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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
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En el informe siguiente determinaremos la diferencia de potencial existente entre una celda galvánica constituida de
soluciones de CuSO 4 y ZnSO 4 (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%.
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