1) Se construyó una celda galvánica con soluciones de ZnSO4 y CuSO4, variando la concentración de CuSO4. Al disminuir la concentración de CuSO4, disminuyó el potencial de la celda. 2) Al introducir zinc en CuSO4, se formó cobre metálico sobre el zinc, desplazando los iones de cobre. 3) La relación entre la concentración y el potencial experimental fue lineal, aunque hubo pequeños errores por condiciones no ideales en el laboratorio.

1. Celda galvánica de cobre y zinc
Sebastián Tovar Molina*(1235115), Christian Rojas De La Cruz*(1240148), Cristian Daniel Bernal
Piamba* (1244682)
sebastovarm@gmail.com, christian_rojas_21@hotmail.com, cristian.bernal@correounivalle.edu.co
Departamento de Química*, Facultad de Ciencias, Universidad del Valle.
Fecha de Realización:28 deMayo de 2013.
Fecha de Entrega: 11 de Junio de 2013.
Resumen
Se preparó una celda galvánica en la que consistía en un electrodo negativo (ánodo) de zinc metálico
sumergida en una solución de ZnSO4 y un electrodo positivo (cátodo) de cobre sumergida en una solución
de CuSO4 con el fin de determinar su potencial de celda obteniendo como resultado 1.090 V en donde las
dos soluciones fueron de 10.0 mL a 1.0M; procediendo de la misma forma se construyeron cuatro celdas
más en la que se variaba la concentración de CuSO 4 dichas concentraciones fueron 0.1M, 0.01M, 0.001M,
0.0001M y sus potenciales de celda fueron 1.070V, 1.065V, 1.048V y 0.094V respectivamente. También se
determinó la reacción que ocurrió al introducir una granalla de zinc en una solución de CuSO 4 y al sumergir
una lámina de cobre en una solución de ZnSO 4, donde el zinc de la granalla desplazó al cobre de la solución
de CuSO4 pero no ocurrió lo mismo con la lámina de cobre en la solución de ZnSO 4
Palabras clave:Celda galvánica; Ánodo;Cátodo;Puente salino;Voltaje.
1.Objetivos
de la lámina de cobre en la solución de
ZnSO4.
Analizar y determinar la zona del electrodo
donde ocurre la coloración violeta pardo.
General
Construir una celda galvánica con las
soluciones
ZnSO4(ac)yCuSO4(ac)
para
conocer el efecto del cambio de las
concentraciones sobre el valor de su
potencial.
2. Introducción
El objetivo de la práctica es medir el potencial
de la celda galvánica de Zinc y Cobre
dependiendo de la concentración de una
solución de CuSO4, para cada prueba se va
cambiando
a
una
solución
menos
concentrada. La celda galvánica es un
dispositivo experimental por el cual se puede
generar electricidad mediante una reacción
química , está conformada por 2 vasos de
Específicos
A través de la ecuación de Nerntsdeterminar
los potenciales teóricos para ser comparados
con los obtenidos experimentalmente.
Analizar la degradación de la granalla de zinc
en la solución de CuSO4 y el acontecimiento
1

2. precipitados con ZnSO4 y CuSO4 en cada
uno, un puente salino, una lámina de cobre
sumergida en la solución de CuSO4 que
funcionaba como cátodo y una lámina de zinc
en la solución de ZnSO4 que funcionaba como
ánodo [3], al final se colocan las láminas de
zinc y cobre en un papel filtro humedecido
con 0.5 M de KI y gotas de almidón, uno de
los terminales se tiñe de azul. Luego se
analiza la relación entre la concentración de la
solución con el voltaje y la formación del
complejo de cobre en el papel filtro.
Finalmente se conectó los terminales de los
cables del voltímetro a un pedazo de papel
filtro humedecido con solución KI/almidón
0.5M en KI sumergido en las soluciones
ZnSO4 1.0M y CuSO4 1.0M con el fin de
observar en qué terminal del papel se había
teñido de color violeta pardo.
4. Datos y Cálculos
Los datos obtenidos en la determinaciónde
lospotenciales de las distintas celdas usadas
en la prácticateniendo como constante la
concentración de la solución ZnSO4 1.0 M se
observan en la siguiente tabla.
