Lab 2

REPUBLICA DE CHILE
UNIVERSIDAD DE SANTIAGO DE CHILE
FACULTAD DE INGENIERIA
DEPARTAMENTO DE METALURGIA
Laboratorio N° 2 de Procesos
Electrometalúrgicos:
“Electrodo de Referencia”
Iván Araya
Integrantes:
Felipe González
Sebastián Martínez
Asignatura:
Procesos Electrometalúrgicos
Profesor cátedra:
Gerardo Cifuentes
Ayudante:
Maximiliano Álvarez
Fecha de entrega: 4 Noviembre de 2016
Universidad de Santiago de Chile
Procesos Electrometalúrgicos
RESUMEN
En el reciente laboratorio se tuvo como objetivo principal comprobar que se cumpla la
ley de Nernst para una solución acuosa rica en sulfato de cobre. Además, se tiene que
hacer una comparación de las diferencias de potencial obtenidas experimentalmente
con los resultados de voltaje determinados teóricamente y finalmente comprender de
la mejor forma posible el funcionamiento de un electrodo de referencia.
Primeramente, se preparó soluciones de sulfato de hierro penta-hidratado con 0,1M,
0,5M y 1M, luego se diluyó en 200ml de H2O y 20ml de H2SO4 cada una de ellas.
Después se contactó la placa de hierro con la solución de iones de este mismo metal,
luego se conectó un electrodo de referencia a la placa de hierro y a la solución acuosa,
para luego medir la diferencia de potencial con el tester para cada concentración
distinta de FeSO4*5H2O. Finalmente se preparó una solución de sulfato de zinc igual
que la experiencia pasada para comparar los resultados con dicha experiencia.
Como conclusión principal se tiene que a mayor concentración de FeSO4*5H2O y de
ZnSO4 menor fueron los voltajes de las pilas de Fe-Cu y de Zn-Cu respectivamente.
Otra conclusión a destacar es que los resultados obtenidos teóricamente y
experimentalmente, los valores de voltaje obtenidos cumplen con la ley de Nernst.
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INDICE
1. OBJETIVOS .......................................................................................................................... 3
1.1 OBJETIVOS GENERALES ...................................................................................................... 3
1.2 OBJETIVOS ESPECÍFICOS ..................................................................................................... 3
2. INTRODUCCIÓN ............................................................................................................... 4
3. DESARROLLO DEL TRABAJO ....................................................................................... 5
3.1 MATERIALES Y EQUIPOS UTILIZADOS ............................................................................... 5
3.2 PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL ...................................................................................... 5
4. RESULTADOS ..................................................................................................................... 6
4.1 PILA FE-CU. ....................................................................................................................... 6
4.1.1 Potencial de equilibrio termodinámico del Fe. ............................................................. 6
4.1.2 Diferencial de potencial teórico.................................................................................... 7
4.1.3 Diferencial de potencial experimental. ........................................................................ 7
4.2 PILA ZN-CU. ...................................................................................................................... 8
4.2.1 Diferencial de potencial teórico.................................................................................... 8
4.2.2 Diferencial de potencial experimental. ........................................................................ 8
4.2.3 Diferencial de potencial experimental de la experiencia 1. .......................................... 8
5. DISCUSIONES .................................................................................................................... 9
5.1 IVÁN ARAYA. ..................................................................................................................... 9
5.2 FELIPE GONZÁLEZ. .......................................................................................................... 10
5.3 SEBASTIÁN MARTÍNEZ. .................................................................................................... 11
6. CONCLUSION .................................................................................................................. 12
7. CUESTIONARIO .............................................................................................................. 13
8. ANEXO ................................................................................................................................ 17
9. BIBLIOGRAFIA ................................................................................................................ 18
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1. OBJETIVOS
1.1 Objetivos Generales

Comprobar que se cumpla la Ley de Nernst para una solución acuosa rica en
sulfato de cobre.
1.2 Objetivos Específicos

Comparar las diferencias de potencial obtenidas experimentalmente con los
resultados de voltaje determinados teóricamente.

