Practica de electroquímica para la aplicación de ecuación de Nernst, Procedimiento y resultados

1. PRACTICA 2 Electroquímica
Verificación y aplicación de la ecuación de Nernst.
Saidel   21/04/2017
Integrantes de equipo (Procedimiento A)
1.
2.
Integrantes de Equipo (Procedimiento B)
1.

2.  PRACTICA 2 Electroquímica
 Página 1
PRACTICA 2 Electroquímica
Verificación y aplicación de la ecuación de Nernst.
OBJETIVOS:
 Construir la celda de Daniel y medir la diferencia de potencial
 Entender el movimiento de electrones de manera experimental, conocer el elemento oxidante
y el elemento reductor
 Usar la ecuación de Nernst de manera experimental
FUNDAMENTO TEÓRICO.
El concepto de Electroquímica implica transformaciones que requieren la presencia de electrodos. Dos
electrodos sumergidos en un electrólito y unidos externamente por un conductor metálico forman lo que
se conoce como celda electroquímica. Si en la celda ocurre una reacción química que da lugar a una
corriente eléctrica, se llama pila o celda galvánica. Si por el contrario, una corriente externa da lugar a
una reacción química, entonces se llama celda o cuba electrolítica. Puesto que la Electroquímica trata
de reacciones químicas que dan lugar a una corriente eléctrica o el fenómeno inverso, su estudio podrá
hacerse, como el de la reacciones químicas ordinarias, desde dos puntos de vista diferentes, uno el
termodinámico y otro el cinético.
En pocas palabras una célula electroquímica, como la pila galvánica, es siempre una reacción redox
que se
Puede desglosar en dos semirreacciones:
- La oxidación (pérdida de electrones) tiene lugar en el ánodo, que es el electrodo negativo, y
- La reducción (ganancia de electrones) transcurre en el cátodo, que es el electrodo positivo.
La electricidad se genera debido a la diferencia de potencial eléctrico entre estos dos electrodos. Esta
diferencia de potencial se crea como resultado de la diferencia entre los potenciales individuales de los
dos electrodos en relación con el electrólito o disolución en la que están sumergidos. Por lo tanto la
diferencia de potencial de una pila será:
El potencial eléctrico estándar de una pila puede determinarse utilizando una tabla de potenciales
estándar para las dos semipilas involucradas. La primera etapa es identificar los dos metales que
reaccionan en la celda. A continuación se mira el potencial estándar de electrodo, E0, en V, para cada
una de las dos semirreacciones. El potencial estándar de la pila es igual al valor de E0 más positivo
menos el valor más negativo (o menos positivo) del otro E0.

3.  PRACTICA 2 Electroquímica
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Las soluciones son CuSO4 y ZnSO4. Cada solución contiene una tira del metal correspondiente y
un puente salino o disco poroso que conecta las dos soluciones y que permite que los iones SO42- fluyan
libremente entre las soluciones de cobre y zinc. A fin de calcular el potencial estándar de la celda se
buscan las semirreacciones del cobre y del zinc, y se encuentra:
Cu2+ + 2 e-  Cu: E0 = + 0,34 V
Zn2+ + 2 e- Zn: E0 = - 0,76 V
Por lo tanto, la reacción global es:
Cu2+ + Zn Cu + Zn2+
El potencial estándar de la reacción es entonces 0,34 V - (-0,76 V) = 1,10 V. La polaridad de la celda
se determina como sigue: el zinc metálico es reducido más fuertemente que el cobre metálico como
muestra el hecho de que el potencial estándar de reducción para el zinc sea más negativo que para el
cobre. Así, el zinc metálico cede electrones a los iones Cu2+ y quedan cargados positivamente.
La constante de equilibrio, K, para que la celda viene dada por: ln K = frac (nFE ^ 0) (RT) donde F es
el Faraday, R es la constante de los gases y T es la temperatura en kelvin. Para la pila Daniell K es
aproximadamente igual a 1,5×1037. Así, en el equilibrio, sólo son transferidos unos pocos electrones,
los suficientes para causar que los electrodos estén cargados.
Los potenciales de semicelda reales deben calcularse mediante el uso de la ecuación de Nernst ya
que los solutos raramente están en sus estados estándar,
Esemicelda = E0 - {RT}/{nF}.lne Q
Donde Q es el cociente de reacción. Esto se simplifica a
Esemicelda = E0 +2,303.{RT}/{nF}.log10 [ M n+]
Donde M n + es la actividad del ion metálico en la solución. El electrodo metálico está en su estado
estándar ya que por definición tiene actividad la unidad. En la práctica se utiliza la concentración en
lugar de la actividad. El potencial de la celda completa se obtiene al combinar el potencial de las dos
semiceldas, por lo que depende de las concentraciones de ambos iones metálicos disueltos.
El valor de 2,303R/F es 0,19845×10-3 V/K, así a 25 °C (298,15 K) el potencial de semicelda cambiará
en 0.05918V si la concentración de un ion metálico aumenta o disminuye en un factor de 10.
Esemicelda = E0semicelda + 0,05918 /n.log10.[M n+ ]
Estos cálculos están basados en la hipótesis de que todas las reacciones químicas están en equilibrio.
Cuando fluye una corriente en el circuito, no se alcanzan las condiciones de equilibrio y el potencial de
la pila suele reducirse por diversos mecanismos, tales como el desarrollo de
las sobretensiones. Además, dado que las reacciones químicas se producen cuando la pila está
produciendo energía, las concentraciones de los electrólitos cambian y se reduce el voltaje de la celda.
La tensión producida por una pila galvánica depende de la temperatura debido a que los

