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LABORATORIO DE QUIMICA PARA LA MINERIA INFORME Nº 7 Título de la práctica: Electroquímica y sus aplicaciones Alumno:

Código:

Will Alexander Fernández Jara

C11 - B

Profesor: Ing. Juan Corcuera Objetivos: 

Construir y observar detalladamente el funcionamiento de una Celda Galvánica y una Celda Electrolítica.



Identificar y redactar reacciones anódicas y catódicas.



Identificar la relación entre fenómenos eléctricos y químicos, además de la influencia de uno en el otro.



Construir una pila seca de aluminio mediante celdas.

Fecha de realización: 18 de junio de 2019 Lima, 02 de julio de 2019

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INDICE Pág. INDICE……………………………………………………...……….....2 RESUMEN………………………………………………………..….....3 1.

INTRODUCCION……………………………………….….....…4

2.

METODOLOGIA SEGUIDA……………………………...…......8

3.

PRESENTACION DE RESULTADOS…………………....…...15

4.

DISCUSION DE RESULTADOS………………………….…...20

5.

RESOLUCION DEL CUESTIONARIO……………………..…21

6.

CONCLUSIONES………………………………………………25

BIBLIOGRAFIA……...……………………………………………......26

2

LABORATORIO Nº 7 ELECTROQUIMICA Y SUS APLICACIONES

RESUMEN

La Electroquímica es parte de la Química que se encarga de estudiar los fenómenos químicos que provocan electricidad y los fenómenos eléctricos que dan lugar a transformaciones químicas o las permiten. Durante este laboratorio se logró identificar y comprobar la relación entre dichos fenómenos (químicos y eléctricos), para lo cual, se realizaron 4 experimentos en donde se pudieron percibir la actividad que realizan internamente los “Electrolitos”, el funcionamiento tanto de una Celda Galvánica, como de una Electrolítica y la diferencia entre estas. Además, se logró experimentar con una Pila seca de Aluminio – Oxigeno. Previo a todo lo mencionado, se recibió una importante introducción al tema “Electroquímica” por parte del docente, la cual, fue imprescindible para realizar con éxito los experimentos. Nuevamente los EPP cumplieron un rol muy importante ya que se trabajaron con reactivos y soluciones tóxicas durante toda la sesión.

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1. INTRODUCCION

Electroquímica ¿Qué es la Electroquímica? A primera instancia, se puede definir como el área científica que estudia los campos de la química y la electricidad en conjunto. Sin embargo, eso no es todo, para entender más a fondo el tema se requieren aclarar ciertos conceptos teóricos importantes como “Reacciones Químicas”

Reacción Química Una reacción química es un

proceso en el que actúan 1, 2 o más

sustancias las cuales reaccionan entre ellas con la finalidad de brindar un producto, sustancia o material distinto a lo que fue inicialmente.

Entonces: Una aplicación de la electroquímica es el uso de celdas o pilas, pudiéndose distinguir varios tipos. Las celdas electroquímicas o pilas son dispositivos que permiten obtener una corriente eléctrica a partir de una reacción química. Para que esto ocurra, existe un proceso de transferencia de electrones que es directo y totalmente espontáneo.

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Figura 1: Ejemplo de la acción Electroquímica (Esquema de la Pila de John Frederic Daniell)

En este tipo de celdas, los electrones fluyen espontáneamente a través de un alambre que conecta dos metales diferentes. Dicho flujo depende de la diferencia de reactividad entre los metales, mientras mayor sea esta diferencia, mayor será el flujo de electrones y el potencial eléctrico en la celda. La reactividad de los metales se dispone en la serie de actividad de ellos mismos, que se clasifican basados en la capacidad de reacción de estos frente a diversas sustancias, como el oxígeno, el agua, los ácidos o las bases. John Frederic Daniell Nació en Londres, Inglaterra, el 12 de marzo 1790 como hijo de un abogado. Químico británico, siguió también los estudios de física. Inventó un pirómetro, un higrómetro y la pila eléctrica a la que se ha dado su nombre.

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Figura 2: John F.D.

