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Ecuación de Nernst
Conclusiones Y Recomendaciones
Conclusiones Y Recomendaciones

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La celda galvánica esta 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 oxid. y red. resulta la celda.

Si las soluciones son diluidas, entonces se puede reemplazar en la Ec. Nernst las concentraciones por la actividad, por lo que se tiene que la diferencia entre actividad y molaridad es mínima.
El uso del puente salino es importante pues concentra a las 2 soluciones, evita su mezcla además que elimina completamente el potencial de unión y que la fem medida es simplemente la suma de los 2 potenciales electródicos.
La diferencia de potencial varía con la concentración, es decir mientras más diluida es la solución, el potencial decrecerá
La masa desprendida en un electrodo de una solución es proporcional a la cantidad de electricidad que esta pasando
Cuando se prepara las soluciones se debe tener cuidado de hacerlo en recipientes bien limpios, pues el potencial varía con la concentración.
Se debe tener mucho cuidado cuando se esta efectuando el desprendimiento de hidrogeno, al igualar la presión en la pera y la bureta, así como de medir en tiempo exacto.

Resumen

En el informe siguiente determinaremos la diferencia de potencial existente entre una celda galvánica constituida de soluciones de CuSO4 y ZnSO4 (pila de Daniels) a diferentes concentraciones molares, y a una temperatura de 25° C. Esta medida de potencial la calcularemos experimentalmente usando un multímetro y electrodos de Zinc y Cobre (láminas delgadas) la cual compararemos con el resultado de la Ecuación de Nernst para celdas galvánicas.

En esta primera parte de la experiencia preparamos soluciones de CuSO4 0,01M y 0,001M a partir de una solución 0,1M. De esta forma se obtuvo 3 pares de celdas de diferentes concentraciones (el ZnSO4 0,1M se utilizó para las 3 concentraciones de CuSO4). Al medir los potenciales con el multímetro arrojo los sgts resultados experimentales: 1,042v, 1,005v , 0,364v y al comparar con la ec. De Nernst, se obtuvo pequeños porcentajes de error: 5,27%, 6,11% . De donde se puede observar que el potencial de celda varía con la concentración es decir mientras mas diluida es la solución, el potencial decrece. Cuando en lugar de trabajar con molaridades, calculamos el fem utilizando los coeficientes de actividad de los iones observamos que estas nos daban un resultado mayor debido a que los coeficientes eran numéricamente mayores que las concentraciones.

En la segunda parte de la practica comprobamos la ley de Faraday, para este fin preparamos los materiales y reactivos que indicaba la guía, es decir en una solución de NaOH introducimos dos electrodos de grafito, conectados directamente a la batería y uno de ellos además al equipo conteniendo agua (según gráfico). Experimentalmente introducimos al generador 20 ml de agua es decir 20 ml de hidrogeno (1,79x10-3gr) y al calcular los gramos H2 utilizando Faraday (se demoró 575 seg. En pasar 20 ml H2) nos dio un resultado de 1,7875x10-3gr , obteniendo un % de error del 0,56%.