Práctica 7 Electroquímica

CENTRO DE CIENCIAS BÁSICAS

DEPARTAMENTO DE MATEMÁTICAS Y FÍSICA

LABORATORIO DE FISICA

ELECTRICIDAD Y MAGNETISMO

PRÁCTICA 7

“ELECTROQUÍMICA”

EQUIPO: TORRES 10

INTEGRANTES:

RODRÍGUEZ JÁUREGUI MARCO ANTONIO MACÍAS FERNANDEZ JOSÉ LUIS TACHIQUÍN LOPEZ SERGIO IVÁN MEDINA MACIAS RICARDO

FECHA DE REALIZACIÓN: 2/10/14

FECHA DE ENTREGA: 14/10/14

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Práctica 7 Electroquímica

CONTENIDO:OBJETIVOS:............................................................................................................3

HIPÓTESIS..............................................................................................................3

MARCO TEÓRICO...................................................................................................4

MATERIAL:..............................................................................................................6

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:.....................................................................6

TABLA DE DATOS :.................................................................................................7

CONCLUSIONES:....................................................................................................8

ANEXOS..................................................................................................................9

MEMORIA FOTOGRÁFICA..................................................................................9

BIBLIOGRAFÍA......................................................................................................10

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Práctica 7 Electroquímica

OBJETIVOS:

o Construir el modelo de una celda primaria húmeda o celda básica.

Determinar el voltaje producido entre 2 metales diferentes colocados en una solución ácida.

Explicar las reacciones químicas que se dan entre los electrodos el electrolito, para producir voltaje.

o Construir el modelo de una celda secundaria húmeda.

Establecer las principales diferencias entre una celda primaria y una celda secundaria.

Determinar cómo se carga una celda secundaria, explicando las reacciones químicas que se dan al suministrar un voltaje entre los electrodos.

Medir el voltaje que produce la celda cargada.

HIPÓTESIS.1. Todos los materiales conservan, en su forma natural, una carga positiva o

negativa.2. El ácido es un buen conductor de carga.3. Al inducir carga positiva en alguno de los materiales sumergidos en ácido,

éstos tendrán que ceder o adquirir electrones.

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Práctica 7 Electroquímica

MARCO TEÓRICO.

En la historia de la electroquímica no se puede dejar de hacer referencia a los primeros científicos que utilizaron la electricidad para sus experimentos. El más antiguo de ellos fue William Gilbert (1544-1603), quien descubrió el magnetismo por el paso de una corriente eléctrica, seguido de Otto von Guericke (1602-1686), quien construyó el primer generador de electricidad en su natal Alemania. A mediados del siglo xvi, el francés Charles Françoise de Cisternay du Fay (1698-1739) estableció que la electricidad podía tener dos signos: el positivo y el negativo, e incluso la explicó como dos tipos de fluido, el fluido positivo y el fluido negativo. No pasó mucho tiempo para que Benjamin Franklin (1706-1806) contradijera esta teoría y la rebatiera insistiendo en que la electricidad era sólo de un tipo de fluido. Posteriormente, aparecieron las disertaciones de Charles-Augustin de Coulomb (1736-1806), quien dictó la ley de la atracción y repulsión electrostática en 1781, y en su honor se denominó la unidad de carga como el coulomb, representado por una letra C en el Sistema Internacional (si) de unidades.

A inicios del siglo xix, se llevan a cabo los trabajos de Alessandro Giuseppe Antonio Anastasio Volta (1745-1827), profesor de filosofía natural en la Universidad de Pavia, Italia, que sirvieron de piedra angular para una serie de definiciones en física y electroquímica. Su fama creció cuando contradijo la hipótesis de Galvani y confirmó que no existe un tipo de electricidad animal, sino que la electricidad que hacía contraer los músculos de la rana se debía a la composición de los materiales de los cables que se utilizaban a los extremos de las ancas. Es decir, uno de los alambres era Cu y el otro era Zn y, en realidad, la electricidad fluía debido a la diferencia de potencial eléctrico de los dos metales. De hecho el dispositivo utilizado por Volta se conoce como la “pila voltaica”, cuyos electrodos son precisamente discos de Cu y Zn sumergidos en una solución que contiene iones que transportan la carga eléctrica en solución. En honor a Volta, se asignó la unidad de potencial eléctrico al Volt, V, en el si de unidades. La pila voltaica sirvió también para introducir la idea de la conducción iónica que es un mecanismo de conducción de la electricidad que presentan las sales disueltas en agua, también llamadas electrolitos. Aunque fue casi un siglo después que Arrhenius explicó la disociación de las sales en soluciones acuosas.