Pila Daniell (Invento de John F.D.) Llamada también celda de Daniell fue inventada en 1836. Esta pila supuso una gran mejora sobre la pila voltaica que fue la primera celda galvánica desarrollada. La fuerza electromotriz, o voltaje o tensión teórica de esta pila es de 1,10 voltios. Dicha pila consta de dos recipientes diferentes: en uno de ellos hay un electrodo de cobre en una disolución de sulfato de cobre (II); en el otro recipiente hay una barra de zinc en una disolución de sulfato de zinc. Ambos electrodos metálicos están conectados por un cable conductor.. Los dos recipientes están unidos por el puente salino. ●

En el ánodo (electrodo negativo), el zinc se oxida por medio de la reacción siguiente:

Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e●

En el cátodo (electrodo positivo), los iones cobre (II) se reducen por la siguiente reacción:

Cu2+(aq) + 2e– → Cu(s)

Figura 3: Gráfico de la Pila Daniell.

DATO: La palabra griega lisis significa romper.

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Celdas electrolíticas Una celda electrolítica es una celda electroquímica que sufre una reacción rédox cuando se aplica energía eléctrica. Con mayor frecuencia se utiliza para descomponer los compuestos químicos en un proceso llamado electrólisis. Cuando se añade la energía eléctrica al sistema, se aumenta la energía química. Celdas Galvánicas En el caso de las Celdas Galvánicas, estas convierten la energía química en energía eléctrica, mediante el uso de reacciones químicas espontáneas que tienen lugar en los electrodos. Cada celda galvánica tiene su propia característica de voltaje (definida como la liberación de energía por transferencia de electrones desde un electrodo al otro).

Figura 4: Cuba Galvánica vs. Cuba Electrolítica.

DATO: Las celdas galvánicas también se pueden hacer mediante la conexión de dos medias celdas, cada una con su propio electrodo y electrolito, por un puente salino; estas celdas son las más complejas.

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2. METODOLOGIA SEGUIDA Materiales y equipos ● ● ● ●

Balanza electrónica Tubos de ensayo Vasos de precipitado Voltímetro

Figura 6: Tubos de ensayo.

Figura 5: Balanza electrónica.

Figura 8: Voltímetro.

Figura 7: Vaso de Precipitado.

8

Reactivos y soluciones ● ● ● ● ● ● ● ● ●

Agua destilada Sulfato de cobre 1 M (24.95 g CuSO 4 . 5 H2O/100 ml) Sulfato de Zinc 1M 2 barras de grafito 1 lámina de Cobre 1 lámina de Zinc 1 pequeño papel lija Sal común Azúcar

Figura 9: Agua destilada.

Figura 10: Sulfato de Cobre 1 M

Figura 12: Sulfato de Zinc 1M

Figura 11: Varillas de grafito.

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Figura 14: Lámina de Zinc.

Figura 13: Lámina de Cobre.

Figura 15: Papel de lija.

Figura 16: Sal común o Salmuera.

Figura 17: Azúcar

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Procedimiento: 

Experimento 1: ELECTROLITOS

Los pasos que se siguen para este experimento son los siguientes: ● Con ayuda de la fuente de corriente continua del laboratorio, se verifica usando dos electrodos de gafito si se marca el voltaje al sumergirlo en una solución de salmuera al 20% en peso en un vaso de 100 mL. ● Posteriormente, se repite el mismo procedimiento con agua azucarada al 30%.

IMPORTANTE: ¿Cómo saber cuándo la instalación con el voltímetro es correcta? Cuando la lectura del voltaje sea positivo.

Figura 18: Midiendo el voltaje en la solución de sal y en la solución del agua azucarada.

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

Experimento 2: CELDAS GALVANICAS

Los pasos que se siguen para este experimento son los siguientes: ● Se vierte 40 mL de Sulfato de Zinc 1,0 M y 45 mL de Sulfato de Cobre 1,0 M en distintos vasos de precipitación. ● Se enumeran ambos vasos. ● En cada vaso, se colocan los siguientes sólidos que cumplirán el rol de Electrodos: Lámina de Zinc (Zn) y Lámina de Cobre (Cu). ● Ahora, se conectan los Electrodos a un Voltímetro en paralelo, de tal manera que un Electrodo esté conectado al terminal negativo del voltímetro y el otro Electrodo, al terminal positivo. ● Finalmente, para cerrar el circuito, se conectan ambos vasos con una tira de papel de filtro previamente humedecido con una solución saturada de NaCl (la cual cumplirá el rol de Puente Salino).

IMPORTANTE:

Se recomienda NO reusar Puentes Salinos.

Figura 19: Estableciendo conexiones en la Celda Galvánica.

