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UNIVERSIDAD ARTURO PRAT FACULTAD DE INGENIERIA Y ARQUITECTURA AREA METALURGIA

INFORME LABORATORIO N°2 “Fuerza Electromotriz” Integrantes:

Fabián Maldonado F.

Jocelyn Ordóñez J. Berenise Garay A. Profesor Cátedra:

Erika Meza

Cárdenas. Profesor Laboratorio:

Erika Meza Cárdenas.

Asignatura: Electrometalurgia. Fecha: 22/05/2013.

Resumen Este informe redacta los resultados de dos experiencias que se realizaron con el fin de observar el efecto de la concentración y temperatura de un electrólito sobre su conductividad, y poder determinar empíricamente el valor de la conductividad equivalente de electrólitos a concentración infinitesimal. En la primera experiencia se calentó una solución de NaCl a 0,1M, para posteriormente tomar 8 medidas de conductividad a distintas temperaturas (25, 30, 35, 40, 45, 50, 55 y 60°C). Con estos datos se graficó Temperatura vs Conductividad, para su posterior análisis. En la segunda experiencia se realizaron tres pruebas por triplicado con tres eletrolitos fuertes a 1M: NaCl, HCl y CH 3COONa. Las pruebas consistían en llenar una bureta de 50 ml con electrolito, paralelamente llenar un vaso con 500 ml de agua desmineralizada; después de medir la conductividad al agua, se procedió a agregar un ml de electrolito al vaso con agua y a medir nuevamente su conductividad; este procedimiento se repitió para los volúmenes acumulados de 2, 3, 4, 5, 10 y 20 ml de electrolito. Con los datos obtenidos se procedió graficar la Conductividad molar vs M 1/2, para su posterior análisis. De las experiencias realizadas y sus resultados se concluyó que:      

La conductividad del NaCl aumenta de 1,87 mS a 25°C hasta 3,29 mS a 60°C. La conductividad molar límite experimental del NaCl fue de 68,702 (S*cm2*mol-1). La conductividad molar límite experimental del HCl fue de 334,87 (S*cm2*mol-1). La conductividad molar límite experimental del CH3COONa fue de 14,247 (S*cm2*mol-1). La conductividad molar límite experimental del CH 3COOH fue de 280,417 (S*cm2*mol-1). El valor experimental de la constante de disociación fue de 2,634 * 10-5.

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INDICE Pág.

1. Introducción.............................................................................................4 2. Parte Experimental:.................................................................................9 3. Datos Experimentales:...........................................................................10 3.1 Experiencia 1:..................................................................................10 3.2 Experiencia 2:..................................................................................10 4. Resultados.............................................................................................14 4.1 Experiencia 1:..................................................................................14 4.2 Experiencia 2:..................................................................................14 5. Discusiones............................................................................................17 5.1 Efecto de la temperatura sobre la conductividad de un electrolito fuerte (NaCl):...............................................................................................17 5.2 Efecto de la concentración de electrolitos fuertes sobre la conductividad:.............................................................................................17 5.3 Efecto de la concentración de electrolitos débiles sobre la conductividad:.............................................................................................18 5.4 Constante de Disociación:................................................................18 6. Conclusiones..........................................................................................19 7. Referencias............................................................................................20 8. Anexos...................................................................................................21 8.1 Gráficos............................................................................................21 8.2 Ejemplos de Cálculo.........................................................................22 Laboratorio N°2, Electrometalurgia.

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8.3 Fotos................................................................................................24

1.

Introducción

1.1    

1.2

Objetivos del Laboratorio Construir una pila, medir su fuerza electromotriz y la tensión de bornes. Medir el potencial electródico de algunos pares Metal/ion metálico, con respecto de un electrodo de referencia. Observar la variación de la fuerza electromotriz de una pila con los cambios de la concentración. Observar el efecto de la temperatura sobre la fuerza electromotriz de una pila y estudiar la termodinámica de la reacción de la celda. Fuerza Electromotriz La fuerza Electromotriz (Fem) de una pila es una diferencia de potencial medida entre los electrodos de una pila cuando ésta no trabaja. Cuando una pila trabaja, es decir, cuando entrega energía a un circuito externo, la diferencia de potencial observado entre sus electrodos recibe el nombre de Tensión de Bornes.