4.  PRACTICA 2 Electroquímica
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potenciales estándar dependen de la temperatura.
PROCEDIMIENTO A
Colocar en un vaso de
ppt 50ml de solución de
CuSO4 1M y en otro 50ml
de ZnSO4 1M
Introducir en el vaso de
ppt con CuSO4 la placa
de cobre y en la de
ZnSO4 la de zinc
(Previamente pulidas)
Conectar el multimetro
(Polo - al Zn y el + al Cu)
observar y tomar lectura
Llene el puente salino
con NaCl y coloque cada
exttremo en cada vaso
Anote la lectura y hacer
una dilución de 10ml en
el ZnSO4 con agua
destilada (Calcular la
molaridad y hacer ajuste
con ec de Nernst)
MATERIALES NECESARIOS REACTIVOS
1 Tubo en "U" de vidrio o papel filtro suave (mayor absorción). Solución 1 M de CuSO4
1 electrodos de cobre pulido Solución 1 M de ZnSO4
1 electrodo de zinc pulido
2 vasos de precipitado de 100 mL Solución saturada de KCl o NaCl
1 Voltímetro 100 mL Solución A
Piezas de metal (cobre, Hierro, Magnesio, 100 mL Solución B
Plomo, Zinc, Estaño) 100 mL Solución C
2 bolitas de algodón
7 goteros
100 mL Solución D
100 mL Solución E
100 mL Solución F

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Colocar sobre una placa
caliente el papel filtro para
poder derretir la cera y asi
penetrar más facilmente el
papel
Hacer dos endiduras en cada
canalde distribución para
encajar los metales
Colocar los metales en cada
hendidura y en el centro agregar
de 4 a 5 gotas de puente salino
(NaCl)
Colocar de 4 a 5 gotas de cada
sal con su respectivo metal
Colocar los polos del multimetro
en el metal B y en el metal C y
tomar el potencialde la celda,
tomando de base el metal B
medir los demas metales
siguiendo las manecillas del
reloj
PROCEDIMIENTO B
RESULTADOS Y CALCULOS DEL PROCEDIMIENTO A

