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• Angie Montaño Angulo

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ESTUDIO DE CELDAS ELETROQUIMICA Y POTENCIALES Brigitte David Ortega [email protected] Lady Alexandra anchico Lady. [email protected]

Departamento de Química, Facultad de Ciencias Naturales y Exactas, Universidad del Valle sede Yumbo, Colombia. Resumen

Esta práctica se construyó una celda electroquímica con soluciones de CuSO4 y ZnSO4 para determinar el efecto del cambio de las concentraciones de las especies iónicas en la celda sobre el valor de su potencial. Para lograr esto procedimos a medir el potencial inicial y por ende el potencial estándar de las diferentes concentraciones de CuSO4. Lo que se hizo experimental fue en solución de ZnSO4 agregamos una lámina de cobre y en solución de CuSO4 una granalla de Zn esto nos permitió darnos cuenta que el Zn se oxido y el Cu se redujo.

Zn2+ + 2e-

Zn

semireaccion

oxidación (-) 2. Reacción que ocurre al adicionar una lámina de cobre en solución de ZnSO4 Cu (ac) + 2e-

Cu (s) semirreaccion

reducción (+) Kl (ac) 2I-(ac)

K+ (ac) + I+ (ac) I2 +2e- semirreacion oxidación

2H2O (l) + 2ereducción

H2 (g)+2OH-(ac) semireaccion

Objetivos Determinar la reacción que ocurre al  introducir una lámina de cobre en ZnSO4 y una lámina de Zn en

CuSO4. 

Calcular en solución de CuSO4 a diferentes concentraciones su potencial.



Identificar cuál de los elementos en una solución actúan como oxidantes o reductores.

Datos, cálculos y resultados 1. Reacción que ocurre al adicionar una lámina de Zn en solución de CuSO4

En la figura anterior se puede observar de forma clara que a mayor concentración mayor potencial.

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Análisis de resultados

el objetivo principal de nuestra practica es determinar cuál de las dos soluciones CuSO4 y ZnSO4 con su respectiva lamina nos da una reacción de oxidación o reducción y también preparar una celda electroquímica y determinar el potencial de soluciones de CuSO4 en diferentes concentraciones para entender los diferentes fenómenos que se observan a la hora de realizar nuestro experimento es necesario conocer conceptos como lo son : Todos los procesos electroquímicos están basados en reacciones de óxido reducción en donde la energía liberada por una reacción espontánea se transforma en electricidad, este es el principio en por el cual se construyen dispositivos que permitan usar esta energía, los cuales son llamados Celdas electroquímicas y son de vital importancia industrial (pilas, baterías, alternadores) cabe destacar que las reacciones que producen un potencial eléctrico son aquella que son espontaneas.1 Primero se tomaron 10mL de la solución de sulfato de cobre, en un vaso de precipitados, y otro de 10mL de sulfato de zinc. Al introducir los electrodos conectados al voltímetro tomo el potencial y este dio un valor de 1.011V. Después en la solución de sulfato de zinc se introduce una lámina de cobre y en la solución de sulfato de cobre y se introduce en él, la lámina de zinc en este caso la lámina de zinc se empieza a oxidar y la del cobre no dando una diferencia de energía de 1.50 V. La reacción que se lleva a cabo en las celdas voltaicas es la siguiente: Zn + Cu2+

Zn2+ + Cu

En ella se puede ver como el cobre recibe electrones y el zinc se oxida liberándolos, se pueden ver estos dos procesos como semireacciones de tal forma.

Cu2+ + 2eZn Zn + Cu2+

Cu Zn2+ + 2eZn2+ + Cu

Después de ver el procedimiento de la reacción de óxido reducción vemos como La barra de zinc va disminuyendo su masa porque los átomos neutros de zinc al perder dos electrones se convierten en cationes, Zn2+que pasan a la fase acuosa, de manera que la barra de zinc parecería que se va “disolviendo” pero lo que realmente ocurre es la oxidación del zinc. Los electrones que pierde el zinc se conducen del ánodo al cátodo La barra de cobre en cambio va incrementando su masa porque los iones cúpricos Cu2+al acercarse a la barra de cobre reciben y ganan electrones convirtiéndose en átomos neutros que van depositándose sobre la barra de cobre.2 El flujo continuo de corriente, acompañado de actividad química continua, sólo puede presentarse si se mantiene la neutralidad eléctrica en la solución. A medida que se incrementan los iones Zn2+en el ánodo, los aniones del puente salino se difunden para compensar el incremento de las cargas positivas. A medida que las cargas positivas van disminuyendo y por tanto las cargas negativas van aumentadas en el cátodo, los cationes del puente salino se difunden para compensar las cargas negativas. La barra de zinc 2