1.3

Medición de la Fuerza Electromotriz La Fem se distribuye en dos caídas de tensión, una en la misma pila, debida a la resistencia interna, y el resto en el circuito externo o “carga”. Si se denomina Ddp a la caída de potencial en el circuito externo, r a la resistencia interna de la pila, I a la intensidad de corriente que circula, y R a la resistencia del circuito externo, entonces:

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Fem= Ddp+ Ir o Fem=IR+ Ir

1.4

Es decir, si utilizáramos un voltímetro para medir la Fuerza Electromotriz de la pila, se tendría que conectar los terminales a cada electrodo, pero al cerrar el circuito comenzaría a circular corriente de intensidad I, y el equipo mediría sólo el valor de IR, que es menor que la Fem. Lo anterior sería válido sólo si Ir es igual a cero, sin embargo, esta condición es imposible de lograr, pues siempre r es distinto de cero. De esto se podría concluir que no se podría llegar a medir experimentalmente la Fem de una pila, debido a la existencia de la resistencia interna, a menos que R sea mucho mayor que r. Sin embargo, es posible utilizar un dispositivo eléctrico llamado Potenciómetro, en el cual se opone a la pila una diferencia de potencial igual a la Fem de la misma, que impide la circulación de la corriente. En el laboratorio se pueden realizar mediciones de Fem utilizando voltímetros de muy alta impedancia, de tal forma que la corriente requerida para medir es muy reducida, haciendo prácticamente despreciable el valor de Ir. Celdas Galvánicas La base de este tipo de celda es la reacción química espontánea, que genera una fuerza electromotriz. La pila está constituida por semi-elementos, cada elemento está formado por un electrodo y su disolución, así por ejemplo, la pila de Daniell consta de dos electrodos, uno de ellos se forma al introducir zinc metálico en solución de sulfato de zinc, mientras que el otro corresponde al electrodo de cobre sumergido en solución de sulfato de cobre. Cuando los electrolitos son diferentes se hace necesario separarlos, pero manteniendo la conductividad iónica, a través de un material poroso o un puente salino. La reacción redox se separa en dos semi-reacciones, una oxidación que da lugar a los electrones, y una reducción que consume los electrones generados. El electrodo donde ocurre la oxidación se denomina ánodo (en el caso de las pilas galvánicas representa el polo negativo), y el electrodo donde ocurre la reducción es denominado cátodo (polo positivo en las pilas galvánicas).

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La pila puede ser representada en forma resumida, utilizando líneas para separas interfaces, y doble líneas para representar un puente salino. Por ejemplo, la pila de Daniell se representa de la forma: Zn2+¿ a¿ ¿ Cu2 +¿ 2+¿/Cu a ¿ Cu¿ 2+¿ ¿ Zn/ Zn¿ Por convención se coloca a la izquierda el ánodo (polo negativo), mientras que a la derecha se coloca el cátodo (polo positivo). 1.4.1

Celdas Reversibles e Irreversibles Una celda funcionará de forma reversible si cumple dos requisitos: 1) La reacción de la pila se debe invertir al invertir el sentido de la corriente. 2) El sentido de la corriente se puede invertir con una variación infinitesimal del potencial. Si estos requisitos no se cumplen, se dice que la pila opera en forma irreversible, y en tal caso no es aplicable la termodinámica en el estudio de dicha celda. Un ejemplo de pila reversible es la pila de Daniell.