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𝐌𝐨𝐥𝐚𝐫𝐢𝐝𝐚𝐝 𝐝𝐞 𝐙𝐧𝐒𝐎𝟒 =
𝐍𝐮𝐦𝐞𝐫𝐨 𝐝𝐞 𝐦𝐨𝐥 𝐞 𝐬
𝐕𝐨𝐥𝐮𝐦𝐞𝐧 𝐞𝐧 𝐥𝐢𝐭𝐫𝐨𝐬
; 𝐌𝐨𝐥𝐚𝐫𝐢𝐝𝐚𝐝 𝐝𝐞 𝐙𝐧𝐒𝐎𝟒 × 𝐕𝐨𝐥𝐮𝐦𝐞𝐧 𝐞𝐧 𝐥𝐢𝐭𝐫𝐨𝐬 = 𝐍𝐮𝐦𝐞𝐫𝐨 𝐝𝐞 𝐦𝐨𝐥𝐞𝐬
1𝑀 × 0.05𝐿 = 0.05 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
𝑃𝑎𝑟𝑎 𝑙𝑜𝑠 𝑑𝑒𝑚á𝑠 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛𝑒𝑠:
𝑀 =
0.05 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑍𝑛𝑆𝑂4
0.06 𝐿𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠 𝑔𝑟𝑒𝑔𝑎𝑑𝑜𝑠
= 0.8333333333
𝑀 =
0.05 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑍𝑛𝑆𝑂4
0.07 𝐿𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠 𝑔𝑟𝑒𝑔𝑎𝑑𝑜𝑠
= 0.7142857143
𝑀 =
0.05 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑍𝑛𝑆𝑂4
0.08 𝐿𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠 𝑔𝑟𝑒𝑔𝑎𝑑𝑜𝑠
= 0.625
𝑀 =
0.05 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑍𝑛𝑆𝑂4
0.09 𝐿𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠 𝑔𝑟𝑒𝑔𝑎𝑑𝑜𝑠
= 0.5555555556
𝑀 =
0.05 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑍𝑛𝑆𝑂4
0.10 𝐿𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠 𝑔𝑟𝑒𝑔𝑎𝑑𝑜𝑠
= 0.5
𝑀 =
0.05 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑍𝑛𝑆𝑂4
0.11 𝐿𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠 𝑔𝑟𝑒𝑔𝑎𝑑𝑜𝑠
= 0.4545454545
𝑀 =
0.05 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑍𝑛𝑆𝑂4
0.12 𝐿𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠 𝑔𝑟𝑒𝑔𝑎𝑑𝑜𝑠
= 0.4166666667
𝑃𝑎𝑟𝑎 𝑒𝑙 𝑐𝑎𝑙𝑐𝑢𝑙𝑜 𝑐𝑜𝑛 𝑙𝑎 𝑒𝑐𝑢𝑎𝑐𝑖𝑜𝑛 𝑑𝑒 𝑁𝑒𝑟𝑠𝑡 𝑡𝑒𝑛𝑒𝑚𝑜𝑠 𝑞𝑢𝑒 𝑄 𝑒𝑠 𝑒𝑙 𝑐𝑜𝑒𝑓𝑖𝑐𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑑𝑒 𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑒𝑛𝑡𝑟𝑒 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠 𝑦
𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠, 𝑝𝑎𝑟𝑎 𝑙𝑎𝑠 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑠 1𝑀 𝑡𝑒𝑛𝑒𝑚𝑜𝑠 𝑞𝑢𝑒 𝜀 = 𝜀° .
𝐿𝑎 𝑒𝑐𝑢𝑎𝑐𝑖𝑜𝑛 𝑔𝑙𝑜𝑏𝑎𝑙 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎 𝑒𝑠 𝐶𝑢2+
𝑍𝑛 𝐶𝑢 + 𝑍𝑛2+
∴ 𝜀 = 𝜀° − (
0.05916 𝑉
2 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑡𝑟𝑎𝑛𝑠𝑓 .
)𝑙𝑜𝑔10(
[𝑍𝑛2+]
[𝐶𝑢2+]
)
𝜀 = 1.1 𝑉
𝜀 = 1.10234 𝑉
𝜀 = 1.10432 𝑉
0.9
0.95
1
1.05
1.1
1.15
0.000000.200000.400000.600000.800001.000001.20000
Potencialde
electrodo(Volts)
Molaridad