3. Metodología experimental.
Se construyó una Celda galvánica en la cual
las soluciones de ZnSO4(ac) y CuSO4(ac) se
depositaron en vasos de precipitadoscon
volúmenes de 10.0 mL cada uno medidos
mediante una pipeta volumétrica de 10.0 mL
con precisión ±0.02mL como se muestra en la
figura 1.
Tabla 1. Concentraciones de CuSO4 (ac) vs
potenciales
de
la
celda
hallados
experimentalmente.
Concentración de
CuSO4 (ac) (M)
1.0
0.1
0.01
0.001
0.0001
Potencial experimental
(V)
1.090
1.070
1.065
1.048
0.094
Para comparar los potenciales teóricos con
los medidos experimentalmente se debe
hacer uso de la ecuación de Nernst, la cual es
la siguiente.
Figura 1. Celda galvánica de cobre-zinc con
soluciones de ZnSO4 y CuSO4.
Inicialmente se tomó el potencial de la celda
galvánicamediante el voltímetro para las
soluciones de ZnSO4 (ac) y CuSO4 (ac) con
concentraciones de 1.0 M cada una. Este
procedimiento
se
repitió
para
las
concentraciones de 0.1M, 0.01M, 0.001M,
0.0001M de la solución CuSO4 trabajando
con la solución ZnSO4 1.0M para cada una
de estas diferentes concentraciones.
Posteriormente se introdujo una lámina de
cobre en la solución de ZnSO41.0M y una
granalla de zinc en la solución de CuSO41.0M
con el fin de observar los cambios que se
presentarían.
Ecuación 1. Ecuación de Nernts
Donde n= 2 electrones y E°= 1.10 V, estos se
consideran como constantes. Además no se
tiene en cuenta el cobre y el zinc sólidos
puestos que no intervienen en la reacción ya
que sonespecies puras (muy estables) y
novarían durante la reacción.
El potencial estándar de la celda para 1.0 M
de CuSO4 (ac) y 1.0 M ZnSO4 (ac) según la
anterior ecuación es:
2

3. Para mirar el comportamiento grafico
delpotencial de la celda tanto experimental
como el teórico se graficó por medio de la
ecuación de Nernstla relación del potencial de
la celda (V) versus Logaritmo de la
concentración [Zn+2]/ [Cu+2].
Por consiguiente 1.10 V es el potencial de la
celda teórica cuando la concentración de
CuSO4(ac)es de 1.0 M. Para analizar el
porcentaje de error del potencial dela celda
medido experimentalmente conrespecto al
potencial teórico se utilizó laecuación 2.
+2
En base a la ecuación 2 se tiene que el
porcentaje de error para la concentración 1.0
M es:
5. Resultados y discusión
Para la preparación de la celda galvánica se
obtiene energía eléctrica a partir de una
reacción redox espontanea, cuando se vertió
10.0mL de las soluciones de ZnSO4 1.0M y
CuSO4 1.0M, cada una en un vaso de
precipitados, unidas por medio de un puente
salino que contenía una solución de KCl. En
el ánodo (electrodo negativo) que era la
lámina formada por zinc ocurrió el proceso de
oxidación como se ve en la semireacción 1 y
en el cátodo (electrodo positivo) que era la
lámina formada por cobre ocurrió el proceso
de reducción como se ve en la semireacción
2.
A cada una de las diferentesconcentraciones
de CuSO4(ac) se determinó el potencial de la
celda teórico y luego se comparó con el
potencialexperimental para determinar el error
porcentual como se hizo anteriormente, los
datos se muestran en la tabla 2.
Tabla 2. Potencial teórico según la variación de
+2
concentración Cu y error porcentual.
+2
[Cu ]M
Potencial teórico
(V)
1.0
0.1
0.01
0.001
0.0001
1.10
1.070
1.041
1.011
0.982
+2
Gráfica 1. Potencial vs logaritmo ([Zn ]/ [Cu ])
para valores experimentales y teóricos.
Ecuación 2. Error porcentual.
Semireaccion 1. Semireacción de oxidación del
Zinc.