1.5

Potencial Electródico Al introducir un metal en una solución que contiene sus iones, se establece un equilibrio de tipo: n+¿

M (aq) +ne M (s )+ aq=¿

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El potencial electródico corresponde a la diferencia de potencial que se manifiesta en la interface metal/solución. Como no es posible medir el valor absoluto de dicho potencial, es necesario utilizar un segundo electrodo que posea un potencial conocido y constante, denominado electrodo de referencia. Con el electrodo de trabajo y el de referencia, es posible medir la Fem entre ambos. El electrodo de referencia universal es conocido como electrodo normal de hidrógeno (e.n.h); este electrodo consiste en una lámina de platino recubierta con negro de platino, sumergida en una solución de iones H + (a=1), manteniendo un burbujeo de gas hidrógeno sobre el electrodo a una presión de 1 atm. El potencial de este electrodo no es conocido, pero se le asigna arbitrariamente el valor cero a cualquier temperatura. Utilizando un electrodo normal de hidrógeno para medir el potencial de un electrodo de tipo M/MZ+, se construirá la siguiente pila: M Z(aq+¿) / M (s ) H +¿ (aq) /¿ ¿ Pt / H 2(g ) /¿ Donde el potencial electródico será igual a la Fem medida. Si la actividad de ion metálico es unitaria, el potencial electródico pasará a ser un potencial electródico normal o estándar (E°). Debido a que el potencial electródico depende de la temperatura, es recomendable trabajar a 25°C. Por razones prácticas en los laboratorios se utilizan comúnmente electrodos de referencia más cómodos de manejar que el de hidrógeno, como por ejemplo, el electrodo de calomelanos saturado (e.c.s.), cuyo potencial respecto al de hidrógeno es de +0,242 V a 25°C. Cuando el par redox participante del equilibrio: Oxidante+ne=Reductor

Se encuentra en solución, como por ejemplo el par Fe3+, Fe2+, el sistema electródico se establece introduciendo un conductor inerte, generalmente platino, que servirá como conductor de electrones. El electrodo férrico – ferroso se simboliza Pt/Fe3+/Fe2+. Laboratorio N°2, Electrometalurgia.

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1.6

Relación entre la Fuerza Electromotriz y la variación de la Energía Libre Debido a que la fuerza electromotriz nace de la espontaneidad de una reacción química, su magnitud y sigo se asocian a la tendencia del sistema a reaccionar. Por otro lado, la variación de la energía libre de la reacción es una medida de la misma tendencia a desarrollarse espontáneamente. Por esta razón, conociendo el signo de la fuerza electromotriz o de la variación de la energía libre, es posible reconocer si una reacción es espontánea o no: ΔG + 0

1.7

ΔE + 0

Reacción Espontánea No espontánea Equilibrio

Variación de la Fuerza Electromotriz con la concentración La ecuación de Nernst establece que: E=E O +

a RT ∗ln ⁡( o x ) nF a¿

Donde: aox : Producto de las actividades de las especies reactantes. ared: Producto de las actividades de las especies resultantes. E° : Potencial normal del electrodo. Esta ecuación indica que el potencial de un electrodo dependerá de las actividades de las especies participantes en el equilibrio a nivel de la interfase. Por otro lado, para la reacción completa de la pila, la ecuación de Nernst tomará la forma:

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∆ E=∆ E0 +

1.8

a RT ∗ln ⁡( reactivos ) nF a productos

Variación de la Fuerza Electromotriz con la temperatura Puesto que existe una relación entre la fuerza electromotriz y la variación de la energía libre de la reacción química, la Fem dependerá de la temperatura de la misma forma que el ΔG: ∆ G=−n∗F∗Fem Sabiendo que: ∆ G=∆ H +T∗(−∆ S)

Entonces: Fem=

−∆ H T∗∆ S + n∗F n∗F

Con esta relación es posible calcular los valores de ΔH y ΔS, si se supone que en el rango de temperatura estudiado, ΔH y ΔS son constantes.

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2. 2.1

Parte Experimental:

Variación de la tensión de celda con la corriente Tabla 2.1: Materiales usados en la experiencia uno. Materiales Reactivos Vaso de precipitado Solución de sulfato de (300 ml) cobre (0,1M) Vaso de porcelana Solución de sulfato de porosa zinc (0,1M) Electrodo de cobre