Al repetir el experimento de Volta, William Nicholson (1753-1815) quiso determinar las cargas en cada lado de la pila voltaica y por accidente dejó caer agua encima de las conexiones, percatándose de que se formaban burbujas de gas. Para comprobar sus sospechas, John Willen Ritter (1776-1810) sumergió las terminales de la pila en agua y observó el desprendimiento de burbujas de oxígeno e hidrógeno. Curiosamente la electricidad generada entre el Cu y Zn se aprovechó para descomponer el agua en sus elementos. A este proceso de descomposición del agua por el paso de una corriente eléctrica se le conoce con el nombre de “electrólisis”. En esta misma época también aparecieron los trabajos de Henry Cavendish (1731-1810), quien hizo experimentos de electrólisis cuantitativos para determinar la composición del agua (véase figura 3 para identificar la proporción dos de hidrógeno por uno de oxígeno).

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Práctica 7 Electroquímica

La electroquímica es una parte de la química que se dedica a estudiar las reacciones asociadas con la corriente eléctrica que circula en un circuito.

Las dos formas de representar las reacciones electroquímicas son:

1) Reacción de reducción A + ne- → An-

cuando la corriente eléctrica suministra electrones a la sustancia A, y

2) Reacción de oxidación B - ne- → Bn+

cuando la corriente eléctrica sustrae electrones a la sustancia B.

En estas reacciones, A y B representan sustancias químicas, n es un número entero que se asocia al equivalente de carga que reacciona con las sustancias A y

B; e- representa a los electrones que se insertan en la sustancia A o se retiran de la sustancia B, y los superíndices n- y n+ representan los números de carga eléctrica adquiridos por las sustancias A y B (el positivo representa una deficiencia y el negativo un exceso).

Cuando B tiene una carga positiva, Bn+, se llama catión, y cuando A tiene una

negativa, An-, se llama anión. No hay que olvidar que la escritura de reacciones químicas, y por lo tanto de las electroquímicas, es una representación de las sustancias que se ponen en contacto con la carga eléctrica para reaccionar y producir una nueva sustancia.

Algunos dispositivos que funcionan cuando se llevan a cabo reacciones electroquímicas son las pilas o baterías utilizadas en el automóvil, relojes, teléfonos celulares, computadoras, entre otros. O cuando se hace una electrólisis y se deposita un metal sobre una superficie a partir de su forma iónica (metales disueltos).

La electroquímica es una disciplina muy versátil que puede ayudar a resolver innumerables problemas que van desde dispositivos que funcionan como fuentes alternas de energía (celdas de combustible) hasta unidades de proceso en las plantas de extracción y refinación de metales (celdas de electrólisis), pasando por procesos de corrosión. Otra aplicación importante de la electroquímica se da en el análisis químico, donde se hace uso de sensores electroquímicos cuyas mediciones se adquieren como diferencias de voltaje (potenciómetros) o corrientes eléctricas (amperímetros). De los sensores potenciométricos se puede mencionar el electrodo de pH y los de ion selectivo y en cuanto a los sensores amperométricos se destacan los electrodos inertes de carbón vítreo, platino y oro, que sólo sirven de soporte para reacciones de oxidación o de reducción.

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Práctica 7 Electroquímica

MATERIAL:

1 Vaso con tapa porta electrodos 2 Probetas de 100ml c/u Electrodos de Pb, Al, Fe, Cu, C, y Zn Cables conectores 1 Fuente de VDC 1 Multímetro Ácido Sulfúrico(H2SO4) Agua pura Ácido Clorhídrico (HCl) 1 Resistencia de 420Ω. 1 Protoboard

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

PARTE A

Preparamos la disolución al 10% de H2SO4 en 200ml de agua, vaciamos el electrolito en el vaso sin llenar este, aun no cerraremos con la tapa y colocamos en ella los electrodos, ambos diferentes, para ahora si cerrar el contenedor, para conectarlo a la fuente de donde obtendremos la diferencia de potencial entre los electrodos, anotamos la polaridad y anotamos aquellos que sean los que proporcionan mayor voltaje o corriente, aquellas que se ionicen más.

