Practica #13. Electroquímica

Objetivos

* Construir una celda electroquímica a microescala y obtener en forma experimental el potencial estándar de las celdas electroquímicas.
* Observar el efecto de la concentración de las soluciones en el potencial obtenido.
* Demostrar la diferente actividad química de algunos metales.
* Comprender la forma en que los iones interactúan en una reacción de doble desplazamiento.
* Comprobar mediante reacciones de metátesis la serie de actividad de los metales en disoluciones acuosas.

Introducción

Las reacciones químicas son una serie de procesos donde una o más sustancias (reactivos) se transforman y combinan produciendo nuevas sustancias con propiedades diferentes a las originales. Dichas sustancias creadas son denominadas productos.

Existen diferentes tipos de reacciones químicas, pero específicamente para esta práctica es necesario conocer y analizar el comportamiento de las reacciones de desplazamiento. Estas reacciones pueden ser de dos tipos

Reacción de sustitución simple o desplazamiento.
El fenómeno ocurre cuando, en un compuesto, un elemento desplaza a otro. El desplazamiento depende de la serie electromotriz o de actividad del elemento.Mg(s) + FeCl2(ac) MgCl2(ac) + Fe(s)

La serie de actividad de los metales es una lista donde estos se encuentran ordenados de mayor a menor facilidad de oxidación, es decir, de acuerdo a la facilidad de estos de perder electrones para convertirse en cationes. La lista se muestra a continuación:

Metal | Reacción de oxidación |
Litio | Li(s) Li+(ac) + e- |
Potasio | K(s) K+(ac) + e- |
Bario | Ba(s) Ba2+(ac) + 2e- |
Calcio | Ca(s) Ca2+(ac) + 2e- |
Sodio | Na(s) Na+(ac) + e- |
Magnesio | La facilidad de oxidación aumenta
La facilidad de oxidación aumenta
Mg(s) Mg2+(ac) + 2e- |
Aluminio | Al(s) Al3+(ac) + 3e- |
Manganeso | Mg(s) Mg2+(ac) + 2e- |
Zinc | Zn(s) Zn2+(ac) + 2e- |
Cromo | Cr(s) Cr3+(ac) + 3e- |
Hierro | Fe(s) Fe3+(ac) + 3e- |
Cobalto | Co(s) Co2+(ac) + 2e- |
Níquel | Ni(s) Ni2+(ac) + 2e- |
Estaño | Sn(s) Sn2+(ac) + 2e- |
Plomo | Pb(s) Pb2+(ac) + 2e- |
Hidrógeno | H2(g) H+(ac) + 2e- |
Cobre | Cu(s) Cu2+(ac) + 2e- |
Plata | Ag(s) Ag+(ac) + e- |
Mercurio | Hg(l) Hg2+(ac) + 2e- |
Platino | Pt(s) Pt2+(ac) + 2e- |
Oro | Au(s) Au3+(ac) + 3e- |
Tabla 1
Tabla 1

Cualquier metal de la lista puede ser oxidado por los iones de los elementos que están debajo de él. En la reacción anterior, el magnesio está arriba del hierro en la serie. Por lo tanto, el magnesio metálico será oxidado por iones de hierro.

Reacción de doble sustitución o doble desplazamiento.
También conocidas como reacciones deintercambio o reacciones de metátesis (que en griego significa “trasponer”); son aquellas en las cuales los compuestos iónicos intercambian los cationes y aniones que los forman, es decir, el ión positivo (catión) de un compuesto desplaza al ión positivo (catión) de otro compuesto.

Son aquellas en las cuales dos compuestos reaccionan para formar otros dos compuestos sin que se produzca cambio en el número de oxidación. Entre las reacciones más comunes dentro de este tipo tenemos a las reacciones de precipitación y las reacciones ácido-base.

HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(l) Reacción ácido-base
AgNO3(ac) + NaCl(ac) NaNO3(ac) + AgCl(s) Reacción de precipitación

Reacciones de oxidación- reducción (Redox)
En estas un átomo, ion o molécula pierde electrones (se oxida) mientras que otro átomo, ion o molécula gana los electrones perdidos (se reduce). Las sustancias experimentan cambio en el número de oxidación. Las reacciones de desplazamiento siempre son reacciones redox.

Las reacciones redox son de vital importancia para el funcionamiento de una celda electroquímica, ésta se usa para obtener energía eléctrica a partir de dichas reacciones, ejemplo claro del caso son las pilas, o también hacer reaccionar a las sustancias a partir de la introducción de energía eléctrica. Sus creadores fueron los científicos Luigi Galvani y Allesandro Volta por lo que también se les denomina como celda galvánica o voltaica.