Equipos Caja de resistencia en décadas Amperímetro Voltímetro de alta impedancia

Electrodo de zinc Cables conectores Pinzas tipo caimán Para armar la pila de Daniell se agregó en un vaso de precipitado, previamente lavado, alrededor de 40 ml de solución de sulfato de cobre 0,1M. Dentro de éste, se introdujo el vaso de porcelana porosa que contenía una solución de sulfato de zinc 0,1M. Entre ambos vasos se introdujo una lámina de cobre previamente lijada, para ser utilizada como cátodo, mientras que en el vaso de porcelana porosa se introdujo un alambre de zinc previamente lijado para ser utilizado como ánodo en el circuito electroquímico. Una vez montada la pila, se procedió a conectarla a una caja de resistencia en décadas, que a su vez tenía conectados un amperímetro y un voltímetro de alta impedancia, con los que se registró el valor de la Fem y las tensiones de bornes a diferentes resistencias, hasta alcanzar la máxima resistencia. 2.2

Medición del Potencial Electródico Tabla 2.2: Materiales usados en la experiencia uno. Materiales Reactivos Soporte para electrodo Solución de sulfato de cobre Laboratorio N°2, Electrometalurgia.

Equipos Voltímetro de alta Página 10

Electrodo de Hg/HgSO4 Vaso de precipitado (250 ml) Electrodo de cobre Electrodo de zinc Electrodo de platino Conectores Pinzas tipo caimán

(0,01M) Solución de sulfato de zinc (0,01M) Solución de sulfato férricoferroso (0,01M)

impedancia

Para comenzar esta experiencia, se agregó alrededor de 75ml de solución de sulfato de cobre en un vaso de precipitado de 250 ml, posteriormente, se introdujo un electrodo de cobre previamente lijado y un electrodo de Hg/HgSO4, para luego ser conectados a un voltímetro de alta impedancia y así medir la diferencia de potencial entre ambos electrodos. Este procedimiento se repitió para una segunda experiencia con un electrodo de zinc y una solución de sulfato de zinc 0,01M. Por otro lado, en una tercera experiencia, se agregó en el vaso de precipitado una solución de sulfato férrico-ferroso para luego introducir el electrodo de Hg/HgSO 4 junto a un electrodo de platino; ambos electrodos fueron conectados a un voltímetro de alta impedancia para medir la Fem entre ellos. 2.3

Variación de la Fem con la concentración Tabla 2.3: Materiales usados en la experiencia uno. Materiales Reactivos Gradilla Solución de sulfato de cobre (0,1M) 7 tubos de ensayo Electrodo de cobre Electrodo de plata Puente salino Pinzas tipo caimán

Equipos Voltímetro de alta impedancia

Soluciones de nitrato de plata de 0,1M; 0,01M; 0,001M; 0,0001M

Solución de bromuro de potasio 0,05M Solución de potasio 0,05M

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Para medir el efecto de la concentración sobre la Fem, se procedió a titular 1 tubo de ensayo con 10 ml de sulfato de cobre 0,1M y 6 tubos de ensayo con 10 ml de las siguientes soluciones: a) 5 ml AgNO3 0,01M + 5 ml KBr 0,05M b) 5 ml AgNO3 0,01M + 5 ml KI 0,05M c) 10 ml AgNO3 0,1M d) 10 ml AgNO3 0,01M e) 10 ml AgNO3 0,001M f) 10 ml AgNO3 0,0001M Después, se procedió a formar 6 diferentes pilas, con el electrodo de cobre como electrodo de referencia, y utilizando un puente salino de agar-agar con nitrato de amonio para continuar la conductividad iónica entre las soluciones de plata y la solución de sulfato de cobre. Luego, con la ayuda de pinzas tipo caimán, se procedió a conectar cada electrodo a un voltímetro de alta impedancia para medir la diferencia de potencial entre los electrodos para cada una de las 6 pilas formadas. 2.4

Variación de la Fem con la temperatura Tabla 2.4: Materiales usados en la experiencia uno. Materiales Reactivos Celda tipo H Solución de sulfato de cobre (0,1M) Electrodo de cobre Solución de nitrato de plata (0,1M) Electrodo de plata Vaso de precipitado (250 ml) Termómetro Algodón o material poroso Pinzas tipo caimán

Equipos Termostato Voltímetro de alta impedancia

Para iniciar la experiencia, se agregó agua destilada en un vaso precipitado de 250 ml. Se tomó una celda tipo H (cuyo compartimiento central se encontraba relleno con algodón) para posteriormente agregar en su compartimiento anódico una solución de sulfato de cobre 0,1M y luego sellarlo con un tapón que traía conectado un electrodo de cobre; en el compartimiento catódico se agregó una solución de nitrato de plata 0,1 M y se selló con un tapón que traía conectado un electrodo de plata. La celda tipo H fue ubicada en el interior del vaso precipitado para permitir el contacto Laboratorio N°2, Electrometalurgia.

