Electroquimica

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS
(UNIVERSIDAD DEL PERÚ, DECANA DE AMÉRICA)


FACULTAD DE QUÍMICA, INGENIERÍA QUÍMICA E INGENIERÍA AGROINDUSTRIAL


ESCUELA ACADÉMICO PROFESIONAL DE INGENIERÍA QUÍMICA



DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE FISICOQUÍMICA















Curso : Laboratorio de Fisicoquímica II

Tema : “Electroquímica”


Profesor : Ing. AlejandroYarango Rojas.

Integrantes : Rodríguez Bañares, Liliana. 01111101
Villanueva Barrutia, Gerardo. 06070128

Fecha de realización : 03 / 06 / 08

Fecha de entrega : 11 / 06 / 08



Ciudad Universitaria, junio de 2008


LIMA – PERÚ


TABLA DE CONTENIDO





I Resumen 1

II Introducción 2

III Principios Teóricos 3

IV Procedimientoexperimental 7

V Tablas de datos y resultados 9

VI Ejemplo de cálculos 11

VII Análisis y discusión de resultados 14

VIII Conclusiones 15

IX Recomendaciones 16

X Bibliografía 17

XI Apéndice: Cuestionario 18

Figuras 20

















RESUMEN


Esta experiencia tuvo como objetivo estudiar dos tipos de celdas, la electrolítica y lagalvánica, en la primera se requiere de intensidad de corriente para generar una reacción química, usándose ésta en la electrólisis del agua. El segundo tipo de celda es generadora de energía, en este caso, se utilizó un sistema formado por dos electrodos, uno de Zn y otro de Cu, además de una solución de ZnSO4 y tres soluciones de CuSO4 a diferentes concentraciones, tomando éstas a 25º C.En la primera parte de esta experiencia se utilizó un electrodo de cobre y otro de zinc, ambos sumergidos en soluciones de sus respectivos sulfatos, en un vaso se colocó 200ml de solución de ZnSO4 0.10M y en otro 200ml de solución CuSO4 0.10M, lo unimos mediante un puente salino que consistió en un tubo en U que contenía un gel formado por una solución saturada de KCl a la que se le adicionóagar-agar, para finalmente medir el voltaje producido, el mismo que fue 1.090V. Lo anterior se repitió para las soluciones: CuSO4 0.01M - ZnSO4 0.1M (voltaje producido: 1.079V) y CuSO4 0.001M - ZnSO4 0.1M (voltaje producido: 1.051V)

Usando la ecuación de Nernst, considerando las concentraciones de los sulfatos obtuvimos: CuSO4 0.1M ( E = 1.100 V, CuSO4 (0.01M) ( E = 1.070 V, CuSO4(0.001M) ( E = 1.041 V, comparados con los valores experimentales, el % de error fue: 0.91%, 0.84% y 0.94% respectivamente.

Considerando las actividades para los pares de soluciones, obtuvimos: CuSO4 0.1M ( E = 1.101 V, CuSO4 (0.01M) ( E = 1.083 V, CuSO4 (0.001M) ( E = 1.061 V, comparados con los valores experimentales, el % de error fue: 1.0 %, 0.37 % y 0.94 % respectivamente.En la segunda parte empleamos una solución de NaOH 4N, en la cual colocamos los electrodos de grafito, por el cátodo se observó desprendimiento de H2 gaseoso. La cantidad de masa de hidrógeno teórico desprendido se calculó mediante la ecuación del gas ideal, dicha masa fue de 0.00164g, al compararla con la masa experimental que fue de 0.00169g, obtenida con la ley de Faraday, con una intensidad de0.3A y 545seg, se obtuvo un error del 3.05 %.

Se puede concluir entonces que los valores del potencial de celda disminuyen a medida que la concentración de unos de los iones disminuye, por lo tanto se puede decir que el potencial de una celda será directamente proporcional a la concentración de sus iones.

Se recomienda diluir de la forma más exacta las soluciones electrolíticasy verificar la temperatura, también tener mucho cuidado cuando se esta efectuando el desprendimiento de hidrógeno, al igualar la presión en la pera y la bureta.






INTRODUCCIÓN
La electroquímica es la parte de la Química que estudia e interpreta la generación de una corriente eléctrica provocada por una reacción química (pilas), y el proceso inverso, la reacción generada por...