La celda voltaica es un dispositivo en el que latransferencia de electrones tiene lugar a lo largo de un camino externo, y no directamente entre los reactivos.

La celda está formada por dos compartimientos, cada compartimiento recibe el nombre de media celda. Una de las medias celdas es sede de la media reacción de oxidación, y la otra, de la media reacción de reducción.

Los dos metales sólidos que están conectados por el circuito externo se conocen como electrodos. Por definición, el electrodo en el que ocurre la oxidación es el ánodo; el electrodo en el que se efectúa la reducción es el cátodo.
Figura 1
Figura 1


Los electrones que son liberados en el ánodo viajan a través del circuito externo hasta el cátodo. Para que la celda funcione, las disoluciones de las dos medias celdas deben de seguir siendo eléctricamente neutras. Lo que sucede es que en el ánodo la concentración de cationes aumenta mientras que en el cátodo la concentración de aniones aumenta, por consiguiente, una solución se vuelve muy positiva y la otra muy negativa. Esto se arregla a través de un puente salino, el cual contiene una solución de un electrolito cuyos iones no reaccionan ni con los iones de las medias celdas, ni con los materiales de los electrodos. A medida que la oxidación y la reducción se llevan a cabo en los electrodos, los iones del puente salino se desplazan para neutralizar la carga de los compartimientos de la celda.

La diferencia de potencial entre los dos electrodos de una celda voltaica proporciona la fuerzaelectromotriz que empuja a los electrones a lo largo del circuito externo. Por consiguiente, a esta diferencia de potencial se le llama fuerza electromotriz o fem. la fem de una celda, que se denota como Ecelda, se llama también potencial de celda.

La fem de una celda voltaica en particular depende de las reacciones especificas que se lleven a cabo en el cátodo y en el ánodo, de las concentraciones de reactivos y productos y de la temperatura.

Las celdas que funcionan a 25 °C en condiciones estándar (concentraciones 1 M para reactivos y productos en disolución y presión de 1 atm para los que son gases) tienen una fem estándar o potencial estándar de celda, y se denota como E°celda.

La E°celda se calcula mediante la siguiente ecuación

E°celda = E°red (cátodo) - E°red (ánodo)

Para el cálculo de la fem de aquellas celdas que no se encuentren en condiciones estándar se utiliza la Ecuacion de Nernst:

E=E°- RTnFaˆ™lnQ
Donde:
E = fem de la celda en condiciones no estándar.
E° = fem estándar.
R = constante de los gases (8.314 J/mol K).
T = temperatura absoluta
n = número de e- transferidos
F = constante de Faraday (23,062 cal/V ó 96,406 J/V).
Q = cociente de reacción.

Se acostumbra representar esta ecuación en términos de logaritmos comunes (de base 10)
E=E°- 2.303 RTnFaˆ™logQ

Material

Equipo o material | Reactivos |
* Rectángulo de papel filtro de aproximadamente 10 X 10 cm * Tijeras * Microplaca * Multímetro * 2 Pinzas o conectorestipo caimán para el multímetro * Pipetas de polipropilenoMaterial proporcionado por el alumno: * Un acetato o protector plástico de hojas transparente. * Una impresión del esquema No.1. en tamaño carta. | 1. Alambres Cu, Zn 2. Solución de AgNO3 al 2% 3. Solución de SnCl2 al 5% 4. Solución de Pb(NO3)2 al 5% 5. Soluciones 1M de: KNO3, CuSO4, ZnSO4, SnSO4, FeSO4, AgSO4 y Al2(SO4)3 6. Soluciones 0.5 M de: KNO3, CuSO4, ZnSO4, SnSO4, FeSO4, AgSO4 y Al2(SO4)3, FeCl3, KI, NaOH, Na2CO3,AgNO3,Pb(NO3)2,Cu(SO4),Mg(SO4)2,FeCl3 |
Tabla 2
Tabla 2