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directo entre el agua y la celda. Ya construida la pila, se procedió a medir la Fem a temperatura ambiente, conectando los electrodos a un voltímetro de alta impedancia con ayuda de pinzas de tipo caimán; luego fue puesto el vaso con la celda sobre un termostato para calentarlo hasta registrar 60°C en un termómetro de mercurio. Una vez que la temperatura alcanzó los 60°C, se retiró el vaso del termostato y se midió nuevamente la Fem a dicha temperatura, para luego dejar enfriar el vaso y poder medir la Fem a las temperaturas de 55, 50, 45, 40, 35 y 30°C.

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3.

Datos Experimentales:

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4.

Resultados

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5.

Discusiones 5.1 Efecto de la temperatura sobre la conductividad de un electrolito fuerte (NaCl):

Según bibliografía (1), la conductividad de un conductor iónico como el NaCl aumenta a medida que aumenta la temperatura. Esta aseveración concuerda con los resultados de la experiencia, reflejados en el gráfico 3.1.1, donde puede apreciarse que la conductividad tiende a crecer desde 1,87mS hasta 3,29mS a medida que la temperatura aumenta de 25 a 60°C. La bibliografía (1) explica que al aumentar la temperatura se produce un incremento del movimiento caótico de las partículas y una disminución de la viscosidad del medio, facilitando el movimiento en dirección del campo eléctrico. 5.2 Efecto de la concentración de electrolitos fuertes sobre la conductividad:

Es de importancia mencionar que para el estudio de éste efecto, con el fin de obtener resultados más concretos, se tuvo que realizar las experiencias por triplicado. De los resultados obtenidos, Gráficos 8.1.1, 8.1.2, 8.1.3 (Anexos), se tuvo que escoger la curva más representativa de la conductividad de un electrolito fuerte, que según Koulrausch (2) es una tendencia lineal decreciente con respecto a la raíz de la concentración, hasta concentraciones cercanas a 0,005N. Por ésta razón, del triplicado se escogió la prueba que presentó la mayor linealidad decreciente para el cálculo de la conductividad molar límite, mientras que los datos de las otras dos pruebas fueron descartados. Finalmente, para obtener el valor de la conductividad límite de cada electrolito fuerte (NaCl, HCl y CH 3COONa) se procedió a extrapolar la recta de la prueba escogida, hasta interceptar el eje de las ordenadas. La tendencia decreciente se debe a que a medida que aumenta la concentración, en una misma unidad de volumen, aumenta el número de iones, y por ende, la interacción entre ellos. Debido a esto es que la linealidad se cumple sólo en soluciones diluídas. La bibliografía (3) señala que los valores de la conductividad límite a temperatura ambiente para los electrolitos fuertes NaCl, HCl y CH 3COONa Laboratorio N°2, Electrometalurgia.

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deben ser 126,48; 425,94 y 90,95 (S*cm2*equiv-1) respectivamente; por otro lado, los valores experimentales obtenidos de las extrapolaciones fueron 68,702; 334,87 y 14,247 (S*cm2*mol-1), considerando el mismo orden anterior (Como el número de equivalentes es 1 para cada caso, no habrá diferencia entre S*cm2*equiv-1 y S*cm2*mol-1). De los valores obtenidos, el más cercano a su correspondiente teórico es el del ácido clorhídrico, ya que tuvo un error de 91,07 S*cm2*mol-1 (21,38%), mientras que para el cloruro de sodio y el acetato de sodio el error fue de 57,78 y 76,7 S*cm 2*mol-1 (45,68 y 84,34%) respectivamente. Las diferencias presentadas pudieron deberse a errores en el desarrollo de las experiencias, a un posible mal estado o calibración de los conductivímetros, o que al trabajar con las ventanas del laboratorio abiertas, se generó una corriente de aire que influyó en las temperaturas con las que se realizaron las experiencias (los conductivímetros registraron temperaturas que fluctuaron alrededor de 23°C para el acetato de sodio, 22°C para el cloruro de sodio y 25°C para las pruebas con ácido clorhídrico). 5.3 Efecto de la concentración de electrolitos débiles sobre la conductividad:

Koulrausch (4) señala los electrolitos débiles, a diferencia de los fuertes, no presentan un comportamiento lineal con respecto a la raíz de la concentración, por esta razón no es posible calcular la conductividad molar límite de ellos simplemente extrapolando. Para llevar a cabo este cálculo es necesario recurrir a la ley de migración independiente de iones (Ley de Koulrausch), que indica que el valor de la conductividad límite de los electrolitos débiles es igual al aporte de la conductividad de cada ión presente en la solución (los valores de conductividad de cada ión se encuentran tabulados en bibliografía). Aplicando esta ley para el caso del ácido acético, la conductividad molar límite teórica tiene un valor de 390,41 (S*cm2*equiv-1), mientras que utilizando los valores experimentales para el cálculo de éste, se obtuvo un valor de 280,417 (S*cm2*mol-1); como el valor de la conductividad molar límite del ácido acético (electrolito débil) depende del valor de las conductividades parciales de NaCl, HCl y CH 3COONa (electrolitos fuertes), los cuales presentaron errores, era de esperarse que el valor experimental se desviara del valor teórico. 5.4 Constante de Disociación:

En cuanto a la constante de disociación, se procedió a calcular para cada una de las concentraciones dadas, tanto para el valor de la conductividad molar límite teórica y la experimental obtenida de la experiencia anterior, Laboratorio N°2, Electrometalurgia.

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luego se promediaron los valores obtenidos para cada una de las concentraciones, resultando dos valores promedio de constante de disociación, uno teórico de 1,333 * 10-5, y uno experimental de 2,634 * 10 -5. El valor experimental de la constante de disociación resultó ser prácticamente el doble del valor teórico, con un error de 1,301 * 10 -5 (49,39%), debido a que para el cálculo experimental se utilizó el valor de la conductividad molar del ácido acético, el cual ya traía asociado un error considerable.

6.

Conclusiones         

La conductividad es directamente proporcional a la temperatura. La conductividad es inversamente proporcional a la concentración de electrolitos diluidos. La conductividad del NaCl aumenta de 1,87 mS a 25°C hasta 3,29 mS a 60°C. La conductividad molar límite experimental del NaCl fue de 68,702 (S*cm2*mol-1). La conductividad molar límite experimental del HCl fue de 334,87 (S*cm2*mol-1). La conductividad molar límite experimental del CH3COONa fue de 14,247 (S*cm2*mol-1). La conductividad molar límite experimental del CH 3COOH fue de 280,417 (S*cm2*mol-1). El valor teórico de la constante de disociación fue de 1,333 * 10-5. El valor experimental de la constante de disociación fue de 2,634 * 10-5.

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7.

Referencias 1.

Apuntes de clases, Conceptos de electroobtención de cobre pág. 6,

Prof. Juan Aragón, 2012. 2. Apuntes de clases, Conceptos de electroobtención de cobre pág. 10, Prof. Juan Aragón, 2012. 3. Apuntes de clases, Conceptos de electroobtención de cobre pág. 15, Prof. Juan Aragón, 2012. 4. Apuntes de clases, Conceptos de electroobtención de cobre pág. 14 y 15, Prof. Juan Aragón, 2012.

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8.

Anexos

8.1

8.1.1

Ejemplos de Cálculo

Variación de la Fem con la Temperatura

Con la ecuación: y=-0,0009 + 0,6811 Y las semi-reacciones: Cu -> Cu2+ + 2e 2Ag+ + 2e -> 2Ag 8.1.1.1 Cálculo del ΔH Laboratorio N°2, Electrometalurgia.

