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1. UNIVERSIDAD ANÁHUAC MÉXIUCO SUR
Facultad de Ingeniería
Materia: Química
Práctica 1
Determinación del potencial de una celda galvánica
Identificar los componentes del trabajo químico de una celda electrolítica o galvánica,
calcular el Ecelda teórico y compararlo con la medición experimental del dispositivo
construido.
Un par redox está conformado por dos especies químicas que involucran
regularmente a un mismo elemento, y en cada una de ellas dicho elemento posee un
número de oxidación (O) diferente. Son pares redox por ejemplo:
MnO4
-
/MnO2 (el Mn posee O = 7+ y 4+, respectivamente).
Cl2/Cl-
(el Cl posee O = 0 y 1-, respectivamente).
Cu2+
/Cu (el Cu posee O = 2+ y 0, respectivamente).
Fe3+
/Fe (el Fe posee O = 3+ y 0, respectivamente).
La especie más oxidada (esto es, la que posee el valor de O más elevado o
menos negativo) de un par redox posee una cierta demanda para incorporar electrones
a su estructura, esto es, una cierta tendencia a reducirse, lo cual depende de su propia
naturaleza y, en ocasiones, de algún factor externo como la acidez o la basicidad (el
pH). Esta capacidad se ha cuantificado mediante un parámetro denominado
, Eº, que es un valor experimental comparativo de esta
tendencia con respecto a la que posee el catión hidrógeno o protón, H+
, en el par redox
H+
/H2 para incorporar también electrones a su estructura bajo condiciones
experimentales que se han denominado estándar. Dichas condiciones implican que al
momento de realizar la medición, la concentración de las especies químicas solubles
en agua sea de 1 mol de ellas en un litro de solución, la presión de las especies
gaseosas (si las hay) se mantenga en 760 torr (1 atmósfera) y la temperatura sea de
25 ºC.
El valor de Eº se define en voltios (coulombs/segundos), y con este parámetro
puede calcularse el trabajo eléctrico que puede obtenerse en un sistema químico
conformado por dos pares redox interconectados entre sí, tal y como acontece en una
batería o pila. Por ejemplo, considera una batería eléctrica conformada por el par redox
del cobre y por el par redox del hidrógeno descritos a continuación; los valores de Eº
para ambos sistemas extraidos de tablas son los siguientes:

2. MANUAL DE QUÍMICA ORGÁNICA
2
Cu2+
+ 2 e-
→ Cu Eº = + 0.34 V
2 H+
+ 2 e-
→ H2 Eº = 0.00 V
Podemos a partir de estos datos precisar lo siguiente: (1) como mencionamos, Eº es
una medida de la capacidad para realizar trabajo eléctrico, y lo que nos indican estos
valores únicamente es que el Cu2+
tiene una capacidad para tomar electrones +0.34 V
mayor que la de la molécula de H2 en igualdad de condiciones; (2) si de alguna manera
pudiésemos hacer que los electrones existentes en la especie H2 se transportasen a lo
largo de un alambre conductor hacia un recinto que tenga Cu2+
, habría una diferencia
de potencial, esto es, un voltaje entre ambas terminales electroquímicas de 0.34 V. (3)
El valor de Eº = 0 V asignado para el hidrógeno no indica que su capacidad para atraer
electrones sea nula: simplemente, a esta capacidad se leha asignado un valor arbitrario
de 0 V, y con respecto a ella es que se han definido los valores de Eº de los otros pares
redox.
Tomando en consideración lo anterior, es posible construir una segunda batería
en las que las especies sean ahora las siguientes:
Cu2+
+ 2 e-
→ Cu Eº = + 0.34 V
Fe3+
+ 2 e-
→ Fe Eº = - 0.44 V
En esta batería la celda voltaica poseería un voltaje estándar de salida de (+ 0.34) – (-
0.44) = ; el Cu2+
estaría transformándose en Cu tomando electrones de la
especie que los posee, que en este caso sería el Fe, que se transformaría en Fe3+
, esto
es, los procesos que estarían teniendo lugar serían los siguientes:
Cu2+
+ 2 e-
→ Cu
Fe → Fe3+
+ 3 e-
(advierte que el equilibrio que representa al par redox que posee el menor valor de Eº
ha invertido el orden en el que se expresa). El par Cu2+
/Cu estaría integrando en la
batería lo que se conoce como un , mientras que el par Fe3+
/Fe un : en
una batería, un ánodo envía siempre electrones al cátodo.
Ambos procesos al conjugarse conforman una , lo que
implica que cada uno de los procesos sea enn realidad una media reacción o
, que es como se le conce a este tipo de procesos. En una batería en la
realidad, cada uno de ellos tiene lugar en un compartimento que lo aisla prácticamente
(aunque no totalmente) del otro, y al proceso semirreactivo que tiene lugar en el cátodo
(que aquí involucra al par redox del cobre) se le denomina
y procede tal como se ilustra en la ecuación de arriba de estas líneas, Cu2+
+ 2 e-
→ Cu; por otro lado, en el ánodo (que aquí contendrá al par redox del hierro)
tendrá lugar el proceso llamado , Fe → Fe3+
+ 3 e-
.