Técnicas o procedimiento

Resultados

Observaciones en los procesos |
Construcción de una celda electroquímica. | Soluciones con concentración 1 MSe armó la celda, después se encendió el multímetro y este se ajustó para medir voltaje en DC. Se colocaron los caimanes a los electrodos y se obtuvo una lectura de 1.090 V, al momento de cambiar las conexiones de las terminales del multímetro se obtiene la misma lectura pero con signo contrario (-1.090 V). |
| Soluciones con concentración 0.5 MSe efectúan los mismos pasos pero se obtiene una lectura de 1.076 V, y al invertir una lectura de -1.067 V. |
Series de actividad de los metales. | Reacciones de desplazamiento * Al colocar el alambre de cobre en la solución de nitrato de plata se observa como la superficie sumergida cambia de color, de rojizo a gris. Después de dejarlo 1 hora el alambre es cubierto de una masa gris. La solución de nitrato de plata queantes era incolora se observó un poco azulada. * Cuando se sumergió la barra de zinc a la solución de nitrato de plomo esta al poco tiempo comenzó a cubrirse de una masa negra, así mismo pequeños cúmulos de esa masa se depositaban en el fondo. |
| Serie de actividad de algunos metales. * Al agregar hierro a la solución de ácido clorhídrico esta cambia de color, de incolora a amarilla. Además de que se observa el desprendimiento de burbujas. * Cuando se agrego estaño al la solución de ácido clorhídrico no se observa alguna reacción al instante, después de unos minutos se observa la formación de burbujas. * Al instante de agregar zinc al ácido clorhídrico, este reacciona rápidamente con el zinc produciendo una gran cantidad de burbujas. * Cuando se agrega cobre a la solución de ácido clorhídrico no se observó ninguna reacción a lo largo de toda la práctica. |
Tabla 3
Tabla 3


| AgNO3 (incoloro) | Pb(NO3)2 (incoloro) | Reacciones de doble desplazamiento |
FeCl3 (amarillo) | Formación de precipitado color amarillo en una solución incolora | Formación de precipitado color amarillo claro en una solución incolora
KI (incoloro) | Formación de precipitado color blanco amarillento en una solución incolora | Formación de precipitado color amarillo canario en una solución incolora. | CuSO4 (azul) | MgSO4 (incoloro) | FeCl3 (amarillo) |
NaOH (incoloro) | Formación de precipitado café oscuro, pequeñas masas suspendidas en una solución incolora. |Formación de precipitado color blanco en una solución incolora. | Formación de precipitado color azul cielo en una solución incolora. | Formación de precipitado color carne en una solución incolora. | Formación de precipitado color café en una solución incolora. |
Na2CO3 (incoloro) | Formación de precipitado blanco en una disolución incolora. | Formación de precipitado color blanco en una disolución incolora. | Formación de precipitado color azul claro en una solución incolora. | Formación de una pequeña cantidad de precipitado color blanco en una solución incolora. | Formación de partículas suspendidas color café en una solución incolora. |
Na3PO4 (incoloro) | Formación de precipitado color amarillo en una solución incolora. | Formación de precipitado color blanco en una solución incolora. | Formación de partículas suspendidas color azul claro en una disolución incolora. | Formación de una pequeña cantidad de precipitado blanco en una solución incolora. | Formación de precipitado color dorado en una solución incolora. |
Tabla 4
Tabla 4

Datos Obtenidos

Construcción de una celda electroquímica.

Sistema | Concentración Molar | Dirección de los electrones | Voltaje teórico | Voltaje experimental |
Zn- Zn2+/ Cu-Cu2+ | 1 | Ánodo - cátodo | 1.1 V | 1.090 V- 1.090 V |
| 0.5 | Ánodo - cátodo | 1.1 V | 1.076 V-1.076 V |
Tabla 4
Tabla 4

Series de actividad de los metales.
* Reacciones de desplazamiento

Metal | Solución | Resultados/imagen |
Cu(s) |AgNO3(ac)
Zn(s) | Pb(NO3)2(ac)
Tabla 5
Tabla 5

* Series de actividad de algunos metales
Ordenamiento de la actividad de los metales de mayor a menor en base a la velocidades de los cambios observados.
Zn – Fe –Sn -Cu
Análisis de resultados
Construcción de una celda electroquímica.

