tp n°5: pilas

PRÁCTICO DE LABORATORIO Nº5
PILAS
Objetivo:
Comprender el proceso de oxidación y reducción a través de la electrólisis.
Observar la importancia de un electrolito en el proceso de transporte de elctrones.
Material:
voltímetro
Reactivos:
vasos de precipitados de 250 ml, Electrodos de cobre y zinc, tubo en U,
ZnSO4, (1M), CuSO4 (1M), NH4Cl (0,1 M)
FUNDAMENTO TEÓRICO
La energía de cualquier reacción química puede ser transformada en energía eléctrica. Si se
coloca un trozo de zinc metálico dentro de una solución de sulfato cúprico, se observará
sobre la superficie del metal un recubrimiento de cobre metálico. En este caso, la energía
se libera en forma de calor.
Si diseñamos una célula galvánica, la reacción química ocurrirá de forma tal que los
electrones migrarán del zinc al cobre (II) en solución, a través de un hilo conductor externo.
Cerrando este circuito con un puente salino la energía química liberada se transforma en
energía eléctrica.
Como ya hemos visto, en el ánodo tiene lugar la reacción de oxidación; aquí se pierden
electrones y ello origina la liberación de iones positivos a la disolución, los electrones que
pierden los átomos circulan por el circuito exterior hasta el cátodo.
Una vez en el cátodo, estos electrones son consumidos por los iones que se encuentran en
solución, dando lugar a una reacción de reducción. Cabe aclarar que los iones en solución
disminuyen en la misma.
Ninguna de las dos semirreacciones ocurre de forma independiente de la otra. Cuando se
trabaja con las celdas separadas se utiliza un puente salino para conectarlas. En este caso,
en el cátodo quedarán libres los iones sulfato porque el cobre en solución se transforma en
cobre metálico y se deposita en el electrodo:
=
2+
+
=
Esto provoca un aumento de carga negativa en la solución; por ello este exceso de iones
sulfatos migra hacia el ánodo a través del puente salino.
Por otro lado, en el ánodo se forman iones Zn2+, los cuales se mueven en la dirección
opuesta (hacia el cátodo) para mantener la electroneutralidad, o bien iones cloruro (Cl-), y
amonio, (NH4+), salen desde el puente salino hacia los dos recipientes para conseguir
igualmente la neutralidad de ambos.
En reglas generales, cualquier pila funciona de esta manera.
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
1- En un vaso de precipitados de 250 ml, se coloca CuSO4, 1M (los 2/3 del vaso,
aproximadamente) y en otro, ZnSO4, 1M.
2- El tubo en U se llena con una solución de NH4Cl 0,1 M y se tapan ambos extremos
con algodón, de modo que no quede aire. Una vez realizado esto, se coloca
invertido, una rama en cada vaso.
3- Introducir una lámina de cobre en la disolución de sulfato de cobre y una de cinc en
la de sulfato de cinc (ambas láminas, bien limpias actuarán como electrodos).
4- Utilizando un par de pinzas de cocodrilo y cables, se conecta la lámina de Cu al
borne común de un voltímetro (corriente contínua) y la de Zn al borne negativo.
Anotar el valor que marque el voltímetro.
Ánodo (-)
Zn
Cátodo (+)
Cu
e-
Zn
e-
Zn2+ + 2e-
Cu2+ + 2e-
Cu
En el ánodo, el Zn se oxida y el potencial estándar es: Eº = - 0,76 V
En tanto que, la llegada de los electrones al cátodo provoca la reducción del Cu originando
un potencial estándar: Eº = + 0,34 V
El voltaje aproximado de esta pila es igual al potencial estándar más positivo menos el
potencial estándar más negativo:
Eºpila = + 0,34 V – (- 0,76 V) = 1,10 V
El valor del potencial más negativo indica que esa especie se oxida más fácilmente que la
otra. En nuestro caso el Zn se oxida más fácilmente ante la presencia de Cu por lo que
libera sus electrones.