Porcentaje
de error
(%)
0.91
0.00
2.33
3.64
90.42
Semireaccion 2. Semireacción de reducción del
+2
Cu .
Esto
también
se
puede
apreciar
cuantitativamente porque el electrodo que se
reduce es el que tiene mayor potencial de
3

4. reducción en este caso el electrodo de Cu
que tiene un potencial de reducción de
0.34voltios a diferencia del electrodo de Zn
con potencial de reducción de -0.76voltios.
pendiente del potencial experimental que
correspondió a -0.2013, los valores negativos
indican que la gráfica es decreciente, es decir
que a medida que la concentración disminuye
ocurre lo mismo con el potencial.
Según la ecuación 1 y lo establecido
anteriormente la pendiente corresponde a0.0592/2por lo cual las pendientescalculadas
anteriormente deben ser muycercanas al
valor de -0.0296, si se observa lapendiente
del valor teórico correspondeal mismo valor
por lo tanto si existe unarelación lineal como
se mencionóanteriormente, en cambio la
pendientedel valor experimental es cercano
alvalor real de la pendiente esto se debe ala
dispersión de los datos de potencial yel error
porcentual calculadoanteriormenteestoocurre
porque en el laboratorio se hantomado estas
medidas a condicionesdiferentes de las
estándar, lo cual causaque un valor cambie
ya sea de formapositiva o negativa.Además
de que es imposibletomar una medida exacta
ya que el potencial también varía por el
tiempoenel que las láminas están sumergidas
(desgaste del electrodo) [3]. El error
porcentual del potencial de lacelda obtenido
experimentalmente los cuales son muy
pequeñoscomparadas con el valor de la celda
teórica pueden ser sistemáticosrelacionado
con la incertidumbre deescala del voltímetro
la cual es 1% es decir (±0.01) V, también hay
errores por el aumento en la resistencia en
loscircuitos
cuando
no
hay
buen
contactoeléctrico.
Los
cambios
de
temperaturacausan
variaciones
en
las
resistencias ylas fuentes de voltaje comunes.
Teniendo encuenta estos factores se puede
decir queson comprensibles los errores
obtenidos.
Cuando se introdujo la lámina de zinc en la
solución de CuSO4estainmediatamente se
cubrió de una capade color negro, la cual era
cobremetálico; esto ocurre porque los
cationes
de
Cu2+presentes
en
la
soluciónreacciona
con
el
Zn
solido
transfiriendo los electrones del Zn al Cu, al
ocurrir estoel cobre se solidifica y forma la
capa negra que cubre al Zn debido
atracciones
electrostáticas
y
al
constanteintercambio eléctrico entre las
dosespecies, debido a que el zinc es
Reacción 3. Reacción redox de Cu y Zn.
Esta es una reacción de óxido reducción
como se dijo anteriormente en la cual hay
transferencia electrónicaentre los reactivos,
dando lugar a uncambio en los estados de
oxidación delos mismos con respecto a los
productosdonde el Zn actúa como agente
reductor debido a que aumenta su estado
deoxidación es decir, se oxida ya que pasade
Zn0a Zn2+y el cobre actúa comoagente
oxidante debido a que disminuyesu estado de
oxidación es decir, se reduce ya que pasa de
Cu2+ a Cu0.
El potencial medido es el trabajo máximoque
la celda puede realizar o la cantidadde
energía eléctrica que se puede tener de la
reacción [3].
Este mismo procedimiento se realizó variando
la concentración de la solución de CuSO4,
para las concentraciones 0.1M, 0.01M,
0.001M y 0.0001M, por lo que se puede decir
que al disminuir la concentración de CuSO4
como resultado de esto el potencial de la
celda también disminuye como se observa en
tabla 1 debido a que al haber menor cantidad
demoléculas
de
Cu
hay
menor
intercambioelectrónico
por
ende
el
potencialdisminuye por principio de Le
Chätelier que alvariar esta concentración se
estáaplicando una tensión externa que
afectael cociente de reacción por ende esta
reacción procederá con mayor dificultad de
izquierda a derecha a medida que se le fue
disminuyendo la tensión al sistema. Con lo
anterior y junto con la gráfica 1 se puede decir
que la concentración y el potencial son
directamente proporcionales.