Zn(s)
Cu(s)
Zn2+
SO42-

SO42-

Cu2+
NO3-

K+

NO3-

K+

NO3-

K+

e -
e -

Zn(s)
Cu(s)
Zn2+
SO42-

SO42-

Cu2+
NO3-

K+

NO3-

K+

NO3-

K+

e -
e -

Figura 1
Figura 1

Los compartimientos externos de la celda voltaica se conocen como media-celda (o semi-celda). Una media-celda es el sitio de la media-reacción de oxidación y el otro es el sitio de la media reacción de reducción. En esta celda voltaica la media-reacción de oxidación ocurre en el compartimiento izquierdo, quedando la media-reacción de la siguiente forma

Zn(s) Zn2+(ac) + 2e-

Es decir, la barra de zinc pierde electrones (se oxida). Por otro lado la media-reacción de reducción ocurre en el compartimiento derecho de la celda, la media reacción sería la siguiente:

Cu2+(ac) + 2e- Cu(s)

Es decir, los iones de Cu2+ ganan electrones (se reducen). La reacción global quedaría de la siguiente forma:
Zn(s) + Cu2+(ac) Zn2+(ac) + Cu(s)

A medida que la barra de zinc se oxide, ésta pierde masa y la concentración de Zn2+(ac) en la disolución aumenta, haciendo que la solución adquiera un exceso de carga positiva. Por otra parte, cuando el Cu2 ac) sereduce, se aumenta la masa del alambre de cobre por lo que la concentración del Cu2+(ac) disminuye, haciendo que la solución presente un exceso de carga negativa. Para que la celda funcione, las disoluciones de las dos medias celdas deben seguir siendo eléctricamente neutras.

El puente salino mantiene la neutralidad eléctrica de las disoluciones, en este caso el puente salino lo conforma una solución acuosa de nitrato de potasio. Cuando el la concentración de zinc empieza a aumentar iones nitrato pasan a la solución a través de los puentes de papel filtro, por otro lado cuando la concentración de aniones aumenta en el cátodo iones de potasio pasan a la solución mediante el puente de papel filtro. De esta forma se mantiene la electroneutralidad de las disoluciones.

La fem de la celda se calcula utilizando los potenciales de reducción estándar tanto del ánodo como del cátodo. Estos potenciales se obtienen de una tabla, por lo que la fem de la celda a concentraciones 1 M sería el siguiente

E°celda = E°red (cátodo) - E°red (ánodo)
E°celda = 0.34 V – (- 0.76)
E°celda = 1.1 V

El resultado teórico se asemeja al obtenido experimentalmente, la diferencia radica en que el potencial calculado teóricamente utiliza los potenciales de reducción estándar, es decir, potenciales de soluciones de concentración 1 M y a 25 °C.

Si utilizáramos la ecuación de Nernst se obtendría el mismo resultado, tanto para la celda con concentración 0.5 M como para la de concentración 1 M.Lo anterior se demuestra a continuación

E=E°- 2.303 RTnFaˆ™logQ

E=1.1 V- 2.303 RTnFaˆ™log1 M1 M

E=1.1 V- 2.303 RTnFaˆ™log1

E=1.1 V- 0

E=1.1 V

Lo mismo sucedería con la celda de concentración 0.5 M, puesto que el logaritmo de 1 es cero. La ecuación de Nernst funciona solamente cuando se tienen diferentes concentraciones en la misma celda.

Series de actividad de los metales.
* Reacciones de desplazamiento
La reacción que se efectúa entre el alambre de cobre y la solución de nitrato de plata es la siguiente

Cu(s) + AgNO3(ac) Cu(NO3)2(ac) + Ag(s)

De acuerdo a la serie de actividad de los metales el cobre al encontrarse arriba de la plata tiene la capacidad de desplazarlo de su sal. Al sacar el alambre de cobre de la solución se observa que este se encuentra recubierto por una masa, esta masa gris corresponde a la plata desplazada. Por otra parte la solución acuosa cambia de color, de incolora a azul pues el los iones de cobre han entrado a la disolución.

Lo mismo sucede en la reacción de la barra de zinc con el nitrato de plomo

Zn(s) + Pb(NO3)2(ac) Zn(NO3)2(ac) + Pb(s)

De igual forma el encontrarse el zinc sobre el plomo en la serie de actividad este puede ser desplazado de su sal por el zinc. La masa negra que recubre la barra de zinc corresponde al plomo desplazado de la reacción anterior.

* Series de actividad de algunos metales
Si se compara la forma de acomodo de los metales de acuerdo a las reacciones observadas con laserie de actividad de los metales se observa que ambos acomodos son idénticos. Las reacciones entonces quedarían de la siguiente manera:

Fe(s) + 2HCl(ac) FeCl2(ac) + H2(g)
Sn(s) + 2HCl(ac) SnCl2(ac) + H2(g)
Zn(s) + 2HCl(ac) ZnCl2(ac) + H2(g)

Cu(s) + 2HCl(ac) La reacción no ocurre, el cobre se encuentra debajo del hidrogeno en la serie de actividad.