Comprender el funcionamiento de un electrodo de referencia.
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2. INTRODUCCIÓN
Para medir una magnitud física, cualquiera sea esta, primero se debe determinar un
patrón y luego cuantificar respecto de esa unidad de referencia. Es así como nacen los
diferentes patrones de referencia, como el Joule y calorías, km y millas, etc. En
electroquímica, se utiliza un electrodo de referencia el cual tiene un potencial conocido
(generalmente determinado de manera arbitraria) para determinar el potencial del
electrodo que se desea investigar. El electrodo de referencia más común es el “electrodo
normal de hidrogeno” que define el potencial del sistema H2/H+ igual a 0,0 [V], pero
también existen otros que se utilizan según el medio en el cual se trabaje, entre los
cuales encontramos para medios ácidos el Sulfato Mercurioso (E° = 0,71 VENH), el
electrodo Calomelano (E° = 0,24 VENH), el electrodo de Plata (E° = 0,20 VENH), y el
Sulfato de Cobre (E° = 0,34 VENH) ; por otra parte, para medios alcalinos se encuentra
el Óxido de Mercurio (E° = 0,79 VENH). Así se puede utilizar un patrón de referencia
ad-hoc al medio en el cual se trabaje, y con el valor del patrón respecto del ENH, se
puede transformar el potencial del electrodo de trabajo a una escala que sea más usual
y cómoda para quien investiga.
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3. DESARROLLO DEL TRABAJO
3.1 Materiales y Equipos Utilizados

Tester.

Agua.

Ácido Sulfúrico.

Sulfato de hierro penta-hidratado.

Sulfato de Zinc.

Vasos precipitados de 250 mL.
3.2 Procedimiento Experimental

Preparar soluciones de sulfato de hierro penta-hidratado 0,1M, 0,5M y 1M,
diluyéndolas en 200ml de H2O y 20ml de H2SO4 cada una.

Contactar la placa de hierro con la solución de iones de este mismo metal.

Conectar un electrodo de referencia a la placa de hierro y a la solución acuosa.

Medir la diferencia de potencial con el tester para cada concentración distinta
de FeSO4*5H2O.

