Laboratorio Celdas Galvanicas y Electroliticas

OBJETIVOS

Estudiar los factores que influencian la generación de energía eléctrica por medio de una celda galvánica.

Estudiar los factores que influencian la purificación de metales por electrólisis.

APARATOS Y REACTIVOS

Balanza digital
Vasos de precipitado de 250 mL
Milivoltímetro
1 Pila Alcalina de 1,5V

Sulfato de cobre (II) 0,5M
Nitrato de zinc 0,5 M
Lámina de cobreLámina de zinc
Cloruro de sodio saturada
Papel toalla

Nota: Sulfato de cobre (II) en la forma de CuSO4 tiene PM=159,6 g/mol
Sulfato de zinc en la forma de Zn (NO3)2 tiene PM=189,4 g/mol

PARTE EXPERIMENTAL

Procedimiento

Medición de la FEM de una celda galvánica.

Coloque 50 mL de disolución de sulfato de cobre (II) 0,5M en un vaso de precipitado de 250 mL e introduzca una lámina decobre (electrodo de cobre) en la disolución.

Coloque 50 mL de disolución de nitrato de zinc 0,5M en un segundo vaso de precipitado de 250 mL e introduzca una lámina de zinc (electrodo de zinc) en la disolución.

Conecte los cables del voltímetro a los electrodos de cobre y zinc y mida el voltaje generado.

Prepare un papel toalla enrollado mojado con disolución saturada de cloruro desodio e introduzca sus dos extremos en las disoluciones de electrolitos de cobre y zinc. Mida nuevamente el voltaje generado.

Compare el voltaje medido anteriormente con el voltaje calculado por medio de la ecuación de Nernst y explique las observaciones realizadas.

Desarrollo
Tenemos la reacción siguiente:
Cu2+ (ac) + Zn (s)  Cu (s) + Zn2+ (ac)
Se realiza espontáneamente en un vaso dondese introduce zinc sólido en una disolución acuosa de sulfato o nitrato de cobre. Se observa que:
El Zn se oxida (pierde electrones) y el Cu2+ se reduce (los gana).
Lo que hicimos es que las reacciones de oxidación y reducción se produzcan en recipientes separados (semiceldas), y las conectamos entre sí para que los electrones perdidos en la oxidación del Zn circulen por el exterior y sean losque producen la reducción del Cu2+ a Cu, tendremos una pila, puesto que la circulación de electrones es precisamente la corriente eléctrica.
Tipos de electrodos:
Se llama así a cada barra metálica sumergida en una disolución del mismo metal. En una pila hay dos electrodos:
Ánodo: Se lleva a cabo la oxidación (allí van los aniones). En el ejemplo sería el electrodo de Zn.
Cátodo: Se lleva acabo la reducción (allí van los cationes). En el ejemplo sería el electrodo de Cu.

Antes de crear el puente salino entre los 2 vasos, se conectan los cables del voltímetro a los electrodos de cobre y zinc y el voltaje generado es cero, esto se debe a que no existe aún el puente salino, por el cual se generaría la transferencia.
Una vez se introduce el papel de toalla empapado en disoluciónsaturada de cloruro de sodio en las disoluciones de electrolitos de cobre y zinc, creando de esta forma un puente salino, se vuelve a medir el voltaje y arroja 0,69 V.
Esta experiencia, nos presenta la llamada pila de Daniell, y consiste es que haya una corriente continua (unidireccional) entre los electrodos, esta corriente se produce gracias a la oxidación del zinc y la reducción del cobre (cadavez que se oxida un zinc, un cobre se reduce). El puente iónico permite que haya un equilibrio en los iones para que la pila siga funcionando.
Por otro lado, mientras la masa del cobre aumenta gracias a que se unen a ella átomos de cobre; la otra disminuye (Zn), debido a que el Zn se va convirtiendo en Zn2+ formando sulfato de zinc y por ende, perdiendo masa.
Finalmente podemos inferir en que,de acuerdo a la teoría, el puente iónico permite alcanzar un equilibrio iónico y mantenerlo es vital para que las polaridades de las pilas no se alteren y en consecuencia no se altere su funcionamiento.
Se supone que la pila realizada da una diferencia de potencial de 1,1 V, a 25°C, 1 atm de presión y concentración 1M, como ninguna de las condiciones se cumple, se debe aplicar La ley de Nerst...