Labo Electroquimica unmsm


UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE
“SAN MARCOS”
Universidad del Perú, DECANA DE AMÉRICAFACULTAD DE INGENIERIA INDUSTRIAL
E.A.P. DE INGENIERÍA INDUSTRIAL
E.A.P. DE INGENIERIA TEXTIL Y CONFECCIONES

LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA B

TEMA:


PROFESOR: AníbalFigueroa Tauquino


Fecha de la práctica: 13/06/2013
Fecha de entrega (teórica): 20/06/2013
Fecha de entrega (real): 15/06/2013

Turno: Jueves 13:00 – 16:00 horas
Grupo: A-B


ÍNDICE



I.- Resumen 3
II.- Principios teóricos 4
III.- Procedimiento experimental 9
IV.- Tablas de datos y resultados 12
V.- Cálculos 14
VI.- Análisis y discusión de resultados… 17VII.- Conclusiones y recomendaciones . 18
VIII.- Apéndice 19
IX.-Bibliografía 23







I. RESUMEN

El experimento tuvo como objetivo el estudio de la ecuación de Nerst aplicada a la celda electrolítica Zn/Zn+2//Cu+2/Cu a diferentes concentraciones así como el estudio de la Ley de Faraday. Para esta experiencia se hizo uso de los siguientes reactivos: ZnSO4 0,1 M, CuSO4 0,1M,agar-agar, KCl, solución de NaOH 4N las cuales se encontraron a las siguientes condiciones de laboratorio: 756 mmHg, 21°C de temperatura y 93% de humedad relativa.
En el presente informe determinaremos la diferencia de potencial existente entre una celda galvánica constituida de soluciones de CuSO4 y ZnSO4 (pila de Daniel) a diferentes concentraciones molares, y a una temperatura de 25ºC. Estamedida de potencial la calcularemos experimentalmente usando un multímetro y electrodos de Zinc y Cobre (láminas metálicas delgadas) la cual compararemos con el resultado de la Ecuación de Nerst para el caso de las celdas galvánicas.
En esta primera parte de la experiencia preparamos soluciones de CuSO4 0,01M y 0,001M a partir de una solución 0,1M. De esta forma se obtuvo 3 pares de celdas dediferentes concentraciones (el ZnSO4 0,1M se utilizó para las 3 concentraciones de CuSO4). Al medir los potenciales con el multímetro arrojo los siguientes resultados experimentales: 1,086v, 1,067v, 1,034v y al comparar con la Ecuación De Nerst, se obtuvieron los siguientes porcentajes de error: 1.27%, 0.28%, 0.58%.
En la segunda parte de la práctica comprobamos la Ley de Faraday, en una solución deNaOH introducimos dos electrodos de grafito, conectados directamente a la batería y uno de ellos además al equipo conteniendo agua. Luego de realizar el experimento con la Ley de Faraday obtuvimos un promedio de tiempo de 510 s produciendo 20 ml de H2 que en masa es de 1.6484*10-3 g experimentalmente, pero según el medio la masa teórica seria 0.00165 g, obteniendo un % error de 48.0164%.
Porúltimo tenemos que la diferencia de potencial varía de forma directa con la concentración y que la masa desprendida en un electrodo de una solución es proporcional a la cantidad de electricidad que está pasando. También se recomienda lavar bien los instrumentos a utilizar para así evitar variaciones en las concentraciones o quitarle pureza a las sustancias.


II. PRINCIPIOS TEÓRICOS

El conceptode Electroquímica implica transformaciones que requieren la presencia de electrodos. Dos electrodos sumergidos en un electrólito y unidos externamente por un conductor metálico forman lo que se conoce como celda electroquímica. Si en la celda ocurre una reacción química que da lugar a una corriente eléctrica, se llama pila o celda galvánica. Si por el contrario, una corriente externa da lugar a...