Preparar una solución de sulfato de zinc igual que la experiencia pasada para
comparar los resultados con dicha experiencia.
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4. RESULTADOS
4.1 Pila Fe-Cu.
Para la pila formada por Fe-Cu las reacciones redox son las siguientes:
𝐶𝑢+2 + 2𝑒 − → 𝐶𝑢0 ; 𝐸 𝑜 = +0,34
𝐹𝑒 +2 + 2𝑒 − → 𝐹𝑒 0 ; 𝐸 𝑜 = −0,44
𝐹𝑒 𝑜 + 𝐶𝑢+2 → 𝐹𝑒 +2 + 𝐶𝑢𝑜 ; ∆𝐸 𝑜 = 0,78 [𝑉]
Luego, se procede a determinar la diferencia de potencial teórica y se comparan con las
experimentales. Para ello primero determinaremos el potencial de equilibrio
termodinámico (Eth) del Fe a distintas concentraciones de FeSO4*5H2O y el del CuSO4
a concentración 1 M con la ecuación de Nerst (ver anexo).
Concentración 1 M CuSO4:
𝐸𝑡ℎ = 𝟎, 𝟑𝟒𝟎[𝐕]
4.1.1 Potencial de equilibrio termodinámico del Fe.
Se calcula el potencial de equilibrio termodinámico del Fe para concentraciones de 0,1
M, 0,5 M, y 1 M.
Concentración 0,1 M FeSO4*5H2O:
𝐸𝑡ℎ = −𝟎, 𝟒𝟔𝟗[𝐕]
Concentración 0,5 M FeSO4*5H2O:
𝐸𝑡ℎ = −𝟎, 𝟒𝟒𝟖[𝐕]
Concentración 1 M FeSO4*5H2O:
𝐸𝑡ℎ = −𝟎, 𝟒𝟒𝟎[𝐕]
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4.1.2 Diferencial de potencial teórico.
La diferencia de potencial se mide según la ecuación:
∆𝐸 = 𝐸𝑐𝑎𝑡𝑜𝑑𝑜 − 𝐸𝑎𝑛𝑜𝑑𝑜
(Ec. 4.1)
Reemplazando los Eth determinados anteriormente, se tiene:
Concentración 0,1 M FeSO4*5H2O:
∆𝐸 = 𝟎, 𝟖𝟎𝟗[𝐕]
Concentración 0,5 M FeSO4*5H2O:
∆𝐸 = 𝟎, 𝟕𝟖𝟖[𝐕]
Concentración 1 M FeSO4*5H2O:
∆𝐸 = 𝟎, 𝟕𝟖𝟎[𝐕]
4.1.3 Diferencial de potencial experimental.
Estos son los resultados de la medición del voltaje de la pila utilizando un tester.
Concentración 0,1 M FeSO4*5H2O:
∆𝐸 = 𝟎, 𝟕𝟏 [𝑽]
Concentración 0,5 M FeSO4*5H2O:
∆𝐸 = 𝟎, 𝟕𝟎 [𝑽]
Concentración 1 M FeSO4*5H2O:
∆𝐸 = 𝟎, 𝟔𝟗 [𝑽]
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4.2 Pila Zn-Cu.
La pila formada por Zn-Cu está compuesta por las siguientes reacciones redox:
𝐶𝑢+2 + 2𝑒 − → 𝐶𝑢0 ; 𝐸 𝑜 = +0,34
𝑍𝑛+2 + 2𝑒 − → 𝑍𝑛0 ; 𝐸 𝑜 = −0,77
𝑍𝑛𝑜 + 𝐶𝑢+2 → 𝑍𝑛+2 + 𝐶𝑢𝑜 ; ∆𝐸 𝑜 = 1,1 [𝑉]
Esta pila posee las mismas características que la preparada en la primera experiencia
(concentración de Zn de 0,161M). Luego se calcula el potencial termodinámico y el
teórico:
Concentración 0,161 M ZnSO4:
𝐸𝑡ℎ = −𝟎, 𝟕𝟗𝟑[𝐕]
4.2.1 Diferencial de potencial teórico.
Diferencia de potencial entre Zn-Cu:
∆𝐸 = 𝟏, 𝟏𝟑𝟑[𝐕]
4.2.2 Diferencial de potencial experimental.
Diferencia obtenida experimentalmente con un tester:
∆𝐸 = 𝟎, 𝟖𝟐[𝐕]
4.2.3 Diferencial de potencial experimental de la experiencia 1.
Diferencia obtenida experimentalmente con un tester:
∆𝐸 = 𝟎, 𝟖𝟗[𝐕]
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5. DISCUSIONES
5.1 Iván Araya.
Analizando los resultados obtenidos en esta experiencia nos podemos dar cuenta de
cierta diferencia que existe en el cálculo de los valores de voltaje obtenidos
teóricamente con los valores de voltajes obtenidos experimentalmente mediante el
tester, ya sea en una Pila Fe-Cu o en una Pila Zn-Cu. Analizando el caso para una Pila
Fe-Cu con una concentración de 1M, según el valor de voltaje marcado en el tester es
de 0,69 volt, y lo obtenido según los cálculos matemáticos el valor de voltaje es de 0,788
volt; con un error del 12,4%, lo que es un error bastante alto, estas diferencias se puede
deber principalmente a los factores externos que existieron durante el desarrollo del
laboratorio, ya sea la temperatura o la presión que no fueron las adecuadas, otro cosa
pudo haber sido que se presentó un error instrumental con el tester, donde se presentó
alguna falla o que al momento de medir el voltaje no fue el correcto debido a que no se
le dio el tiempo necesario para obtener el valor esperado. Y analizando el caso para una
Pila Zn-Cu con una concentración de 1M, según el valor de voltaje marcado en el tester
es de 0,82 volt, y lo obtenido según los cálculos matemáticos el valor de voltaje es de
1,133 volt; con un error del 27,6%, lo que es un error mucho más alto que en el caso
anterior, lo que se desprende que las mediciones no fueron las correctas, mismo caso
anterior las diferencias se debe a los factores mencionados anteriormente, aunque
también cabe mencionar que pudo estar presente el error humano, donde quizás se
realizó una mala maniobra por parte de nosotros.
Analizando los valores de voltaje para el caso de la Pila Fe-Cu a diferentes