comparada con la de cobre está cargada de electrones, por ello el zinc es el electrodo negativo y el cobre el electrodo positivo. Cuando se realizó el cálculo de la solución de CuSO4 en las concentraciones de 0.1M, 0.01M, 0.001M y 0.0001M se observó que entre mayor concentración mayor potencial. Esto se debe a que al haber menor cantidad de moléculas de Cu hay menor intercambio electrónico por ende el potencial disminuye por principio de Le Chätelier al variar esta concentración se está aplicando una tensión externa que afecta el cociente de reacción. En nuestro papel de filtro no se observó el color azul oscuro que se tenía que observar según la teoría que nos indica que el papel debe teñirse de azul oscuro cerca al terminal conectado a la lámina de cobre porque Cu hace el papel de oxidante con respeto a la solución KI/almidón. En nuestro caso nos dio un color café lo que quiere decir que cuando realizamos nuestro experimentos hubieron errores bien sea de concentración en la soluciones o nuestros instrumentos no estaban correctamente lavados por lo tanto el color arrojado no fue el esperado.

Conclusiones





El voltaje de una celda depende no solo de la naturaleza de los electrodos y los iones sino también de las concentraciones de los iones. La diferencia de potencial varia en una reacción oxido-reducción cuando se cambia la

concentración de alguno de los dos compuestos. 

El uso del puente salino es importante pues concentra a las 2 soluciones, evita su mezcla además que elimina completamente el potencial de unión.

Bibliografía (1)Raymond Chang .Química general 10a ed. Mc Graw Hill México D.F. (2010) Oxidación-reducción Pág. 234-239

(2) Petrucci: Química General, 8ª edición. R.

H.Petrucci, W. S. Harwood, F. G. Herring, (Prentice Hall, Madrid, 2003). ANEXOS

1. Trabajando con otra concentración los potenciales se podrían seguir considerando como estándar, puesto que las concentraciones son iguales, reemplazando en la ecuación de Nernst sería el mismo valor ∆ε al estándar. 1 0.059 0.5 ∆E = ∆E° − ( ) log( ) 𝑛 0.5 0.059 ∆E = ∆E° − ( ) log 1 𝑛 0.059 ∆E = ∆E° − ( )0 n

2. El potencial de reducción E°

puede definirse como la capacidad de un compuesto para 3

tomar electrones, tomando el punto de referencia, el electrodo normal de hidrogeno. el potencial normal de reducción del Zn corresponde a la reacción siguiente: Zn⁺² + 2e¯

Z n (s)

E°= -0.76 V

Esto significa que la semireaccion tal como está escrita no es espontanea con respecto al electrodo normal del hidrogeno, la reacción espontánea seria inversa. Zn⁺² + 2e¯

Zn(s) E°= 0.76 V

El valor anterior corresponde al potencial de oxidación el Zinc, pero como la ecuación de invirtió, la magnitud se mantiene, pero el signo cambia, a continuación, se muestra el potencial de reducción del cobre. Cu⁺² + 2e¯

CU (s)

E°=-0.34V Nuevamente vemos que la semireacción no es espontanea. La reacción es espontanea se debe invertir. 3. De la siguiente tabla el mejor agente reductor es el zinc, puesto que tiene el más negativo el potencial de carga de reducción. O sea que tiene mayor posibilidad de oxidarse. Siendo el peor el cobre pues pose el potencial de reducción más positivo, haciendo que la probabilidad de reducirse más amplia. Cu Pb Zn Cd

0.340 V -0.125 V -0.763 V -0.403 V

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