OBJETIVOS

Estudiar los factores que influencian la generación de energía eléctrica por medio de una celda galvánica.

Estudiar los factores que influencian la purificación de metales por electrólisis.

APARATOS Y REACTIVOS

Balanza digital
Vasos de precipitado de 250 mL
Milivoltímetro
1 Pila Alcalina de 1,5V

Sulfato de cobre (II) 0,5M
Nitrato de zinc 0,5 M
Lámina de cobre
Lámina de zinc
Cloruro de sodio saturada
Papel toalla

Nota: Sulfato de cobre (II) en la forma de CuSO4 tiene PM=159,6 g/mol
Sulfato de zinc en la forma de Zn (NO3)2 tiene PM=189,4 g/mol

PARTE EXPERIMENTAL

Procedimiento

Medición de la FEM de una celda galvánica.

Coloque 50 mL de disolución de sulfato de cobre (II) 0,5M en un vaso de precipitado de 250 mL e introduzca una lámina de cobre (electrodo de cobre) en la disolución.

Coloque 50 mL de disolución de nitrato de zinc 0,5M en un segundo vaso de precipitado de 250 mL e introduzca una lámina de zinc (electrodo de zinc) en la disolución.

Conecte los cables del voltímetro a los electrodos de cobre y zinc y mida el voltaje generado.

Prepare un papel toalla enrollado mojado con disolución saturada de cloruro de sodio e introduzca sus dos extremos en las disoluciones de electrolitos de cobre y zinc. Mida nuevamente el voltaje generado.Compare el voltaje medido anteriormente con el voltaje calculado por medio de la ecuación de Nernst y explique las observaciones realizadas.

Desarrollo
Tenemos la reacción siguiente:
Cu2+ (ac) + Zn (s)  Cu (s) + Zn2+ (ac)
Se realiza espontáneamente en un vaso donde se introduce zinc sólido en una disolución acuosa de sulfato o nitrato de cobre. Se observa que:
El Zn se oxida (pierde electrones) y el Cu2+ se reduce (los gana).
Lo que hicimos es que las reacciones de oxidación y reducción se produzcan en recipientes separados (semiceldas), y las conectamos entre sí para que los electrones perdidos en la oxidación del Zn circulen por el exterior y sean los que producen la reducción del Cu2+ a Cu, tendremos una pila, puesto que la circulación de electrones es precisamente la corriente eléctrica.
Tipos de electrodos:
Se llama así a cada barra metálica sumergida en una disolución del mismo metal. En una pila hay dos electrodos:
Ánodo: Se lleva a cabo la oxidación (allí van los aniones). En el ejemplo sería el electrodo de Zn.
Cátodo: Se lleva a cabo la reducción (allí van los cationes). En el ejemplo sería el electrodo de Cu.

Antes de crear el puente salino entre los 2 vasos, se conectan los cables del voltímetro a los electrodos de cobre y zinc y el voltaje generado es cero, esto se debea que no existe aún el puente salino, por el cual se generaría la transferencia.
Una vez se introduce el papel de toalla empapado en disolución saturada de cloruro de sodio en las disoluciones de electrolitos de cobre y zinc, creando de esta forma un puente salino, se vuelve a medir el voltaje y arroja 0,69 V.
Esta experiencia, nos presenta la llamada pila de Daniell, y consiste es que haya una corriente continua (unidireccional) entre los electrodos, esta corriente se produce gracias a la oxidación del zinc y la reducción del cobre (cada vez que se oxida un zinc, un cobre se reduce). El puente iónico permite que haya un equilibrio en los iones para que la pila siga funcionando.
Por otro lado, mientras la masa del cobre aumenta gracias a que se unen a ella átomos de cobre; la otra disminuye (Zn), debido a que el Zn se va convirtiendo en Zn2+ formando sulfato de zinc y por ende, perdiendo masa.
Finalmente podemos inferir en que, de acuerdo a la teoría, el puente iónico permite alcanzar un equilibrio iónico y mantenerlo es vital para que las polaridades de las pilas no se alteren y en consecuencia no se altere su funcionamiento.
Se supone que la pila realizada da una diferencia de potencial de 1,1 V, a 25°C, 1 atm de presión y concentración 1M, como ninguna de las condiciones se cumple, se debeaplicar La ley de Nerst que dice:
aˆ†E = aˆ†E° - 0,0591/2 log (Zn+2 )/(Cu+2)
Entonces aˆ†E = aˆ†E° en La práctica debería ser cercano a 1,1 V
Las reacciones de nuestra experiencia son:
CuSO4 Cu+2 + (SO4)-2
Zn(NO3)2 Zn+2 + (NO3)-2
Ambas reacciones con concentración 0,5 M, en consecuencia las concentraciones de los productos Cu+2 y Zn+2 son también de 0,5 M.
Reemplazamos en la ecuación con los datos correspondientes a nuestra experiencia:
aˆ†E = 0,69 - 0,0591/2 log 0,5 / 0,5
aˆ†E = 0,69 - 0
aˆ†E = 0,69 V
Concluímos que esta diferencia, del ideal al experimental, se podría deber a diversos factores, tales como:
El voltímetro podría no estar 100% calibrado
Dado lo artesanal del puente salino, pudiera este estar reteniendo electrones de la transferencia.
La preparación de las soluciones utilizadas, pudieran no estar exactas.
Otros factores, tales como, temperatura, presión atmosférica, etc.

Electrólisis del sulfato de cobre.