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

Experimento 3: PILA SECA ALUMINIO – OXIGENO REACCIONES PROPUESTAS Al(s) + 3OH-(aq)  Al(OH)3(s) + 3eO2(g) + 2H2O(l) + 4e-  4OH-(aq) Global:

4Al(s) + 3O2(g) + 6H2O(l)  4Al(OH)3(s)

Los pasos que se siguen para este experimento son los siguientes: ● Se acondiciona papel de Aluminio con una medida de aproximadamente 13 x 13 cm. ● Posteriormente, se preparan 20 mL de una solución saturada de NaCl (dicha solución cumplirá el rol de Electrolito). ● Ahora, se muele carbón activado en un mortero y posteriormente, se arma la celda de acuerdo al siguiente esquema o modelo:

Figura 20: Modelo de cómo armar la celda. ● Se debe recordar que el papel Tissue debe tener menor tamaño que el trozo de papel Aluminio. Además, debe ser previamente humedecido con la solución saturada de Cloruro de Sodio (NaCl). ● Se adhiere un clip estirado en un extremo del papel Aluminio y otro en el del carbón activado para así poder coger de ambos extremos los cocodrilos del multímetro. ● Con ayuda del multímetro, se determina el ánodo y cátodo del sistema.

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

Experimento 4: CELDAS ELECTROLITICAS

Los pasos que se siguen para este experimento son los siguientes: ● Se llena un tubo en U con una solución de Cloruro de Sodio al 20% en peso hasta la altura de aproximadamente 1.5 cm en ambos bordes. ● Se sumergen Varillas de Grafito y se conectan a la fuente de corriente continua usando los conectores apropiados.

IMPORTANTE: Nunca se deben de juntar los polos de la fuente continua.

● Se agregan 3 gotas de Rojo de Metilo a la solución que se encuentra en la parte Anódica. ● Se agregan 3 gotas de Fenolftaleína a la solución que se encuentra en la parte catódica. ● Se anotan los colores iniciales de los indicadores: Ánodo y Cátodo (VER EN PRESENTACION DE RESULADOS). ● Finalmente, se enciende la fuente de corriente

continua

funcionamiento

y por

se

mantienen

3

minutos

aproximadamente.

Figura 21: Como introducir las Varillas de Grafito en el tubo en U.

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Figura 22: Revisando las conexiones en la Celda Electrolítica.

3. PRESENTACION DE RESULTADOS 

Resultados del experimento 1:

¿SE PRESENTÓ REGISTRO DE

Sí

VOLTAJE EN AMBOS CASOS?

VOLTAJE EN VASO Nº 1 (SAL)

3, 37

VOLTAJE EN VASO Nº 2 (AZUCAR)

7, 81

15

AMPERAJE EN VASO Nº 1 (SAL)

0,164

AMPERAJE EN VASO Nº 2

0,013

(AZUCAR)



Resultados del experimento 2:

¿Cómo saber cuándo la instalación

Cuando la lectura del Voltaje

con el voltímetro es correcta?

sea positiva. Por una parte, el Zn se oxida y

Escriba las semi reacción que se

por otra, el Cu se reduce.

produce en el ánodo y cátodo. Zn2 

Zn2+ + 2e-

Cu+2 + 2e-  Cu2 Usando la tabla de potenciales Indique el potencial estándar de esta

de oxidación.

semi reacción. Use la tabla de

0.34 – (-0.76)

potenciales de oxidación.

 1,1 V

En Electroquímica. ¿Qué es un electrodo?

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Es aquel agente que se caracteriza por oxidarse o reducirse.

En Electroquímica. ¿Qué es un electrodo?

¿Hay diferencias entre los potenciales de celda, Ecelda (medidos con el voltímetro) y el potencial estándar de celda, Ecelda (obtenidos de una tabla)? ¿Por qué?, ¿Cómo evitarlo?

También se puede decir que es dispositivo en el que se produce la corriente eléctrica por una reacción espontánea o se utiliza para provocar una reacción no es espontánea. Sí, hay diferencias entre los valores teóricos y los valores obtenidos en las mediciones. Estos errores pueden deberse a una concentración diferente a la que requiere la solución electrolítica. Para evitar este perjuicio, se debe verificar cada uno de los elementos de la experiencia, molaridades, concentraciones de solución, pesos, etc. de cada uno de los materiales.

