UNIVERSIDAD NACIONAL FEDERICO VILLAREAL
Departamento de Química
Escuela Profesional de Química
Profesor: Mario Cesar Mallaupoma Gutierrez
Alumno: Rafael Zafra Saavedra
Curso: Electroquímica
Trabajo: Celdas Electroquímicas
Lima – Perú
2021
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Análisis de Celdas Electroquímicas: Precipitación, Concentración y Redox, Esquemas y mapas conceptuales de Química
Un análisis detallado de celdas electroquímicas, donde se explican los conceptos básicos de celda de precipitación, celda de concentración y celda de redox. Además, se calculan potenciales teóricos y se realiza una clasificación de las celdas construidas. El documento incluye tablas con datos experimentales y teóricos.
Tipo: Esquemas y mapas conceptuales
2019/2020
1 / 11
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UNIVERSIDAD NACIONAL FEDERICO VILLAREAL
Departamento de Química
Escuela Profesional de Química
Profesor: Mario Cesar Mallaupoma Gutierrez
Alumno: Rafael Zafra Saavedra
Curso: Electroquímica
Trabajo: Celdas Electroquímicas
Lima – Perú
INTRODUCCION
Una celda electroquímica es un dispositivo capaz de obtener energía eléctrica a partir de reacciones químicas (o bien, de producir reacciones químicas a través de la introducción de energía eléctrica, cuando se esté cargando la celda). Un ejemplo común de una celda electroquímica es la pila (por ejemplo, la estándar de 1, voltios o la recargable de 1,2), que es una celda galvánica simple, mientras una batería eléctrica consta de varias celdas conectadas en serie o paralelo. Johann Wilhelm Ritter, un físico y filósofo alemán, construyó en 1802 la primera celda electroquímica, con 50 discos de cobre separados por discos de cartón humedecidos por una solución salina. Hay dos tipos fundamentales de celdas y en ambas tiene lugar una reacción redox, y la conversión o transformación de un tipo de energía en otra: La celda galvánica o celda voltaica transforma una reacción química espontánea en una corriente eléctrica, como las pilas y baterías. Son muy empleadas por lo que la mayoría de los ejemplos e imágenes de este artículo están referidos a ellas. La celda electrolítica transforma una corriente eléctrica en una reacción química de oxidación-reducción que no tiene lugar de modo espontáneo. En muchas de estas reacciones se descompone una sustancia química por lo que dicho proceso recibe el nombre de electrólisis. También se la conoce como cuba electrolítica. A diferencia de la celda voltaica, en la celda electrolítica, los dos electrodos no necesitan estar separados, por lo que hay un solo recipiente en el que tienen lugar las dos semirreacciones. OBJETIVO Fijar los conceptos de celda electroquímica de precipitación, dE concentración y redox. Comprender el concepto de batería. Medir la FEM de celdas de precipitación, concentración y redox. Plantear las reacciones que se llevan a cabe en ellas. Construir una tabla de potenciales redox para los sistemas manejados.
IX-VI
Potencial Ánodo (V) 𝐸 = 𝐸 0 − (
e = Electrones del sistema C=Concentración Cu(s)/Cu+2(0,01M) 𝐸 = − 0. 34 − (
- 059 2
Potencial Catodo (V) 𝐸 = 𝐸 0 − (
e = Electrones del sistema C=Concentración Cu+2(1M)/Cu(s) 𝐸 = 0. 34 − (
- 059 2
Et = Eanodo + Ecatodo Et = 0.399 - 0.34= 0.0599V VII-V Potencial Ánodo (V) 𝐸 = 𝐸 0 − (
e = Electrones del sistema C=Concentración Pb(s)/Pb+2(1M) 𝐸 = + 0. 31 − (
- 059 2
Potencial Catodo (V) 𝐸 = 𝐸 0 − (
e = Electrones del sistema C=Concentración Pb+2(1M)/Pb(s) 𝐸 = − 0. 31 − (
- 059 2
Et = Eanodo + Ecatodo Et = 0.31 - 0.31= 0 V
II-V
Potencial Ánodo (V) 𝐸 = 𝐸 0 − (
e = Electrones del sistema C=Concentración Pb(s)/Pb+2(1M) 𝐸 = + 0. 31 − (
- 059 2
Potencial Catodo (V) 𝐸 = 𝐸 0 − (
e = Electrones del sistema C=Concentración Pb+2(1M)/Pb(s) 𝐸 = − 0. 31 − (
- 059 2
Et = Eanodo + Ecatodo Et = 0.31 + - 0.31=0V V-IV Potencial Ánodo (V) 𝐸 = 𝐸 0 − (
e = Electrones del sistema C=Concentración Zn+2(1M)/Zn(s) 𝐸 = − 0. 76 − (
- 059 2
Potencial Catodo (V) 𝐸 = 𝐸 0 − (
e = Electrones del sistema C=Concentración Pb(s)/Pb+2(1M) 𝐸 = − 0. 13 − (
- 059 2
Et = Eanodo + Ecatodo Et = 0.76 - 0.13= 0.63V
IV-VII
Potencial Ánodo (V) 𝐸 = 𝐸 0 − (
e = Electrones del sistema C=Concentración Zn+2/Zn(s)(1M) 𝐸 = 0. 76 − (
- 059 2
Potencial Catodo (V) 𝐸 = 𝐸 0 − (
e = Electrones del sistema C=Concentración Ag(1M)/Ag+ 𝐸 = + 0. 8 − (
- 059 2
Et = Eanodo + Ecatodo Et = 0.8 + 0.76=1.56V V-VII - V-VI Potencial Ánodo (V) 𝐸 = 𝐸 0 − (
e = Electrones del sistema C=Concentración Pb(s)/Pb+2(1M)/Cu(s)/Cu+2(1M) 𝐸 = − 0. 04 − (
- 059 2
Potencial Catodo (V) 𝐸 = 𝐸 0 − (
e = Electrones del sistema C=Concentración Zn+2(1M)/Zn(s)/Ag(+)(1M)/Ag(s) 𝐸 = 0. 21 − (
- 059 2
Et = Eanodo + Ecatodo Et =-0.04 +0.21=0.17V
VII-IV-V-VI
Potencial Ánodo (V) 𝐸 = 𝐸 0 − (
e = Electrones del sistema C=Concentración Pb(s)/Pb+2(1M)/Cu(s)/Cu+2(1M) 𝐸 = − 0. 04 − (
- 059 2
Potencial Catodo (V) 𝐸 = 𝐸 0 − (
e = Electrones del sistema C=Concentración Ag(+)(1M)/Ag(s) /Zn+2(1M)/Zn(s) 𝐸 = 0. 21 − (
- 059 2
Et = Eanodo + Ecatodo Et =-0.04 +0.21=0.17V Tabla 1: Resultados de los potenciales de celda teóricos. 1.-Clasifique a las celdas construidas de acuerdo a los siguientes tipos a) Precipitación b) Concentración c) Redox
CONCLUSION
Podemos concluir que las electricidades generadas por las pilas son proporcionales a la concentración de sus sales y depende también de las celdas con que se diseñe , además vemos las diferentes reacciones que se lleva a cabo en cada uno de los sistemas producidos por oxidación , reducción y precipitación.
BIBLIOGRAFIA
1.- Castellan, Gilbert W. (1998) Fisicoquimica 2 ed Addison Wesley.Mexico 2 .- Coeuret, Introducción a la Ingeniería Electroquímica, Edit. Reverté,