Trabajo Infrome

PRÁCTICA Nº 7

CELDAS VOLTAICAS

I. OBJETIVOS

- Preparar celdas electroquímicas y medir cuantitativamente algunos sistemas espontáneos de oxidación - reducción.

- Conocer el sistema químico de una pila y estar en condiciones de identificar los electrodos para el cálculo de potenciales estándar.

I. PRINCIPIOS TEÓRICOS:

La electroquímica es la rama de la química que estudia los procesos químicos producidos por el paso de la corriente eléctrica y la producción de la energía eléctrica por reacción química.

La corriente eléctrica viene a ser el flujo de electrones desde un punto hacia otro. Los dispositivos experimentales que generan electricidad mediante una reacción redox espontánea se denominan celdas voltaicas o galvánicas.

El material por el cual fluyen los electrones se denomina conductor, pudiendo ser de 2 tipos: conductores electrónicos o metálicos y conductores electrolíticos. La conducción tiene lugar por la migración directa de los electrones a través del conductor, bajo la influencia de un potencial aplicado.

Al conectar dos electrodos o semipilas a través de sus disoluciones y enlazados por un puente salino, se forma una pila galvánica cuya fuerza electromotriz, es igual a la diferencia de potenciales de sus electrodos. Las reacciones se efectúan en electrodos separados. Los electrones circulan por el circuito externo que se completa con un voltímetro.

Las celdas galvánicas o también llamadas celdas voltaicas o electroquímicas, son dispositivos experimentales que generan electricidad mediante una reacción redox espontánea. Esto es un sistema compuesto de uno o varios metales que en contacto con soluciones electrolíticas producen reacciones de oxidación-reducción.

Al funcionar la celda, tiene lugar en el electrodo positivo una reacción electroquímica de reducción y en el electrodo negativo un proceso de oxidación, dichas semirreacciones, corresponden a la reacción total de oxidación - reducción que se verifica en la pila.

Un ejemplo clásico de una celda electroquímica es la Celda de Daniels, que está conformada por dos electrodos: Cobre y Zinc. El electrodo de cobre está sumergido en una solución de sulfato de cobre y el electrodo de zinc en una solución de sulfato de zinc. Para el cierre del circuito se utiliza un puente salino, que también permite una mayor movilidad de los iones a través del sistema.

Este puente salino que viene a ser un tubo en U invertido, contiene una solución de cloruro de potasio y los orificios son cubiertos con un pedazo de algodón para evitar que se vacíe el tubo invertido.

Si además ambas soluciones se conectan mediante un voltímetro su lectura reportará 1,10 V, esto debido a que el potencial de oxidación del Zn++ es 0,763 V y el del Cu++ es de –0,337 V, por lo tanto el cinc (de mayor potencial) le cede electrones al cobre (de menor potencial).

Las reacciones químicas que se producen son:

Electrodo de Zn: Znº (s)  Zn+2 (ac) + 2 e-

Electrodo de Cu: Cu+2 (ac) + 2 e-  Cuº (s)

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Reacción total: Cu+2 (ac) + Znº (s)  Cuº (s) + Zn+2 (ac)

Como se observa el zinc actúa como agente reductor y el cobre como agente oxidante. Los potenciales estándar de oxidación-reducción son los que determinan la naturaleza electroquímica de los electrodos. Cuanto más positivo es el potencial redox, mayor poder oxidante y cuanto

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