concentraciones (0.1, 0.5 y 1M) notamos que a medida que baja la concentración
aumenta el voltaje, esto se debe a que el voltaje de una celda depende no sólo de la
naturaleza de los electrodos y de los iones, sino también de sus concentraciones y de
la temperatura a la cual funciona la celda, es decir la concentración es un factor
importante, y si se modifica, también se modifica el valor del voltaje. Paso lo mismo
para el caso de la Pila Zn-Cu.
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5.2 Felipe González.
Como se puede ver en los resultados, para la pila formada por Fe y Cu, a medida que
aumenta la concentración de FeSO4*5H2O aumenta la voltaje teórico de la pila, esto
debido a que según la ecuación de Nernst con un incremento de la concentración de
este compuesto aumenta el potencial de equilibrio termodinámico de esta semi-pila, lo
cual provoca que disminuya la diferencia de potencial de la pila ya que el potencial del
Cu2+ es constante. Experimentalmente también se da este fenómeno, ya que se aprecia
que el voltaje aumenta, pero con una diferencia de 0,1V entre los tres valores y además
no son los valores esperados (voltajes teóricos). Lo anterior se debe principalmente a
que las soluciones no tenían las concentraciones indicadas (0,1 M, 0,5 M, 1 M) lo cual
hace que varíe el potencial de la semi-pila y por ende cambiando el voltaje de toda la
pila. Mismo fenómeno ocurre para el electrodo de referencia de CuSO4, el cual debería
haber tenido una concentración de 1M para que el potencial sea 0,34V, y así haber
obtenido los voltajes deseados. Por otra parte, otro parámetro que afecta el potencial
de la pila fue no haber logrado las condiciones estándar al momento de realizar la
experiencia. Finalmente, otro factor a considerar es el tester, el cual no se encontraba
en las condiciones óptimas para su uso así como tampoco lo estaban sus cables, por lo
cual la medición pudo haber estado errada a pesar de que las soluciones tuviesen las
concentraciones y condiciones de presión y temperatura indicadas.
En el caso de la pila de Cu-Zn el análisis es similar. En ambas experiencias el valor del
voltaje experimental de la pila no concordó con el teórico ni entre ellos, lo cual se debió
a que las soluciones preparadas no tenían la concentración necesaria para obtener el de
potencial de pila esperado, es decir, en condiciones estándar, la concentración debió
haber sido de 1 M de las especies Cu2+ y de Zn2+, y así el tester hubiese arrojado el valor
de 1,1 V para ambas experiencias, y no 0,89V ni 0,82V como ocurrió en la experiencia
n°1 y en la experiencia n°2 respectivamente.
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5.3 Sebastián Martínez.
Analizando los potenciales teóricos para sulfato de fierro, podemos darnos cuenta que
al aumentar la concentración de FeSO4 el potencial del ánodo aumenta, provocando
una disminución del potencial de la pila, lo cual concuerda con lo obtenido
experimentalmente. Sin embargo, las diferencias son de 0,1V y las teóricas son bastante
mayores. Este error puede deberse a diferentes factores: primero puede que la
superficie de medición del trozo de hierro haya tenido óxido presente, lo que
distorsiona el resultado. Otro factor es el tester utilizado, ya que, cuando estábamos
midiendo marcaba valores aleatorios entre 0.69 y 0.71 para las tres concentraciones
analizadas. Un tercer factor a considerar, es que la solución preparada de FeSO4 haya
tenido impurezas de otros elementos, provocando que el potencial obtenido no sea
solamente entre Fe-Cu sino que un potencial mixto entre Fe-Cu y las impurezas
presentes en la solución. Un cuarto factor es que las condiciones estándar no se
cumplieron, dígase de temperatura, presión, etc.
Para el caso de Zn-Cu tenemos un valor obtenido de 0,82 para esta experiencia y 0,89
para la 1ra. A estos valores hay que sumarle el potencial correspondiente al electrodo
de referencia (0,34V) para poder hacer una comparación con la medición respecto al
ENH. Se obtiene 1,16 para este laboratorio y 1,23 para el laboratorio anterior, lo que es
muy cercano al potencial respecto al ENH, y podemos decir que esta medición fue
hecha de manera correcta.
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6. CONCLUSION