Después de linealizar la gráfica 1 por medio
del programa Origin se calculó las pendientes
del potencial teórico la cual fue -0.0296 y la
4

5. másreactivo que el cobre este lo desplaza
enla solución y el cobre se precipita por esta
razón es una reacción espontánea; la
reacción que ocurre:
6. Preguntas.
1.
a) Los teléfonos celulares, baterías de
computadoras portátiles y otros dispositivos
electrónicos utilizan baterías de ion de Litio,
explique en qué consiste el funcionamiento de
esta clase de baterías.
Las baterías de ion Litio funcionan con el
traspaso de iones Li+ del cátodo al ánodo.
La batería está compuesta por un cátodo es
un electrodo negativo que atrae iones
positivos está formado por aleaciones de litio
con otros metales como cobalto; un ánodo es
el electrodo positivo que atrae iones
negativos, está hecho de grafito; una solución
electrolítica que permite el paso de iones pero
no de electrones.
Este circuito se cierra exteriormente lo que
permite el paso de electrones, los iones Li+
fluyen del cátodo al ánodo a través de la
solución electrolítica, con el fluido de
electrones se obtiene la energía, cuando
todos los iones de Litio están en el ánodo no
habrá flujo de electrones y la batería se ha
agotado.
Para recargar la batería de ion Litio se aplica
flujo de electrones en sentido inverso, lo que
hace que los iones de litio vuelvan a su
posición inicial en el cátodo y se pueda repetir
el proceso de descarga [2].
Reacción 4. Reacción espontánea del Zn.
La lamina de Zn poco a poco se iba
desintegrando esto debido a la pérdida de 2
electrones que fluían desde el ánodo (lamina
de Zn) hacia el cátodo (lámina de Cu)
pasando el Zn de la lámina a convertirse en
Zn+2 de la solución de ZnSO4 (proceso de
oxidación).
Este flujo de electrones, que va del ánodo
hacia el cátodo hizo que marcara el voltímetro
1.090voltios.
Cuando se introduce la lámina de cobre
dentro de la solución de ZnSO4no
ocurreninguna reacción debido a que el
cobretiene menor reactividad que el zinc yno
lo desplaza esta es una reacciónespontánea
en sentido inverso, es decir para que ocurra
hay que aplicarle unpotencial eléctrico.
Al formarse de color violeta pardo la zona del
electrodo donde estaba el Cobre fue la
combinación de cobre y yodo (CuI) el sulfato
de cobre reacciona con el yoduro de potasio
Reacción 5. Reacción de cobre más yoduro de
potasio.
Es decir Cu2+ más 2I-produjo CuI2.Un mol de
cobre con carga positiva de 2+ se une con 2
moles de yodo cargado negativamente de 1- y
forman CuI2. El CuI2 se descompone
fácilmente así:
b) Indague sobre el mito urbano de "recargar
las baterías en el refrigerador", y explique
química y razonablemente si es posible o no
que se recarguen mediante este método.
Las baterías liberan energía a través de
reacciones químicas y la las reacciones
químicas se ven afectadas por la temperatura,
una batería que trabaja a una temperatura de
20ºC va a durar más que una batería que
trabaja a 40ºC, entonces si una batería se
mete a un congelador lo único que sucederá
que la reacción química de auto descarga
suceda más lento, pero no habrá ningún tipo
de recarga.
Reacción 6.Descomposición del yoduro de cobre.
El ion yoduro es un suficientemente fuerte
agente reductor de manera que se reduce
el cobre (II) a cobre (I) y luego se precipita
rápidamente como CuI. CuI
es muy
insoluble. La "inestabilidad" es en realidad un
resultado de la electroquímica y la solubilidad.
CuI es muy insoluble y no existe en la
solución [4]. Esta baja concentración de Cu es
suficiente para el rango negativo y hacer que
la formación de CuI y I2sea espontánea.
5

6. 2. La electrólisis de la sal de cocina (NaCl)
permite producir compuestos como HCl,
NaOH y gas hidrógeno, explique en qué
consiste este procedimiento.