Los signos de los potenciales estándar Los signos generalmente se presentan positivos lo que Estos signos indican que las indica que la(s) reacción(es) es(son) espontánea(s). reacciones son ¿espontáneas o no de celda ¿son positivos o negativos?

espontáneas?

Figura 23: Realizando mediciones con el voltímetro en la Celda Galvánica.

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

Resultados del experimento 3:

¿Por qué se debe agregar sal para que la pila funcione?

¿Qué

papel

tiene

el

carbón

Porque la sal permite que el carbón se active y automáticamente actúe como Puente Salino.

Cumple el papel de Puente Salino.

humedecido con sal? Esta pila resulta ser menos poderosa que una Celda Galvánica Galvánica convencional debido a que en la reducción, los elementos necesitan voltaje y utilizan el voltaje generado por la oxidación.

¿Esta pila es más o menos poderosa que

una

Celda

convencional? Explique.

Figura 24: Determinando el ánodo y cátodo en el sistema.

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

Resultados del experimento 4:

●

Anote sus observaciones, llene el siguiente cuadro:

Calor inicial en el cátodo

Calor inicial en el ánodo

Calor después de los 4 minutos en el ánodo

Calor después de los 2.5 minutos en el cátodo

Rojo de metilo

---------

Amarillo

Rojo

---------

Fenolftaleína

Incoloro

---------

---------

Rojo grosella

●

¿Qué indica el cambio de color del rojo de metilo en el ánodo? Indica una reacción de ácido a base en mínimas cantidades en las cuales se liberan iones oxidrilos.

●

En el ánodo se aprecian burbujas que se desprenden del electrodo ¿cuál es el nombre de dicho gas? Dicho gas es Oxígeno.

●

¿En qué electrodo se aprecia mayor presencia de burbujas? ¿Cuál es el nombre de dicho gas? En el cátodo existe mayor presencia de burbujas. El nombre del gas es Nitrógeno.

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Figura 25: Resultado final de la Celda Electrolítica.

4. DISCUSION DE RESULTADOS

Reconociendo las debilidades (limitaciones) y fortalezas (aportes) dentro del ambiente: 

Experimento: Celdas Galvánicas.

En esta experiencia se puede apreciar que la reacción es espontánea debido a que sus potenciales son positivos además del voltaje hallado.

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

Experimento: Pila Seca Aluminio – Oxígeno

En esta experiencia se observa una pila menos eficiente que una Celda Galvánica, sin embargo, es totalmente beneficiaria ya que usa oxígeno para generar un voltaje y podría ser utilizada para conseguir voltajes superiores. 

Experimento: Celdas Electrolíticas.

En esta experiencia se observa que se necesita cierta cantidad de voltaje para llevar a cabo un proceso de electrolisis. Además, en un lado del tubo en U se liberan burbujas de Oxigeno y en la otra, Hidrogeno gaseoso.

5. CUESTIONARIO 1.

¿Qué es la corrosión?

 La corrosión es una reacción química (Oxido Reducción) en la que, por lo general, intervienen tres factores:

- La pieza manufacturada - El ambiente - El agua

Figura 26: Ejemplo de corrosión en el medio ambiente.

 También se da por una reacción Electroquímica.  Los factores mas conocidos son las alteraciones químicas de los metales a causa del aire, como la herrumbre del hierro y el acero o la formación de patina verde en el cobre y sus aleaciones (bronce, latón).

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Figura 27: Ejemplo de corrosión Electrolítica o Galvánica.

2.

Mencione las aplicaciones a nivel industrial de la Electroquímica.

Aplicaciones Industriales

A). Celdas de Combustibles Son dispositivos electroquímicos cuyo concepto es similar al de una batería. Consiste en la producción de electricidad mediante el uso de químicos, que usualmente son hidrógeno oxígeno, donde el hidrógeno actúa como elemento combustible, y el oxígeno es obtenido directamente del aire. También son usados otros tipos de combustibles que contengan hidrógeno en su molécula, tales como el gas metano, metanol, etanol, gasolina, etc. Las celdas de combustibles son una de las tecnologías más prometedoras para generar energía de forma limpia y eficiente para aplicaciones domésticas, industriales y en vehículos.

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B). Pilas Es un formato industrializado y comercial de la Celda Galvánica. Convierte energía química en energía eléctrica por un proceso químico transitorio. C). Baterías Dispositivo que consta de varias Celdas Electroquímicas conectadas en serie o paralelo que pueden convertir la energía química almacenada en electricidad. Su composición se basa en una reacción química reversible y, por lo tanto, recargable. Posee múltiplos ciclos de vida.

