(FEM) de una pila en función de la

QUÍMICA GENERAL Y TECNOLÓGICA – 2010
TRABAJO PRÁCTICO N°7: PILA
Objetivo: Medición de la variación de la fuerza electromotriz (FEM) de una pila en función
de las concentraciones.
Fundamentos Teóricos:
Una pila voltaica o electroquímica, es un dispositivo que permite trasformar energía
química en energía eléctrica. Para que se produzca energía eléctrica es necesaria una
reacción de oxidación-reducción que puede resolverse en dos reacciones parciales o semireacciones. Como estas semi-reacciones ocurren en dos lugares físicamente separados, los
electrones tendrán que fluir del lugar donde ocurre la oxidación (ánodo) al lugar donde
ocurre la reducción (cátodo), constituyéndose una corriente de electrones o corriente
eléctrica que puede utilizarse para efectuar un trabajo; como encender una bombilla, accionar
un dispositivo, etc.
El dispositivo que permite realizar el proceso inverso (transformar energía eléctrica en
energía química) es una cuba electrolítica, la cual contiene a los electrolitos. En este caso los
electrodos son conductores metálicos en contacto con los electrolitos.
Toda pila se compone de dos partes independientes o semi-pila (generándose en un de
ellas la oxidación y en la otra la reducción), un conductor metálico o electrodo (para recibir o
suministrar los electrones que intervienen en cada una de estos procesos), un puente salino;
que es un tabique poroso que mantiene unidas electrolíticamente a las dos semi-pilas sin
permitir la mezcla de ambas soluciones, pero si la migración de iones. Este último, puede no
ser necesario cuando el electrolito es común a ambos electrodos (acumulador de plomo y pila
seca).
La energía eléctrica que se obtiene en la reacción química generada en una pila se
encuentra en función de la diferencia de potencial existente entre los electrodos de la misma,
llamada fuerza electromotriz o fem de dicha pila. Por lo tanto la fem total de una pila surge
de la diferencia algebraica de los potenciales de ambos electrodos, es decir:
f.e.m.= potencial cátodo – potencial ánodo = ΔE
A su vez, el potencial de cada electrodo depende de la concentración de la solución (en
rigor actividad de la solución) con la que este en contacto. Esta dependencia esta regida por
la ley de Nerst, la cual puede expresarse algebraicamente como:
[
[
41
]
]
[
[
]
]
donde:
potencial estándar del electrodo
⁄
R = 8,314
°K
T = 25ºC = 298°K
⁄
F = 9,6487.104
n = n° de electrones intercambiados
Aplicada la ley a un par de electrodos (pila):
[
[
]
]
En el caso de sustancias sólidas, como los metales, sus concentraciones (actividades) no
intervienen en el valor del potencial del electrodo; por ser éstas constantes.
Una pila que consta de un electrodo de Zn en una solución de sulfato de cinc y un
electrodo de Cu en una solución de sulfato cúprico, unidos mediante un puente salino;
constituye una pila de Daniell.
Técnica Operatoria:
Materiales a utilizar:
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# Hemi-celdas o hemi-pilas (vasos de precipitado)
# Voltímetro
# Puente salino
# Electrodos de Cu
# Solución de ZnSO4
# Soluciones de CuSO4 de distintas concentraciones
1) Conectar a un voltímetro los electrodos de una pila de Daniell (previamente montada)
de modo que los electrones generados en el Zn penetren al voltímetro por su terminal
negativa y a su terminal positiva conectar el electrodo de Cu.
2) Proceder a leer la fuerza electromotriz de la pila (fem).
3) Repetir dicha operación utilizando una disolución de CuSO4 al 10-3M, manteniendo
constante la solución de ZnSO4.
NOTA:
Las reacciones que se generan en la pila de Daniell y los potenciales normales de reducción
para dichos pares son:
CÁTODO
(reducción)
Cu2+
ÁNODO
(oxidación)
Zn°
+
2e-
Cu2+(ac) + Zn°
Cu°
Zn2+ +
2e-
Cu° + Zn2+(ac)
Informe a Presentar:
1) Esquema del aparato utilizado.
2) Datos experimentales.
3) Cálculo de la fem por la ecuación de Nerst (
teórico)
[
[
4) Cálculo del error relativo porcentual.
43
]
]
donde:
Er% → error relativo porcentual
Ea → error absoluto
→ fem teórica
→ fem experimental (medida en el práctico)
5) Comparación de resultados y conclusiones.
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