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Datos: -ΔH/n*F = 0,6811 n= 2 F= 96485 Coulomb/mol ∆ H=−0,6811∗2∗96485

coulomb J KJ =−131431,867 =131,431867 mol mol mol

8.1.1.2 Cálculo del ΔS ∆ S=n∗F∗(

dE ) dT

Datos: (dE/dT) = -0,0009 J/Coulomb*K n= 2 F= 96485 Coulomb/mol ∆ S=2∗96485

Coulomb J J ∗−0,009 =−173,673 mol Coulomb∗K mol∗K

8.1.1.3 Cálculo del ΔG ∆ G=−n∗F∗∆ E Datos: n= 2 F= 96485 Coulomb/mol ΔE= 0,4120 V = 0,4120 J/Coulomb

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∆ G=−2∗96485

Coulomb J J KJ ∗0,4120 =−79677,313 =−79,677313 mol Coulomb mol mol

, 8.2

Fotos

Fig. 8.2.1 Pila de Daniell con la Concentración

Fig. 8.2.2 Variación de Fem

Fig.

/Pt/Fe2(SO4)3,FeSO4 8.3

8.3.1

8.2.3 Hg/HgSO4/ Fig. 8.2.2 Variación de Fem con la Temperatura

Información Anexa

Pilas alcalinas

Las pilas alcalinas y baterías alcalinas (una batería es un conjunto de varias celdas electroquímicas individuales) son un tipo de pilas eléctricas desechables o no recargable que obtienen su energía de la reacción química entre el zinc y el dióxido de manganeso (Zn/MnO2), empleando hidróxido de potasio como electrolito.

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En una pila alcalina, el ánodo (polo negativo) está hecho de polvo de zinc (que permite una mayor superficie para aumentar la velocidad de la reacción y por lo tanto aumentar el flujo de electrones) y el cátodo (polo positivo) se compone de dióxido de manganeso. Las pilas alcalinas son comparables a las pilas de zinc-carbono, pero la diferencia es que las pilas alcalinas usan hidróxido de potasio, (KOH), como electrolito en vez de cloruro de amonio o cloruro de zinc, en las pilas salinas. De modo simplificado, las semireacciones son: Oxidación: Zn (s) + 2OH− (aq) → ZnO (s) + H2O (l) + 2e− Reducción: 2MnO2 (s) + H2O (l) + 2e− →Mn2O3 (s) + 2OH− (aq)

8.3.2

Acumuladores Plomo/Ácido

Los acumuladores o baterías de plomo son un tipo de batería muy común en vehículos convencionales, no híbridos. Suelen proporcionar una tensión de 6 V, 12 V u otro múltiplo de 2, ya que la tensión que suministra cada celda es de 2 V. Pueden suminstrar unas intensidades de corriente relativamente grandes, lo que las hacen ideales para los motores de arranque. Aunque su utilización y forma más conocida es la batería de automóvil, este acumulador tiene muchas aplicaciones. Estas baterías están formadas por un depósito de ácido sulfúrico y dentro de él un conjunto de placas de plomo, paralelas entre sí y dispuestas alternadamente en cuanto a su polaridad (positiva (+) y negativa (-). Para evitar la combadura de las placas positivas, se dispone una placa negativa adicional, de forma que siempre haya una placa negativa exterior. Laboratorio N°2, Electrometalurgia.

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Generalmente, en su fabricación, las placas positivas están recubiertas o impregnadas de dióxido de plomo (PbO2), y las negativas están formadas por plomo esponjoso. Este estado inicial corresponde a la batería cargada, así que el electrolito agregado inicialmente debe corresponder a la batería con carga completa (densidad 1,280 g/ml). Según el número de placas, la corriente (intensidad) suministrada será mayor o menor. Debajo de las placas se deja un espacio para que se depositen eventuales desprendimientos de los materiales que forman las placas. Para que no haya contacto eléctrico directo entre placas positivas y negativas, se disponen separadores aislantes que deben ser resistentes al ácido y permitir la libre circulación del electrolito. Los procesos elementales que trascurren son los siguientes: PbO2 + 2H2SO4 + 2e- → 2H2O + PbSO4 + SO42Pb + SO42- → PbSO4 + 2e-

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