7.  PRACTICA 2 Electroquímica
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𝜀 = 1.10604 𝑉
𝜀 = 1.10755 𝑉
𝜀 = 1.10890 𝑉
𝜀 = 1.11013 𝑉
𝜀 = 1.11125 𝑉
RESULTADOS Y CALCULOS PROCEDIMIENTO B
TABLA DE RESULTADOS
CONVINACIÓN Φ Real Φ Experimental K Real K Experimental % Eficiencia
Fierro-Estaño 0.3095
Volts
0.395 Volts 2.9050x1010 1.5099x1013 78.354%
Fierro-Magnesio 1.925
Volts
1.630 Volts 1.1960x1065 2.42159x1054 84.675%
Fierro-Plomo 0.3208
Volts
0.330 Volts 7.0010x1010 1.0239x1011 97.2121%
Fierro-Zinc 0.3148
Volts
0.159 Volts 4.3885x1010 201814.3993 50.508%
Fierro-Cobre 0.600
Volts
0.805 Volts 1.92298x1020 7.2178x1026 74.5341%
B→ Fe→Fe+2+2e ᶲ= 0.447
A→ Cu+2+2e→Cu+ ᶲ= 0.153
Fe+Cu+2→Cu++Fe+2 ᶲ= 0.600 volts
Nuestro resultado experimental es ᶲ= 0.805 volts, nuestra K es de 7.2178x1026
B→ Fe+2+2e→Fe ᶲ= - 0.447
C→ Mg→Mg+2+2e ᶲ= 2.372
Fe+2+Mg→Fe+Mg+2 ᶲ= 1.925 volts
Nuestro resultado experimental es ᶲ= 1.630 volts, nuestra K es de 2.42159x1054

8.  PRACTICA 2 Electroquímica
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B→ Fe→Fe+2+2e ᶲ= 0.447
D→ Pb+2+2e→Pb ᶲ= - 0.1262
Fe+Pb+2→Pb+Fe+2 ᶲ= 0.3208 volts
Nuestro resultado experimental es ᶲ= 0.330 volts, nuestra K es de 1.0239x1011
B→ Fe+2+2e→Fe ᶲ= - 0.447
E→ Zn→Zn+2 +2e ᶲ= 0.7618
Fe+2+Zn→Fe+Zn+2 ᶲ= 0.3148 volts
Nuestro resultado experimental es ᶲ= 0.159 volts, nuestra K es de 201814.3993
B→ Fe→Fe+2+2e ᶲ= 0.447
F→ Sn+2+2e→Sn ᶲ= - 0.1375
Fe+SN+2→Sn+Fe+2 ᶲ= 0.3095 volts
Nuestro resultado experimental es ᶲ= 0.395 volts, nuestra K es de 1.5099x1013
OBSERVACIONES:
Procedimiento A:
- La Practica manejaba Plata pero esta se sustituyó por Magnesio
- El puente salino no se realizó como lo indicaba la práctica, en vez de usar un tubo en U se usó
un papel remojado con NaCl para cerrar el circuito
- Cuando se conectó el multímetro en serie con cada celda galvánica y se cerró el circuito, el
instrumento sufrió una deflexión que indica que la corriente pasa por el circuito, y este paso es
una evidencia de que existe una diferencia de potencial entre los electrodos.
Procedimiento B:
- Antes de realizar las mediciones se lijaron algunos metales que se veían muy oxidados
- Las lecturas se hicieron colocando el caimán en las partes más “pulidas” de los metales

9.  PRACTICA 2 Electroquímica
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CONCLUCIONES:
Después de observar los resultados de las experimentaciones podemos llegar a confirmar que la celda
de Daniel está basada en la oxidación - reducción donde se produce un cambio en los #s de oxidación
de las sustancias. Los electrones tienen que fluir por el circuito externo desde el electrodo negativo al
positivo. En el electrodo negativo tiene lugar la oxidación y la reducción se verifica en el electrodo
positivo. Al sumar las reacciones de oxidación y reducción. Resulta la celda.
Si las soluciones son diluidas, entonces se puede reemplazar en la ecuación de Nernst las
concentraciones por la actividad, por lo que se tiene que la diferencia entre actividad y molaridad es
mínima. Además de que el uso del puente salino es importante, pues concentra a las dos soluciones,
evita su mezcla además que elimina completamente el potencial de unión y que la fem medida es
simplemente la suma de los dos potenciales electródicos. Además que al realizar el procedimiento B
podemos ver que también influye nuestras placas ya que algunas tenderán a generar un mejor paso
de electrones por la afinidad que tienen permitiendo un flujo mayor en V de energía.
Bibliografía
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https://www.3bscientific.es/product-manual/U14331_ES.pdf
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Castellan, G. W. (1987). Fisicoquímica (Segunda ed.). USA: Adison-Wesley Inberoamericana.
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Daniels, F. A. (1972). Curso de fisicoquimica experimental (Septima ed.). Cali, Colombia: MCGraw-Hill.
Recuperado el 28 de Marzo de 2017