Se cumplió la ley de Nernst en ambas pilas, ya que a mayor concentración de
reactivo menor fue el voltaje de la pila. Además se comprendió el
funcionamiento de un electrodo de referencia.

Se compararon los valores de voltaje de pila determinados teóricamente versus
los obtenidos experimentalmente, donde ambos cumplen la ley de Nernst a
pesar de que no coinciden entre ellos.

Se aprendió a medir la diferencia de potencial por medio de un tester para cada
una de las soluciones de la experiencia, además de comprender el
funcionamiento de dicho aparato.
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7. CUESTIONARIO
1. ¿Cuál es el concepto detrás de un electrodo de referencia?
Un electrodo de referencia (ER) funciona como un patrón para poder medir el potencial
de un electrodo de trabajo, por lo tanto, el potencial medido será respecto de ese patrón
y el valor podrá ser convertido a cualquier otra escala de voltajes en la que se desee
trabajar según la comodidad operador.
2. ¿Cuáles son las características principales de un electrodo de referencia?
Su principal característica es que el ER debe poseer un valor de potencial constante y
conocido, así la diferencia de potencial medida corresponderá al potencial del electrodo
de trabajo.
Otra de sus principales características es que el ER debe estar inmerso en una solución
electrolítica definida (electrolito de referencia), la cual puede o no constar de iones del
mismo metal que se utiliza como conductor electrónico, ya que generalmente se utiliza
KCl pero en el caso del electro de Cu se utiliza CuSO4. Este electrolito de referencia se
conecta con el medio en solución a estudiar mediante sus precipitados, lo que permite
el paso de la corriente mediante el flujo de iones, y así se logra cerrar el circuito.
3. ¿Cuál es la relación entre el electrodo de referencia y el medio en el cual será
utilizado?
El electrodo de referencia dependerá del medio en el cual se realice la medición del
potencial. Para medios sulfatos-ácidos se suele trabajar con el Sulfato Mercurioso (E°
=0,71 VENH), para medios cloruro-ácidos se ocupan el electrodo de Calomelano (E°
=0,24 VENH) y el electrodo de plata (E° =0,20 VENH), y para medios alcalinos o básicos,
se trabaja con el electrodo de óxido de Mercurio (E° =0,79 VENH).
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4. ¿Es necesario que el electrodo de referencia cumple la ley de Nernst? Justifique
su respuesta.
El potencial del electrodo de referencia se mide a través de la ecuación de Nernst, y
mediante este método se obtienen las tablas a diferentes concentraciones de elementos,
por ejemplo, el del Calomelano, cuyos potenciales oscilan entre 0,28V y 0,25V para
concentraciones de 𝐻𝑔2 2+ de 1N y 3,5M respectivamente.
5. ¿Cuál es la importancia y función del elemento activo de un electrodo de
referencia?
El potencial del electrodo de referencia debe permanecer constante, es por ello que se
utilizan soluciones saturadas dentro del mismo, para que, al reaccionar el elemento el
potencial del electrodo de referencia no cambie. La importancia de esto es que al
realizar la medición no se generen resultados erróneos.
6. ¿Qué significa la siga NHE y qué representa?
La sigla NHE en español significa Electrodo Normal de Hidrógeno, y representa el
potencial del electrodo de hidrógeno que por convención se denomina como 0 V.
7. ¿Es necesario un puente salino cuando se utiliza un electrodo de referencia?
Sí, es necesario el puente salino para el flujo de iones entre las soluciones. Para el caso
del electrodo de sulfato de cobre, el puente salino viene incluido en el tubo en forma
de tapón tal y como lo muestra la siguiente figura:
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Figura 7.1 “Electrodo de referencia de sulfato de cobre”
Para el caso de plata/cloruro de plata, se debe incorporar el puente salino igualmente
como se hace en una pila.
Figura 7.2 “Electrodo de referencia de plata/cloruro de plata”
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8. Calcular el voltaje de las siguientes pilas.
a) Fe (s) / Fe(Br)2 (0,001 M) / / NaBr (0,05 M) / Br2 (l) /Pt (s)
Reacción de pila: 𝐹𝑒 0 + 𝐵𝑟2(𝑙) → 𝐹𝑒 2+ + 2𝐵𝑟 −1
𝐸𝑡ℎ = 1,07 + 0,44 +
0,059
1
log (
) = 1.68
2
0,001 ∗ 0,05^2
b) Cu(s)/Cu(NO3)2 (0,02 M) / / Fe(NO3)2 (0,05 M) / Fe(s)
Reacción de pila: 𝐶𝑢0 + 𝐹𝑒 2+ → 𝐹𝑒 0 + 𝐶𝑢2+
𝐸𝑡ℎ = (−044 − 0,34) +
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0,059
0.02𝑀
log (
) = −0,79[𝑉]
2
0.05𝑀
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8. ANEXO