Figura 28: Ejemplo de baterías en el uso industrial. D). Electrodos Un conductor eléctrico utilizado para hacer contacto con una parte no metálica de un circuito, por ejemplo un semiconductor, un electrolito, el vacío (en una válvula termoiónica), un gas (en una lámpara de neón), etc. E). Galvanizar Es un proceso electroquímico por el cual se puede cubrir un metal con otro. La función del galvanizado es proteger la superficie del metal sobre el cual se realiza dicho proceso.

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Más Ejemplos (El Cincado):

3.



La electrólisis de una solución salina que permite producir hipoclorito, este método se emplea para conseguir una cloración ecológica del agua de las piscinas.



Para proteger tuberías o tanques por lo cual se les denomina “galvanizados”, ya que están recubiertos con metales que evitan la acción corrosiva del aire y el agua.



Para la producción de hidrógeno con múltiples usos en la industria: como combustible, en soldaduras, etc.



También se utiliza para poner una capa de recubrimiento metálico en los automóviles.

¿Cuál es la finalidad del puente salino? ¿Qué tipo de sustancias se emplean en el puente salino?

 La finalidad del puente salino es conectar las semiceldas de oxidación y reducción dentro de una Celda Galvánica.  Generalmente se utilizan Yoduro de Potasio (Kl), Sulfato de Sodio (Na2SO4) o Nitrato de Potasio (KNO3). Para puentes salinos de papel filtro, se usa Cloruro de potasio (KCl) o Cloruro de Sodio (NaCl) 4.

Indique el sentido de desplazamiento de los electrones y de los iones en una electrólisis.

En los electrodos se da una transferencia de electrones entre ellos mismos y los propios iones, por lo cual, se producen nuevas sustancias. Los iones positivos ganan electrones del cátodo y los negativos, los ceden (e-) al ánodo.

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6. CONCLUSIONES ●

La Celda Galvánica está basada en la oxidación - reducción donde se produce un cambio en el número de oxidación de las sustancias, esta reacción produce un diferencial de potencia y de esta manera genera corriente eléctrica.

●

Los electrones deben fluir por el circuito externo desde el electrodo negativo al positivo. En el electrodo negativo se da lugar a la oxidación, mientras que la reducción se verifica en el electrodo positivo.

●

El uso del puente salino es imprescindible ya que conecta a las 2 soluciones, logrando evitando su mezcla y suprimiendo completamente el potencial de unión.

●

El electrodo negativo da lugar a la oxidación, mientras que la reducción se verifica en el electrodo positivo. Al sumar estas reacciones de oxidación y reducción, resulta la celda.

●

Se logró identificar la relación entre fenómenos eléctricos y químicos, además de la influencia de uno en el otro.

●

Se aprendió a instalar correctamente un voltímetro conectando ambos polos en el lugar indicado polo negativos y polo positivo (ánodo y cátodo respectivamente).

●

Se aprendió a construir una Celda Galvánica y una Electrolítica.

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BIBLIOGRAFIA

1.

Visual Avi. Qué Es Una Celda Electrolítica Y Como Está Formada. Recuperado: 23 de junio de 2019 de https://www.visualavi.com/una-celda-electrolitica-esta-formada/

2.

Lidia con la Química. Procesos Electrolíticos y Leyes de Faraday. Recuperado: 23 de junio de 2019 de https://lidiaconlaquimica.wordpress.com/tag/celda-electrolitica/

2.

SCRIBD. Aplicaciones Industriales de Electroquímica. Recuperado: 23 de junio de 2019 de https://es.scribd.com/document/347608437/Aplicaciones-Industrialesde-electroquimica

3.

SlideShare. ¿Qué es corrosión?. Recuperado: 26 de junio de 2019 de https://es.slideshare.net/ChivasFer/que-es-corrosin-19112039

4.

La Guía. Pila Galvánica. Recuperado: 26 de junio de 2019 de https://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/pila-galvanica

6.

Vecinadelpicasso. Pila Daniell. Recuperado: 26 de junio de 2019 de https://vecinadelpicasso.wordpress.com/2014/04/22/pila-daniell/

7.

EcuRed. John Frederic Daniell. Recuperado: 27 de junio de 2019 de https://www.ecured.cu/John_Frederic_Daniell

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