Reacciones de doble desplazamiento.
Las reacciones que se efectuaron en la práctica son también un ejemplo de reacciones de precipitación. Un precipitado es un solido insoluble formado por una reacción en disolución.

Las reacciones de precipitación se efectúan cuando ciertos pares de iones con cargas opuestas se atraen entre si con tal fuerza, que forman un solido iónico insoluble. Para predecir si ciertas combinaciones de iones forman compuestos insolubles debemos considerar algunas reglas (o patrones) relacionados con la solubilidad de los compuestos iónicos comunes.

Las reacciones que tuvieron lugar en la práctica son las siguientes:

FeCl3(ac) + AgNO3(ac) Fe(NO3)3(ac) + AgCl(s)
FeCl3(ac) + Pb(NO3)2(ac) Fe(NO3)3(ac) + PbCl2(s)
KI(ac) + AgNO3(ac) KNO3(ac) + AgI(s)
KI(ac) + Pb(NO3)2(ac) KNO3(ac) + PbI2(s)
NaOH(ac) + AgNO3(ac) NaNO3(ac) + AgOH(s)
NaOH(ac) + Pb(NO3)2(ac) NaNO3(ac) + Pb(OH)2(s)
NaOH(ac) + CuSO4(ac) Na2SO4(ac)+ Cu(OH)2(s)
NaOH(ac) + MgSO4(ac) Na2SO4(ac)+ Mg(OH)2(s)
NaOH(ac) + FeCl3(ac) NaCl(ac)+ Fe(OH)3(s)
Na2CO3(ac) + AgNO3(ac) NaNO3(ac) + Ag2CO3(s)
Na2CO3(ac) +Pb(NO3)2(ac) NaNO3(ac) + PbCO3(s)
Na2CO3(ac) + CuSO4(ac) Na2SO4(ac) + CuCO3(s)
Na2CO3(ac) + MgSO4(ac) Na2SO4(ac) + MgCO3(s)
Na2CO3(ac) + FeCl3(ac) NaCl(ac) + Fe2(CO3)3(s)
Na3PO4(ac) + AgNO3(ac) NaNO3(ac) + Ag3PO4(s)
Na3PO4(ac) + Pb(NO3)2(ac) NaNO3(ac) + Pb3(PO4)2(s)
Na3PO4(ac) + CuSO4(ac) Na2SO4(ac) + Cu3(PO4)2(s)
Na3PO4(ac) + MgSO4(ac) Na2SO4(ac) + Mg3(PO4)2(s)
Na3PO4(ac) + FeCl3(ac) NaCl(ac) + FePO4(s)

Mediante el uso de las reglas de solubilidad se pudo predecir cual compuesto fue el que se precipito y que compuesto quedo en solución acuosa. Nótese que también estas reacciones siguen las series de reactividad de los metales.

Figura 2
Figura 2

Conclusiones

Con esta práctica aprendimos como construir y conocer los elementos de una celda electroquímica y entender los conceptos ligados a esta. Comprendimos la importancia que tienen las reacciones redox para el funcionamiento de las celdas voltaicas o galvánicas.

En las reacciones efectuadas en la practica pudimos comprobar y aplicar como la serie de actividad de los metales permite que algunas reacciones se efectúen o no. Este tipo de reacciones es de vital importancia al momento de almacenar soluciones, por ejemplo no podemos almacenar una solución de nitrato de niquel en un recipiente de hierro, ya que este desplazaría al niquel de la solución disolviendo el recipiente.

Después de haber realizado el experimento podemos comprender que la concentración de las soluciones en el potencialestándar es una parte muy importante y que no todos los metales usados para dicha reacción química en una celda son adecuadas o son los mejores para usar de acuerdo a la electricidad generada.

Por otra parte, logramos predecir el comportamiento de las reacciones de doble desplazamiento con base a las series de actividad y a las reglas de solubilidad de algunos compuestos ionicos.

Podemos concluir de igual manera que las reacciones de doble desplazamiento intercambian compuestos con otro para formar otros distintos. En muchas de estas reacciones se forman sustancias insolubles, como por ejemplo en el caso del nitrato de plata con el cloruro de sodio.

Cuestionario

1. Escriba y explique la utilidad de la ecuación de Nerst.

aˆ†G= aˆ†G°+RT Ln Q
Q= cociente de reacción
aˆ†G = cambio de energía libre
T= Temperatura
R= Constante de los gases
aˆ†G°= potencial redox estándar

La ecuación de Nernst puede ser utilizada para encontrarla fem o potencial que produce una celda bajo condiciones no estándares o de igual manera para determinar la concentración de un reactivo o de un producto mediante la medición de esta.