Coloque 100 mL de disolución de sulfato de cobre 0,5M en un vaso de precipitado de 250 mL e introduzca dos láminas de cobre en la disolución.

Conecte el polo positivo de la pila a una lámina y el polo negativo a la otra lámina. Espere algunos instantes y observe lo ocurrido.

Explique los resultados de sus observaciones.

Desarrollo
Comoparámetro comparativo de que se observará en esta experiencia, medimos el voltaje inicial de la pila utilizada, para ello utilizamos el voltímetro y arroja 1,578 V.
Una vez iniciada la experiencia, en un principio no se observan cambios aparentes, luego de unos instantes, el alumno que sostenía la conexión, siente un leve cambio de temperatura, esto porque se está realizando una transferencia de energía.
En algún instante, por ser las láminas de distinto tamaño, accidentalmente ambas láminas se tocaron en el interior de la solución y la temperatura aumentó considerablemente.
Al retirar las láminas del sulfato de cobre, una vez terminada la experiencia, se observa que la lámina que fue conectada al polo (+) de la pila, presenta una capa oscura, que es una deposición electroquímica producto de la experiencia realizada; la lámina que fue conectada al lado negativo, al observarla, da la impresión de que tuviera huellas digitales.
Para finalizar medimos nuevamente la pila en el voltímetro y arroja 1,455 V.
Lo realizado, corresponde a una reacción de electrolisis, donde se utilizó la energía eléctrica de la pila para provocar una reacción, que no es espontánea por si sola, por lo tanto lo que se realizó fue transferir el cobre del polo (+) al polo (–) donde la placa de cobre del lado (–) se adhiere el cobre de laplaca del lado (+) y esta queda de color negruzco, si hubiésemos pesado las placas nos habríamos dado cuenta que habría una variación en su peso inicial y final, la del lado (–) ganó peso y la (+) lo perdió, determinada por una cantidad de tiempo, de acuerdo a la ecuación siguiente:

Moles = I x aˆ†t/ 96500 x aˆ†n
Intensidad de corriente en amperes por los segundos dividido por 96500 constante de Faraday, por los electrones involucrados, en este caso 2, y los moles los paso a masa y habríamos obtenido cuantos gramos de cobre se transfirió del lado (+) al lado (–) que teóricamente debería ser la misma masa.
No se realizó la masa de las láminas, porque no estaba dentro de las indicaciones de este laboratorio.

Experiencia de reacción de oxidación-reducción.

Introduzca una lámina de zinc en la disolución de sulfato de cobre 0,5M. Observe lo que ocurre y explique las razones del fenómeno observado.

Introduzca una lámina de cobre en la disolución de nitrato de zinc 0,5M. Observe y explique las razones del fenómeno observado.

Desarrollo
Lámina de zinc en sulfato de cobre 0,5 M.
Rápidamente la parte sumergida de la lámina comienza a presentar un color oscuro (azulado) y poco a poco, la zona sumergida de la lámina se cubre totalmente con una sustancia oscura que se desprende al sacudir la lámina,además se observa desprendimiento de oxígeno en forma de pequeñas burbujas que se adhieren a la zona afectada y se desprenden hacia la superficie de la solución. Al cabo de unos minutos, la solución inicialmente de color azul, palidece un poco.
La experiencia realizada es un claro ejemplo de reacción de oxidación-reducción (redox).
Durante el proceso, un átomo de zinc de la lámina se transforma en un ion zinc (II) cediendo dos electrones. Por el contrario, un ion cobre (II) de la disolución acepta el par de electrones cedidos por el zinc y se transforma en un átomo de cobre que se deposita sobre la lámina de zinc. La sustancia que pierde electrones se oxida y la sustancia que gana electrones se reduce. Es decir, el zinc se oxida y el cobre se reduce.

La solución, inicialmente de color azul, palidece por el hecho de que la concentración de iones zinc (II), incoloros, ha aumentado y ha disminuido la concentración de iones cobre (II) presentes en la disolución inicial.

Lámina de cobre en nitrato de zinc 0,5 M.
La lámina de cobre, al retirarla, observamos que se ve más brillante, el líquido no presenta cambios aparentes dado que es transparente.
En esta experiencia la lámina de cobre se oxidó y la solución de nitrato de zinc se redujo.
No presenta cambio tan notables como en la primera experiencia,lo que no quiere decir que la reacción de oxidación-reducción se produjo; dentro de lo observado, lo más destacable, es lo brillosa que se observa la parte de la lámina que estuvo en contacto con la disolución.
GLOSARIO

Celda galvánica:
Es un dispositivo, que convierte la energía liberada por una reacción química espontánea, en energía eléctrica; esto a través de una reacción redox.
Oxidación:
Se define como el proceso mediante el cual hay pérdida aparente de electrones de un átomo o ión.
Reducción:
Es el proceso mediante el cual los átomos o iones adquieren electrones.
FEM:
Se denomina fuerza electromotriz a la diferencia de potencial positivo entre el cátodo y el ánodo.
Puente salino:
Conductor de iones.
Potencial estándar de reducción:
Es una tabla que muestra el comportamiento de reducción en condiciones estándar.
Ley de Nernst:

Permite determinar la FEM de una celda galvánica si la concentración de una disolución o de las dos, es diferente de 1M.

Celda electrolítica:

Es un dispositivo que permite convertir y usar la energía eléctrica para provocar una reacción química no espontánea.

Ánodo:

Electrodo donde ocurre la semirreacción de oxidación, es el que se disuelve en la disolución.

Cátodo:

Electrodo donde ocurre la semirreacción de reducción, donde hay deposición.