Cabe mencionar que cada uno de los electrodos deben ser cuidadosamente limpiados con objeto de no tocar la solución.

PARTE B

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Práctica 7 Electroquímica

En esta segunda parte colocamos los electrodos de plomo en la misma solución acida, en la cual aplicaremos un voltaje durante 5 minutos aproximadamente, el cual será de una magnitud de 10V , aunque en caso de que se presente un burbujeo en el interior del contenedor tendremos que desconectar la corriente voltaica.

Una vez desconectado el circuito y apagada la fuente, conectaremos el Multímetro y mediremos el voltaje que se produce entre los electrodos debido a interacción de electrones que genera un equilibrio.

Agregamos una resistencia eléctrica fijada en el protoboard al circuito y medimos la corriente eléctrica, para determinar cómo se carga una celda secundaria.

TABLA DE DATOS :

Polaridad

Elemento

Polaridad

E (V ± ΔV) V (I ± ΔI) A Resistencia

+ Pb / / Pb

0.001 0.000 100.4 Variación: 0.4

+ Pb + - Al 0.094 0.070 CNCD = 100

Café, Negro, Café, Dorado

+ Pb + - Zn 0.964 0.150

+ Pb + - Cu

0.041 0.000 + = Rojo Fuente:

+ Al + - Zn 0.492 -2.44 - = Negro 10 mA

+ Al - + Cu

0.187 3.870

+ Cu + - Zn 0.904 7.150 Nota:- Zn / / Zn 0.001 0.000 Lecturas en micras

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Práctica 7 Electroquímica

CONCLUSIONES:A manera de resumen, podemos encontrar que de acuerdo a lo planteado con nuestras hipótesis y probado con nuestra experimentación, decimos:

“Todos los materiales conservan, en su forma natural, una carga positiva o negativa” hipótesis acertada y comprobada pues con la ayuda del multimetro se pudo verificar el flujo de corriente eléctrica, caso curioso cuando fue medida la intensidad de corriente eléctrica para el caso en que los electrodos eran del mismo material, ejemplos claros los del Pb (plomo) y el Zn (zinc), en los que su (I ± ΔI) A = 0.000.

“El ácido es un buen conductor de carga”, afirmación no del todo sustentada, pues no podemos asegurar con certeza si la conducción de electrones se dé con mayor facilidad en un liquido como lo es el acido H2SO4 o puede ser parecido si los electrodos son sumergidos en agua.

“Al inducir carga positiva en alguno de los materiales sumergidos en ácido, éstos tendrán que ceder o adquirir electrones para llegar a un estado de equilibrio”, hipótesis totalmente comprobada, pues con el apoyo del multimetro, una vez situados los cables conectores de acuerdo a su polaridad correspondiente, es notable como la carga se estabiliza para dar una lectura (si bien no exacta, un tanto aproximada) y con ello demostramos como, cuando se trata de electrodos de materiales diferentes, estos cuentan con diferente numero de electrones.

ANEXOS.

MEMORIA FOTOGRÁFICA

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Práctica 7 Electroquímica

En esta fotografía se muestran los materiales conductores a utilizar.

Fuente de inducción de corriente al sistema.

Este es el sistema que se utilizará para correr las pruebas.

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Práctica 7 Electroquímica

Obteniendo los datos de polaridad con el voltímetro.

El multímetro se utilizó como voltímetro para comprobar la polaridad de los materiales de prueba.

BIBLIOGRAFÍA.

Manual de prácticas de física clásica. Laboratorio de electricidad y magnetismo. Ciencias Básicas. Textos universitarios. Salvador Medina Rivera. 1ra ed. 2010 p. 67-73.

http://www.etitudela.com/Electrotecnia/principiosdelaelectricidad/tema1.2/contenidos/01d569940f0a8ba01.html

http://www.etitudela.com/profesores/jfcm/edm/Cap7.htm

http://www.technologyreview.es/read_article.aspx?id=44840

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