E= E°-RTnF Ln Q

2. Realice los cálculos de corrección de potenciales estándar al usar la concentración de 0.5M

aˆ†G= aˆ†G°+RT Ln Q

Ln 0.5/0.5 = 1 Ln (1 0

E= 1.10V

3. sQué diferencia existe entre una celda electroquímica y una electrolítica?

Las celdas electroquímicas o galvánicas producen electrones, mientras que lasceldas electrolíticas requieren de electrones para poder realizar la reacción.

4. sPor qué difieren el voltaje teórico del experimental?

Por errores en la práctica experimental de medición en la soluciones, cosa que en el la teoría no sucede ya que no hay perdida externa.

5. sQué sucedería si no existiera el puente salino?

Sin un puente salino la neutralidad eléctrica de las disoluciones se perdería y sin un medio por el cual se transmitan los cationes y los aniones hacia el cátodo y ánodo.

6. sQué sucede si se invirtieren las conexiones eléctricas? sPor qué?

Si se invierten las conexiones de voltímetro hacia la pila no se obtendrá una lectura verídica de la cantidad de electricidad liberada por el proceso químico.

Al colocar erróneamente las conexiones cátodo-cátodo, ánodo-ánodo se realiza una lectura inversa de los electrones que se intercambian.

7. Escriba en una tabla la serie de potenciales normales de oxidación de los metales empleados e indique que significan los valores obtenidos.

| Potencial |
Zn2 ac) + 2e- Zn(s) | -0.763 V |
Cu2+(ac) + 2e- Cu(s) | 0.337 V |

Estos potenciales de oxidación nos dan información sobre cómo actúan dichos elementos en contacto con otros, que tan oxidantes son y si generarían una reacción espontánea o no.

En el caso del Zinc, este no presenta una alta tendencia a oxidarse, sin embargo si se coloca otro elemento para realizar una reacción en una celda puede que este pueda generar unareacción espontánea.

El cobre tiene un potencial de oxidación alto por lo que la sustancia tiende a ser la más oxidante respecto a las que tiene debajo de la tabla.

8. sA qué nos referimos cuando hablamos de series de actividad?

Nos referimos a series de actividad a la oxidación de un metal por un ácido o una sal en particular al encontrarse en un mismo medio.

9. sA qué se debe que un metal sea más activo que otro?

La facilidad con la que se oxidan es definida como la actividad de un metal al reaccionar por lo que no todos los metales reaccionan a la misma velocidad o con ciertos elementos en específico.

10. sQué características tiene una celda de concentración?

Una celda de concentración se caracteriza por contener en el cátodo y en el ánodo la misma especie (elemento).

La concentración es la diferencia necesaria para que la celda pueda funcionar.

11. Mencione cuatro diferentes tipos de electrodos e incluya que tipo de electrodo es el que se utiliza para medir el pH

- Básicos: Su recubrimiento está formado por óxido de calcio. Es un electrodo de alta densidad con una carga de rotura de hasta 50 kg/mm2. Se emplea en trabajos de gran responsabilidad.

- Orgánicos o celulósicos: En su revestimiento figura la celulosa. Se emplean con frecuencia en la soldadura de tuberías.

- Ácidos.

- Rutilos o de titanio: En su revestimiento figura el bióxido de titanio o rutilo. Sirven para todo tipo de posiciones difíciles. 

El electrodoutilizado para la medición de pH está compuesto de vidrio no conductor, el extremo sensible de este está formado por un vidrio polarizable. Este es capaz de medir el pH de las soluciones.

12. Menciona al menos dos aplicaciones importantes de una celda electroquímica y de una celda electrolítica.

Celda Electroquímica:

* Pilas alcalinas
* Batería de automóvil

Celda electrolítica:

* Pila recargable
* Hidrólisis

Referencias

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Brown, Theodore. (2009). Química la ciencia central. México D.F., México: PEARSON EDUCATION.

Anónimo. (s.f.). Basculas Balanzas. Recuperado el 28 de Marzo de 2011, de https://www.basculasbalanzas.com/instrumentos-de-medicion/potenciometria.html

Anónimo. (s.f.). Galileog. Recuperado el 20 de Abril de 2011, de https://www.galileog.com/quimica/inorganica/reacciones/reacciones.htm

Anónimo. (s.f.). La Guía 2000. Recuperado el 12 de Abril de 2011, de https://quimica.laguia2000.com/general/celdas-electroquimicas

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