electroquímica

FACULTAD DE INGENIERÍA
LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL II


PRÁCTICA No. 8

ELECTROQUIMICA


OBJETIVOS

Llevar a cabo la construcción de una celda electroquímica como un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una reacción redox espontánea.
Observar como los voltajes de las celdas están relacionados a la concentración de las disoluciones en las semiceldas.ANALISIS DE RESULTADOS
En el primer montaje donde las semiceldas de Cu y Zn están sumergidas en agua, se supone que esta debía ser el puente salino entre estas pero no logra serlo, y por lo tanto la celda no funciona (ausencia de puente), es decir que el voltaje es 0.

En el segundo montaje de celdas electroquímicas con semiceldas de Zn en ZnSO4 y Cu en CuN2O6 3H2O por cálculos teóricosdebería dar V=1,10 ya que
Ec = ECu – EZn pues el Cu es el que se reduce (cátodo):

Cu2+(ac)+ 2e-  Cu (s)
y el Zn el que se oxida (ánodo):

Zn(s) Zn2+(ac) + 2e-
Entonces: Ec= 0,34v – (-0,763)= 1,10V, en este caso nos dio 1,07 este error puede justificarse seguramente por la concentración, ya que esta afecta el potencial estándar.
En el tercer montaje de celdas electroquímicas el puentesalino es el mismo, pero ya no se tiene Cu sino Fe en una semicelda de FeSO4, y se encontró que el ánodo sigue siendo el Zn por su potencial de celda (-0,76) ya que es menos positivo que el de Fe (-0,44) que reduce así:
Fe2+ (ac) +2 e-  Fe (s)
En esta práctica el voltaje dio como resultado 0,46 donde el error en la concentración afecto el resultado pues teóricamente debióhaber dado un resultado menor:
Ec= EFe - EZn
Ec=- 0,44 – (-0,76)
Ec= 0,32V

En el cuarto montaje donde se utilizo la semicelda de Fe en FeSO4 y la otra semicelda Cu en CuN2O6 H2O, esto sumergido en una solución de KNO3, Siendo este el puente salino.
En este caso el agente oxidante (cátodo) es el de mayor potencial, es decir Cu (0,34) y el agente reductor, es decir el que se oxida es el Fe(-0,44) que actúa como ánodo en las celdas.
En la práctica obtuvimos un Ec= 0,64 y teóricamente obtuvimos un número mayor:
Ec= ECu -EFe
Ec= 0,34 – (-0,44)
Ec= 0,78V
En donde el resultado se ve afectado por la concentración, ya que la preparación no fue precisa.
En el quinto montaje de celdas, el Zn estaba introducido en la semicelda de ZnSO4 mientras que el Fe fue introducido en lasemicelda de CuN2O6 . 3H2O, estas a su vez sumergidas en KNO3, el Fe comienza a reaccionar y tranfiere sus electrones al Cu+2. Y se hacen dos procesos redox en donde el potencial baja, es decir el Cu se ve distraido por la intervención del hierro.
Según Brown (pag.786) Cualquiera que sea el medio que se emplee para permitir la migración de iones entre las medias celdas, los aniones siempre emigran haciael ánodo y los cationes hacia el cátodo. De hecho no habrá un flujo electrónico mensurable entre los electrodos a menos que provea un medio para que los iones se desplacen a través de la disolución, de un compartimiento de electrodo a otro, con lo cual se completa el circuito. Es decir que no es en mucho en lo que afecta este potencial, 0.64.
En el sexto montaje, donde el Zn sigue siendo el quese oxida en el ánodo ZnSO4 y el Cu no tiene semicelda, estos están sumergidos en KNO3.
En este caso el proceso de las celdas es intervenido pero no muy fuerte ya que, a medida que el Zn metálico se oxida en el ánodo, los electrones fluyen a lo largo del circuito externo hasta el cátodo, pero en este caso no hay (semicelda CuN2O6 .3H2O), por lo tanto no son consumidos por el Cu+2, análogamente alreducirse el Cu+2 en el cátodo (no hay) quita carga positiva a la solución y deja un exceso de carga negativa.
En esta práctica obtuvimos un Ec= 1,02, teniendo en cuenta el error en las concentraciones.
En el séptimo montaje, en el cual solo había Zn metálico y Cu metálico sumergidos en KNO3, es decir no habían semiceldas el Ec daba negativo, esto quiere decir que la reacción no era...