𝑬𝒕𝒉 [CuSO4]:
𝐸𝑡ℎ = 0.34 +

0.059
𝑥 𝑙𝑜𝑔 [𝐶𝑢𝑆𝑂4 ] ; 𝑐𝑜𝑛 [𝐶𝑢𝑆𝑂4 ] = 1𝑀 ; 𝑬𝒕𝒉 = 𝟎. 𝟑𝟒 𝑽𝒐𝒍𝒕
2
𝑬𝒕𝒉 [FeSO4]:
𝐸𝑡ℎ = −0.44 +
0.059
𝑥 𝑙𝑜𝑔 [𝐹𝑒𝑆𝑂4 ] ; 𝑐𝑜𝑛 [𝐹𝑒𝑆𝑂4 ] = 0.1𝑀 ; 𝑬𝒕𝒉 = −𝟎. 𝟒𝟔𝟗 𝑽𝒐𝒍𝒕
2
𝐸𝑡ℎ = −0.44 +
0.059
𝑥 𝑙𝑜𝑔 [𝐹𝑒𝑆𝑂4 ] ; 𝑐𝑜𝑛 [𝐹𝑒𝑆𝑂4 ] = 0.5𝑀 ; 𝑬𝒕𝒉 = −𝟎. 𝟒𝟒𝟖 𝑽𝒐𝒍𝒕
2
0.059
𝑥 𝑙𝑜𝑔 [𝐹𝑒𝑆𝑂4 ] ; 𝑐𝑜𝑛 [𝐹𝑒𝑆𝑂4 ] = 1𝑀 ; 𝑬𝒕𝒉 = −𝟎. 𝟒𝟒𝟎 𝑽𝒐𝒍𝒕
2
𝐸𝑡ℎ = −0.44 +

∆𝑬 [𝑭𝒆𝑺𝑶𝟒]:
∆𝐸 = 0.34 − (−0.469) = 𝟎. 𝟖𝟎𝟗 𝑽𝒐𝒍𝒕 ; 𝑐𝑜𝑛 [𝐹𝑒𝑆𝑂4 ] = 0.1𝑀
∆𝐸 = 0.34 − (−0.448) = 𝟎. 𝟕𝟖𝟖 𝑽𝒐𝒍𝒕 ; 𝑐𝑜𝑛 [𝐹𝑒𝑆𝑂4 ] = 0.5𝑀
∆𝐸 = 0.34 − (−0.440) = 𝟎. 𝟕𝟖𝟎 𝑽𝒐𝒍𝒕; 𝑐𝑜𝑛 [𝐹𝑒𝑆𝑂4 ] = 1𝑀

𝑬𝒕𝒉 [ZnSO4]:
𝐸𝑡ℎ = −0.77 +

0.059
𝑥 𝑙𝑜𝑔 [𝑍𝑛𝑆𝑂4 ] ; 𝑐𝑜𝑛 [𝑍𝑛𝑆𝑂4 ] = 0.161𝑀 ; 𝑬𝒕𝒉 = −𝟎. 𝟕𝟗𝟑 𝑽
2
∆𝑬 𝒁𝒏 − 𝑪𝒖:
∆𝐸 = 0.34 − (−0793) = 𝟏. 𝟏𝟑𝟑 𝑽𝒐𝒍𝒕; 𝑐𝑜𝑛 [𝑍𝑛𝑆𝑂4 ] = 0.161𝑀
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9. BIBLIOGRAFIA

Academiatesto.com.ar. (2016). El electrodo de referencia | Academia Testo. [online]
Available
at:
http://www.academiatesto.com.ar/cms/el-electrodo-dereferencia [Accessed 4 Nov. 2016].

Bibliotecadigital.ilce.edu.mx. (2016). II. ELECTRODOS DE REFERENCIA.
[online]
Available
at:
http://bibliotecadigital.ilce.edu.mx/sites/ciencia/volumen2/ciencia3/079/ht
m/sec_5.htm [Accessed 4 Nov. 2016].
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