3. MANUAL DE QUÍMICA ORGÁNICA
3
El voltaje de salida real de esta batería puede calcularse a partir de las
correspondientes, ya que si la concentración de las especies
eléctricamente activas no es de 1 mol por litro, sus contribuciones al voltaje de la pila
variarán. Dichas ecuaciones son las siguientes:
𝐸!á#$%$ = 𝐸º !"!!/!" +
0.06
2
log [Cu!!
]
𝐸á"#$# = 𝐸º !"!!/!" +
0.06
3
log [Fe!!
]
por lo que el voltaje teórico de una batería de cobre/hierro puede calcularse a partir de:
𝐸!"#$%í" = 𝐸!á#$%$− 𝐸á"#$# = 0.34 − 0.03 log Cu!!
+ 0.44 + 0.02 log Fe!!
3 vasos de precipitado de 200 mL
1 varilla de vidrio
1 espátula
2 charolas de pesado
2 caimanes
1 manguera de material plástico
transparente de calibre grueso
1 cinta adhesiva
1 multímetro
1 lija para metales
Sulfato de cobre pentahidratado
Cloruro de hierro
Cloruro de sodio
Agua destilada
Algodón
1 placa de cobre
1 clavo de acero
• Diseña un equipo como el que se muestra como sigue:

4. MANUAL DE QUÍMICA
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• En el vaso de precipitados (de 200 mL) de la izquierda disuelve 2.45 g
sulfato de cobre pentahidratado, CuSO4•5H2O en 100 mL de agua destilada
hasta su totalidad, y en el de la derecha 1.62 g de tricloruro de hierro, FeCl3,
también en 100 mL de agua.
• Conecta un caimán a una placa de cobre y sumerje ésta en la solución de
sulfato de cobre; haz lo propio con un clavo también con un caimán y
sumerje ésta en una solución de cloruro de hierro.
• En un tercer vaso de precipitados de 200 mL coloca una cierta cantidad de
sal y adiciona el agua suficiente (precaución: sólo la suficiente) como para
que obtengas una masa de consistencia pastosa. Adiciona esta pasta a la
manguera para rellenarla de tal manera que se sature el interior de ésta y
coloca un segundo algodón en el otro extremo para fijar la pasta dentro de la
manguera. La cantidad de sal dependerá del largo de la manguera, la cual
estará a su vez en función del tamaño del equipo a montar. A continuación
introduce uno de los extremos de la manguera en una de las soluciones y el
otro en la otra; si la manguera no adopta una forma curva, sujétala con cinta
adhesiva. Los algodones deben verse humedecidos completamente por
cada una de las soluciones.
• Finalmente, con el equipo ya armado, conecta las terminales de los
caimanes a un multímetro y determina el potencial eléctrico de salida.
• Determina la molaridad de ambas soluciones, introduce ambos valores en la
ecuación de Nernst del sistema (dada en la sección anterior) y determina
que tanto se aproxima al valor del potencial teórico al experimental.
o ¿Qué es un oxidante? ¿Qué es un reductor?
o Indica cuál es la ecuación balanceada que describe la reacción que está
teniendo lugar.
o Si no se introduce el puente salino al sistema, ¿circulará corriente eléctrica?
¿Por qué?
o ¿Qué representa una diferencia de potencial en un sistema eléctrico?
o ¿Qué es la fuerza electromotríz?
o A esta celda se le denomina galvánica, celda voltaica, celda electroquímica,
pila o batería. ¿En qué es diferente a una celda electrolítica?
o R. Chang, K. A. Goldsby. Química. 12ª. edición. McGraw-Hill/Interamericana
Editores, S. A. de C. V. México, 2017.
o T. L. Brown, H. E. LeMay, Jr., B. E. Bursten, C. J. Murphy, P. M. Woodward.
Chemistry, The Central Science. Prentice-Hall, Inc. EEUU, 2012.
o https://es.wikipedia.org/wiki/Celda_galvánica.

5. MANUAL DE QUÍMICA
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o https://www.youtube.com/watch?v=IV4Iusholjg.