción que se da en el ánodo y cátodo.

Cu2+ + 2e- Cu0

Tabla 1. Variación de FEM (V) de la celda en función de la concentración determinada experimentalmente.

CuSO4 [1] [0,1] [0,01] [0,001]

[0,0001]

[1] 0,014 0,037 0,109 0,095[0,1] 0,015 0,08 0,072[0,01] 0,062 0,05[0,001] 0,038

Para las otras celdas las reacciones que se dan en el cátodo y el ánodo son:

Cu2+ + 2e- Cu0

Fe2+ + 2e- Fe0

Zn2+ + 2e- Zn0

Tabla 2. Valores de FEM (V) de las diferentes celdas preparadas en el experimento.

E (V) ZnSO4 [0.01 M] FeSO4 [0.01 M]

CuSO4 [0.01 M] 1.076 V 0.17 VFeSO4 [0.01 M] 0.94 V

Tabla 3. Potenciales Normales de los elementos utilizados.

Potenciales Normales

Oxidantes Reductores ENHZn2+ Zn -0,76Fe2+ Fe -0,44CU2+ Cu 0,34

Finalmente para tener una estimación de que tan acertados fueron los valores de FEM encontrados hay que compararlos con los teóricos.

Estos se pueden calcular a partir diferencia de potenciales del cátodo menos la del ánodo.

∆ E (FEM )=Ecátodo−E ánodo

Por ejemplo para la celda Cu0│Cu2+(0.1M)││Cu2+(1M) │ Cu0

E cátodo:

Ecátodo=E°−0.0592

∗log 11=0.34

E ánodo:

Eá nodo=E°−0.0592

∗log 10.1

=0.31

∆ E (FEM )=0.34−0.31=0.03

Tabla 4. Valores teóricos de FEM (V) para las concentraciones utilizadas.

CuSO4 [1] [0,1]

[0,01]

[0,001]

[0,0001]

[1] 0,03

0,06 0,09 0,12

[0,1] 0,03 0,06 0,09

[0,01] 0,03 0,06[0,001] 0,03

Para las últimas tres celdas estos valores dependen únicamente del potencial ya que tanto la concentración de los diferentes electrolitos como el numero de equivalentes de electrones son los mismos para las distintas especies.

Tabla 5. Valores de FEM (V) teóricos para las celdas construidas.

E (V) ZnSO4 [0.01 M] FeSO4 [0.01 M]

CuSO4 [0.01 M] 1,1 0,78FeSO4 [0.01 M] 0,32

Los resultados experimentales se encuentran por debajo de los valores obtenidos teóricamente, pero también presentan la tendencia esperada, la FEM va aumentando al tener mayor diferencia de concentraciones; lo que cabe señalar de éstos, es que están demasiado alejados de sus valores teóricos. Éste desplazamiento de todos los valores de FEM con respecto al teórico puede ser debido a varios factores como la concentración en los electrolitos, temperatura, presión o el equipo utilizado averiado

Esto puede explicarse con ayuda de la ecuación de Nernst. Conforme los reactivos se transforman en productos el valor de Q aumenta y por tanto el valor de E celda disminuye hasta llegar eventualmente a un valor de cero.

En el caso de los potenciales para las pilas, podemos predecir fácilmente las reacciones y establecer de cierta forma que reacción es más cuantitativa y cual no es posible; esto ejemplificándolo en una escala de potencial donde observamos que siempre reaccionan oxidantes fuertes con reductores fuertes.

Conclusiones.

Los valores encontrados no coinciden del todo con los teóricos.

Las reacciones más cuantitativas se dan entre los oxidantes más fuertes y los reductores más fuertes.

El potencial de una celda aumenta al aumentar la concentración.

Bibliografía.

Genescá Joan, Ávila Javier. Más allá del herrumbre II. La lucha contra la corrosión. Instituto Latinoamericano de la Comunicación Educativa Págs.: 90, 91, 92.

Skoog, West. Analytical Chemistry. An introduction. Editorial Holt, Rinehart & Winston. Estados Unidos, 1965.

Electroquímica. Carlos Núñez baldes. Ed. ENPES. IPN.