Quimica General 2

1. Escuela Superior Politécnica
Del Litoral
Tema:
Obtención del hidrogeno
Elaborado por:
Michael J. Rosales S
Paralelo:
1
Profesor:
Ing. Diego Muñoz
Fecha:
Guayaquil, Lunes 09 de Noviembre del 2015
Guayaquil-Ecuador

2. Objetivo:
Mediante una celda galvánica demostrar que se obtiene energía eléctrica a
partir de energía química en la reacción química que se produce en ella.
ObjetivosEspecíficos:
Aprender el cómo funciona una celda galvánica.
Aprender el uso adecuando de los equipamientos del laboratorio.
Obtener los conocimientos de acerca cómo funciona la conductividad
eléctrica a través del armado de una celda galvánica.
MarcoTeórico:
Muchas sustancias existentes, ya sean estos ácidos como bases, al
combinarlos con agua tienen una característica muy particular como es la
tendencia a conducir la electricidad, mientras que en estado puro no lo hacen.
Ecuación química.-
Este término se refiere a que usando formulas químicas tanto de los reactivos
como de los productos; representar una reacción química.
Cabe recalcar que una ecuación química balanceada contiene el mismo número
de átomos tanto en reactivos como en productos.
Reacción Química.-
Este término se refiere a los procesos en los cual una o más sustancias se
combinan o separan para formar nuevos compuestos.
Znº ( s ) + Cu+2 (ac ) → Zn2+ (ac ) + Cuº (s)
Oxidación: Znº (s) → Zn2+ (ac) + 2 e –
Reducción: Cu+2 (ac )+ 2 e - → Cuº (s)
Materiales, Reactivos y Equipos:
Materiales:
Puente salino.

3. Vasos de precipitación.
Electrodo de Zinc.
Electrodo de Cobre.
Electrodo de Hierro.
Electrodo de Estaño.
Reactivos:
Sulfato de zinc. ZnSO4 0.1 M
Sulfato de Hierro. FeSO4 0.1 M
Sulfato de Cobre. CuSO4 0.1 M
Ácido Clorhídrico. HCl 0.1 M
Equipo:
Voltímetro
Cable
Conexiones
Esquema:

4. Procedimiento:
1.-Formar pares entre el elemento y su sustancia electrolítica.
2.- Colocar la disolución de Sulfato de cobre [CuSO4] a 0.1 M en un vaso
precipitado e introducir en dicho vaso el electrodo de Cobre [Cu].
3.- Colocar la disolución de Sulfato de Zinc [ZnSO4] en un vaso precipitado e
introducir en dicho vaso el electrodo de Zn [Zn].
4.- Colocar la disolución de Sulfato de hierro [FeSO4] a 0.1 M en un vaso
precipitado e introducir en dicho vaso el electrodo de Hierro [Fe].
5.- Colocar la disolución de Sulfato de Estaño [SnSO4] a 0.1 M en un vaso
precipitado e introducir en dicho vaso el electrodo de Estaño [Sn]..
6.- Armar las celdas con los arreglos de:
Zinc-Hierro
Zinc-Estaño
Hierro-Cobre
Cobre-Estaño
7.- Tomar los datos del voltímetro obtenidos; elaborar y obtener los
resultados para llenar la tabla.

5. Cálculos:
𝑬 = [
𝑬𝑷𝒓𝒂𝒄𝒕𝒊𝒄𝒐
𝑬𝑻𝒆𝒐𝒓𝒊𝒄𝒐
] 𝒙𝟏𝟎𝟎%
𝐸 = [
0.90
1.10
]𝑥100% = 81.81%
𝐸 = [
0.40
0.32
]𝑥100% = 125%
𝐸 = [
0.70
0.62
]𝑥100% = 112.9%
𝐸 = [
0.51
0.78
]𝑥100% = 65.38%
𝐸 = [
0.25
0.48
]𝑥100% = 52.68%
𝑬 = 𝑬 + [
𝑹𝑻
𝒏𝑭
] 𝑳𝒏(𝑲)
𝐸 = 𝐸 + [
𝑅𝑇
𝑛𝐹
] 𝐿𝑛(1)
𝐸 = 𝐸 + 0 = 𝐸
𝑬 = 𝐄 𝐂𝐚𝐭𝐨𝐝𝐨 − 𝐄 𝐀𝐧𝐨𝐝𝐨
𝐸 = −0.34v − (−0.76v) = 1.10 v
𝐸 = −0.34v − (−0.44v) = 0.32 v
𝐸 = −0.34v − (−0.14v) = 0.62 v
𝐸 = −0.44v − (−0.76v) = 0.78v
𝐸 = −0.34v − (−0.76v) = 0.48 v

