Informe De Dureza De Aguas

PRACTICA NUMERO 10: ELABORACION DE CELDAS ELECTROQUIMICAS

PRESENTADO POR: LUIS DAVID CERON Y ANDRES FELIPE MURCIA

PRESENTADO A: CLARA INES HURTADO

1. RESUMEN

En el laboratorio de celdas realizamos la celda galvánica y la electrolítica. La primera celda que se hizo fue la galvánica la cual la realizamos con dos electrodos uno de Zinc (19.1270) y otro de cobre (12.5915). posteriormente en un vaso de precipitado adicionamos solución de sulfato de cobre II (20mL) a continuación con un par de pinzas de caimán tomaremos los electrodos y los sumergiremos ya estando conectados una bateria Y lo dejamos durante 60 segundos. Seguidamente pesamos dos vidrios reloj y depositamos los electrodos sobre ellos. Los dejamos en un horno a 100 grados centígrados par q se secara.

Para la otra celda tomamos dos vasos de precipitado a los cuales les echamos solución de nitrato de cobre y solución de sulfato de zinc respectivamente. Los unimos con un puente salino posterior mente con un par de panzas caimán conectadas a un voltímetro introdujimos los electrodos en las respectivas soluciones.

2. DATOS

2.1 Tabla para el cobre depositado en las celdas

Cobre + vidrio reloj (g) Masa del cobre antes del secado (g) Masa del cobre después del secado (g)

12,5915 13,0634 13,0264

2.2 Tabla para el Zinc depositado en las celdas

Zinc + vidrio reloj (g) Masa del Zinc antes del secado (g) Masa del Zinc después del secado (g)

19,127 21,5308 21,4942

2.3 voltaje medido en la celda electrolítica

-0,9 V -900 mV

3. CALCULOS Y RESULTADOS

3.1 Escriba las representaciones de las celdas según la IUPAQ

Celda galvánica:

Zn (s) | CuSO4 (1.00 M| Cu (s)

Celda electrolítica

Zn (s) |ZnSO4 (1.0 M) ||Cu (NO3)2 (1.0 M)|Cu (s)

3.2 Realice las Semi reacciones

Celda galvánica

Cu0 Cu2++ 2e

Zn2++ 2e Zn0

Celda electrolica

Zn0 Zn2+ + 2e

Cu2++ 2e Cu0

3.3 calcule la fuerza electromotriz de cada celda electroquímica

E Zn: Eº Zn – 0.05916 log 1 = - 0.760 V

2 [Zn2+]

E Cu: Eº Cu – 0.05916 log 1 = 0.340 V

2 [Cu2+]

Zn2+ + 2e + 2e0 - 0.760 V

Cu2++ 2e Cu0 0.340 V

E celda: [0.340 – (- 0.760)] = 1.10 V celda galvánica

E celda: [– 0.760 - 0.340] = 1.10 V celda electrolítica

3.4 determine el %e en la celda electroquímica

% error= |1.10 – 0.9| x 100 = 18.18%

1.10

8.5 determine el peso del metal electro-depositado

Cobre: 13,0264 – 13,0634= - 0.037 g

Zinc: 21.5308 – 21.492 = 0.0366

4. ANALISIS

Las celdas electroquímicas, realizan procesos de óxido reducción, teniendo en cuenta que el agente oxidante (en este caso el Zinc en la celda galvánica, está separado del agente reductor en este caso el cobre). En el caso de la celda electrolítica, se usa un puente salino que los une y éste es necesario para mantener unido el conducto eléctrico éntrelas dos celdas que se encuentran separadas, también impide que los electrodos de cobre y zinc reaccionen directamente entre si. De esta manera se consigue una celda electrolítica con la doble función de la reducción (el catodo se reduce) y la de oxidación (el anodo se oxida). Los voltímetros juegan un papel importante en las celdas electroquímicas ya que tienen la capacidad de medir el potencial que produce cada metal depositado en una celda. Como ya se había mencionado anteriormente, existen dos tipos de celdas electrolíticas.

La celda Galvánica o voltaica, su nombre se debe a que este tipo de celdas tienen la capacidad de almacenar energía, los metales que representaran al catodo y al anodo, se encuentran depositados en el mismo recipiente, y producen un flujo de energía desde el catodo hasta el anodo, generando una reacción espontánea (un voltaje positivo).

También se pueden encontrar celdas electrolíticas a diferencia de las galvánicas, para que estas celdas funcionen, necesariamente necesitan una fuente de energía externa como una batería. Otra importante diferencia de la celda galvanica con la electrolítica, es que en esta celda si se invienten las dirección de la corriente del catodo y/o del anodo, se puede obtener una reacción espontánea o no espontanea (con un voltaje negativo).

El porcentaje de error, en esta ocasión resulto por debajo del 20% se podría decir que es un error muy mínimo. Esto se debe a que en esta práctica la medida del voltaje fue casi cercana al valor teórico tabulado, el voltaje se determina según la concentración del nitrato de cobre y los metales que fueron depositados en el mismo vaso. Las masas de los materiales electro depositados, fueron muy similares, al tener masas netamente iguales, podemos decir que hay igualdad de transferencia de electrones tanto del catodo, como del anodo.

5. PREGUNTAS COMPLEMENTARIAS

5.1 Defina:

• ELECTRODO: Un electrodo es un conductor eléctrico utilizado para hacer contacto con una parte no metálica de un circuito, por ejemplo un semiconductor, un electrolito, el vacío (en una válvula termoiónica), un gas (en una lámpara de neón), etc.

• INTERFASE: Es la región del espacio comprendida entre el seno de dos fases y en la que las propiedades físicas y químicas varían desde las correspondientes al seno de una fase a las características de las de la otra fase.

• ELECTRODO DE REFERENCIA: Es un electrodo que tiene un potencial de equilibrio estable y conocido. Es utilizado para medir el potencial contra otros electrodos en una celda electroquímica. El potencial de unión líquida en estos electrodos es minimizado por el uso de altas concentraciones de cloruro de potasio

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