Práctica V. Celdas Electroquímicas

Laboratorio de Fisicoquímica

Práctica V. Celdas Electroquímicas

Camila Gutiérrez Sánchez ID:162846

Ivana Solis Vizcaino  ID:156626

Monica Vivian Samperio Galicia ID: 163715

Dra. Mercedes Bedolla Medrano

22 de Octubre de 2020

Introducción

En las celdas electroquímicas ocurren reacciones REDOX de oxidación y reducción tener los compuestos en electrolito y los electrodos para generar energía o para generar compuestos. Existen dos tipos de celdas electroquímicas, la galvánica y la electrolítica. En la celda galvánica ocurre una reacción espontánea que produce electricidad. Por otro lado, en la electrolítica se lleva a cabo una reacción no espontánea que requiere una corriente externa para que suceda la reacción química.

La primera celda electroquímica data a 1800, fabricada por Alessandro Volta, el cual uso lo que ahora conocemos como electrodos de zinc y cobre. Estos estaban separados por algodón con y una solución salina. Posteriormente, alrededor de 1836, John Frederic realizó lo mismo, pero separó los electrodos en celdas individuales, y las conectó usando un puente salino [1].

En esta práctica se llevarán a cabo una serie de pasos que simularán lo realizado pro-Volta y Frederic. Se armarán varias celdas con distintos metales y diferentes soluciones electrolíticas para conocer la actividad de los metales empleados en cada medio.  A partir de las celdas se determinará el potencial, las semireacciones y las reacciones globales que ocurren. Con base en los resultados obtenidos será posible ordenar la actividad de los metales utilizados.

Para esta práctica se planteó como pregunta de investigación la siguiente: ¿todas las celdas electroquímicas tienen la misma actividad? Tomando en consideración la respuesta anterior, ¿cuál es la celda más eficiente para generar suficiente energía y lograr encender un LED.

Las variables se pueden identificar de la siguiente manera, las dependientes serían el potencial de celda y por ende la actividad de los metales; y la independiente serían las celdas formadas usando diferentes combinaciones de electrodos y el medio en el que suceden las reacciones.

La electroquímica como área de estudio nos proporciona gran cantidad de aplicaciones en nuestro día a día. Podemos encontrar la electroquímica en la producción de baterías e inclusive sucede de manera natural en nuestro cuerpo. Su estudio nos aporta información útil para eficientizar y prolongar la vida de las baterías empleadas en aparatos electrónicos, pero de igual manera es una herramienta útil en la síntesis de ciertos nanomateriales.

Objetivos

·     Determinar las reacciones de semicelda.

·     Conocer la actividad de ciertos metales en celdas voltaicas.

·     Identificar el ánodo y el cátodo de las celdas armadas.

 Material y reactivos

• 1 barra de grafito
• 1 foco LED
• 1 multímetro
• 1 papel de filtro
• 1 papel de lija
• 1 pipeta graduada de 10 ml
• 1 piseta
• 1 probeta de 100 ml
• 1 propipeta
• 2 cables con caimanes
• 6 vasos de precipitado de 30 ml

• 25 ml de HCl 1 M
• 25 ml de NH4OH 6M
• 3 ml de CuSO4 0.5 M
• 3 ml de FeSO4 0.5 M
• 3 ml de MgSO4 0.5 M
• 3 ml de ZnSO4 0.5 M
• Tiras de cobre
• Tiras de hierro
• Tiras de magnesio
• Tiras de zinc

 Preparación de reactivos

[pic 1]

Para estas soluciones, y V= 3mL= 0.003 L[pic 2]

Es decir, para preparar 3 mL de solución de FeSO4 0.5 M se necesitan 0.22785 g de FeSO4.[pic 3]

Para preparar 3 mL de solución de ZnSO4 0.5 M se necesitan 0.2421 g de ZnSO4.[pic 4]

Para preparar 3 mL de solución de CuSO4 0.5 M se necesitan 0.2394 g de CuSO4.[pic 5]

Para preparar 3 mL de solución de MgSO4 0.5 M se necesitan 0.18045 g de MgSO4.[pic 6]

Metodología

[pic 7]

Resultados

Etapa 1

Tabla I. Información obtenida de la reacción de la celda electroquímica entre diferentes electrodos en un medio ácido.

La reacción global para Magnesio y cobre es la siguiente,

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