6. Tablade Datos e Resultados:
Símbolo de la Celda
Potencial
teórico de la
celda
Potencial
Experimental
de la celda
E=
𝑬𝑷𝒓𝒂𝒄𝒕𝒊𝒄𝒐
𝑬𝑻𝒆𝒐𝒓𝒊𝒄𝒐
𝒙𝟏𝟎𝟎%
(-)Zn(s)/Zn2+
(ac)(0.1M)//
Cu2+
(ac)(0.1M)/Cu(s)(+)
1.10 0.9 81.81%
(-)Zn(s)/Zn2+
(ac)(0.1M)//
Fe2+
(ac)(0.1M)/Fe(s)(+)
0.32 0.4 125%
(-)Zn(s)/Zn2+
(ac)(0.1M)//
Sn2+
(ac)(0.1M)/Sn(s)(+)
0.62 0.70 112.9%
(-)Fe(s)/Fe2+
(ac)(0.1M)//
Cu2+
(ac)(0.1M)/Cu(s)(+)
0.78 0.51 65.38%
(-)Sn(s)/Sn2+
(ac)(0.1M)//
Cu2+
(ac)(0.1M)/Cu(s)(+)
0.48 0.25 52.68%
Observaciones:
Durante la elaboración de la celda, pudimos observar de manera experimental
los siguientes puntos:
• La diferencia de potencial es de 0,9 V cuando debería ser 1.10 para
cuando la temperatura sea: T=25º
• En el electrodo de Zinc Zn vemos que el electrodo aumenta de peso
mientas que su concentración (De los iones de Zn2+
) aumenta cuando
entra en funcionamiento la celda.
• En el electrodo de Cobre Cu vemos que el electrodo aumenta de peso
mientas que su concentración (De los iones de Cu2+
) Disminuye cuando
entra en funcionamiento la celda.
Y así para todos los otros arreglos de pares de Electrodos.
Conclusiones:

7. Muchas sustancias existentes, ya sean estos ácidos como bases, al
combinarlos con agua tienen una característica muy particular como es la
tendencia a conducir la electricidad, mientras que en estado puro no lo hacen.
Las reacciones de oxidación y reducción son aquellas que implican una
transferencia electrónica, ocasionando un cambio en el número de oxidación
de los reactantes
Recomendaciones:
Cuando podrezcamos a realizar el análisis de las celdas, asegurarse de que
estén limpias y bien conectadas.
Durante la experimentación obtuvimos que los resultados obtenidos
experimentales era un poco distantes a los datos teóricos… Por lo dicho, se
es recomendable la manipulación adecuada de los instrumentos y materiales
a utilizar; además que se podía lijar un poco los metales porque en las
reacciones tienden a oxidarse dichos metales y al volverlos usar su
rendimiento será menor; y tener mucho cuidado de no contaminar las
soluciones.
La práctica fue nuevamente entretenida, aprendimos muchas cosas aún más
nuevas, lo que es una sustancia es completamente diferente a otra, a seguir
los procedimientos para obtener un producto, como saber cuándo utilizar un
instrumento en específico, entre otras muchas cosas.
Bibliografía:
http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Especial%3ABuscar&profile=def
ault&search=.....&fulltext=Search
http://blog.espol.edu.ec/dannpetroche/2010/11/07/informes-de-lab-de-
quimica-general-i/
https://www.google.com.ec/?gws_rd=ssl#q
Brown, LeMay, “Química. La ciencia central”. Editorial Prentice Hall
Hispanoamericana SA. 1998. duodécima edición.
CHANG, R. Principios Esenciales de Química General, Cuarta edición,
McGraw-Hill, Madrid, 2006.

8. Instituto de ciencias Químicas, “Manual de Practicas de Laboratorio De
Química General” España 1994