Para la electrolisis de NaCl, habrá un cátodo y
un ánodo sumergidos en agua que tiene
disuelto NaCl, cuando la corriente pasa los
iones Na+ se atraen por el cátodo y los
aniones Cl- se atraen por el ánodo, al mismo
tiempo se produce la ionización del agua, los
iones H+ y OH-, los iones OH- se combinan
con iones Na+ formando NaOH. Los aniones
Cl- sucede la siguiente reacción de reducción
2Cl- → Cl2 + 2e-, el cloro molecular esta en
forma de gas escapando y los dos electrones
liberados los aprovecha el H+ reaccionando
así: 2H+ + 2e- → H2, el H2 es gaseoso y
también escapa.
a) Que el cobre libere hidrógeno tras
reaccionar con HCl (iones H+)
El cobre no liberara hidrogeno pues el
hidrogeno tiene un potencial estándar de 0.00
mientras el cobre tiene +0.34, el potencial de
hidrogeno es mayor que el cobre por lo tanto
no lo desplazará[1].
b) Que el cromo reaccione con HCl y
desprenda hidrógeno
El cromo al reaccionar con HCl liberará
hidrogeno, pues el cromo tiene un potencial
de -0.74 mayor al del hidrogeno 0.00[1].
c) Que el oro reaccione en medio ácido
desprendiendo hidrógeno.
El oro no liberará hidrogeno, es uno de los
metales que menos tiene fuerza de reducción,
tiene un potencial de +1.50, mucho menor al
H2[1].
3. El efecto diagonal en electroquímica (muy
ligado a la serie de reactividad de los metales)
establece que los elementos que se
encuentren con potencial negativo, es decir
por encima del potencial estándar del
hidrógeno (0.0 V), serán capaces de reducir
elementos que se encuentren por debajo del
potencial estándar del hidrógeno (potencial
positivo), es por ello que el Zn fue capaz de
reducir el Cu+2 a Cu, tal como muestra el
ejemplo.
Semireaccion de
Potencial (V)
reducción
Li+ + e- → Li
-3.05
+2
Zn + 2e → Zn
-0.76
2H+ +2e- → H2
0.0
+2
Cu + 2e → Cu
0.34
+2
El Zn° está sobre el Cu , esto causará que
éste se reduzca.
d) Que el Cadmio y el plomo desprendan
hidrógeno tras reaccionar con ácido nítrico.
El Cadmio desplazará hidrogeno al reaccionar
con ácido nítrico, formando nitrato de cadmio
y H2, el cadmio tiene un potencial de -0.40
El Plomo para poder desplazar hidrogeno
debe de estar a altas temperaturas, el
potencial del plomo es de -0.13, apenas
superior al H2, pero suficiente para liberar H2
en acido [1].
7.Conclusiones
Todas las reacciones electroquímicasimplican
la transferencia de electrones ypor lo tanto,
son reacciones redox.En la reacción
electroquímica aldisminuir la concentración de
CuSO4
seproduce
de
igual
manera
unadisminución del potencial de celda con lo
que se obtiene que la concentración y el
potencial sean directamente proporcionales
debido al principio de Le Chätelier.
Busque una tabla de potenciales estándar de
electrodo (en libros o la web) y explique si es
posible que ocurra o no lo siguiente.
6

7. El potencial estándar de reacción seutiliza
para predecir la dirección y laespontaneidad
de las reacciones redox.
Mediante una reacción espontánea el ión
yoduro reduce al cobre para formar yoduro de
cobre debido a la baja concentración del de
este.
8. Referencias
[1]. Tablade potenciales estándar
electrodo.
Disponible en:
http://corinto.pucp.edu.pe
(Consultada 9 de Junio de 2013)
de
[2]. Tesis doctoral de ShantiBijani Chiquero.
Disponible en:
http://www.biblioteca.uma.es
(Consultada 9 de Junio de 2013)
[3].Chang,R ; Química, 4aed; McGraw-Hill,
México, 1995; Capitulo 19.
[4]. Ion yoduro.
Disponible en:
http://www.eis.uva.es
(Consultada 10 de Junio de 2013)
7