UNIVERSIDAD CENTRAL DEL ECUADOR FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS

LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA II

Integrantes: Fecha: 03/08/2015

Espín Kevin Grupo: 2

Franco Jessica

Hurtado Sharon

Jácome Paul

Luna Lissette

1. TEMA: “CELDA DE DANIELS”

2. OBJETIVOS

o Determinar el porcentaje de error en voltaje para determinadas combinaciones

metálicas.

o Conocer el fundamento de una pila galvánica y asociarlo con los conocimientos

teóricos

3. MARCO TEÓRICO

CELDAS ELECTROQUIMICAS

La celda electroquímica es un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una

reacción redox espontánea en donde la sustancia oxidante está separada de la reductora de

manera que los electrones deben atravesar un alambre de la sustancia reductora hacia la

oxidante.

En una celda el agente reductor pierde electrones por tanto se oxida. El electrodo en donde se

verifica la oxidación se llama ánodo. En el otro electrodo la sustancia oxidante gana electrones

y por tanto se reduce. El electrodo en que se verifica la reducción se llama cátodo.

La corriente eléctrica fluye del ánodo al cátodo porque hay una diferencia de energía potencial

entre los electrodos. La diferencia de potencial eléctrico entre el ánodo y el cátodo se mide en

forma experimental con un voltímetro, donde la lectura es el voltaje de la celda. (Química.

American Chemical , 2005)

Imagen N°1: diagrama de celda electroquímica de configuración semejante a la pila Daniell.

(Química. American Chemical , 2005)

TIPOS DE CELDAS ELECTROQUIMICAS

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 electrolisis. 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 sólo recipiente en el que tienen lugar las dos semirreacciones. (Ocaña,

2002)

Imagen N°2: Celda electrolítica, mostrando los electrodos. (Ocaña, 2002)

PUENTE SALINO

Un puente salino, en química, es un dispositivo de laboratorio utilizado para conectar las

semiceldas de oxidación y reducción de una pila galvánica (o pila voltaica), un tipo de celda

electroquímica. La función del puente salino es la de aislar los contenidos de las dos partes de la

celda mientras se mantiene el contacto eléctrico entre ellas.1 Los puentes salinos por lo general

vienen en dos tipos: tubo de vidrio y papel de filtro. (Skoog & West, 1995)

Imagen N°3: Celda electroquímica con puente salino de tubo de vidrio con KNO3. (Skoog &

West, 1995)

4. HIPOTESIS (HIPÓTESIS DE EXPERIMENTO, HIPÓTESIS NULA)

HIPÓTESIS EXPERIMENTAL

Se puede determinar el potencial de la celda, mediante determinación del voltaje con

un voltímetro de las reacciones Redox de diferentes metales como: cobre – zinc; cobre

– níquel; níquel – zinc; entre otros, en una solución ácida de HNO3 y también al conectar

varias celdas en forma de seria.

HIPÓTESIS NULA

No se puede determinar el potencial de la celda, mediante determinación del voltaje con un

voltímetro de las reacciones Redox de diferentes metales como: cobre – zinc; cobre – níquel;

níquel – zinc; entre otros, en una solución ácida de HNO3 y también al conectar varias celdas

en forma de seria

5. MATERIALES Y REACTIVOS

MATERIALES

- Monedas

- Papel

- Potenciómetro

- Vasos de vidrio

REACTIVOS

- Solución de KCl

- CuSO4

- ZnSO4

- HNO3

- Al

- Zn

- Ni

6. ECUACIONES QUÍMICAS

Cátodo: Cu2+ + 2e Cuo

Anodo: Zno - 2e Zno

Cu0 + Zn2+ Cu2+ + Zn2-

Cátodo: Ni2+ + 2e Nio

Anodo: Zno - 2e Zn2+

Ni2+ + Zno Nio + Zn2+

Cátodo: Ni2+ + 2e Nio

Anodo: Cuo - 2e Cu2+

Ni2+ + Cuo Cu2+ + Nio

Cátodo: 2(Al3+ + 3e Alo)

Anodo: 3(Zno - 2e Zn2+)

2 Al3+ + 3 Zno 2 Alo + 3 Zn2+

Cátodo: 2(Al3+ + 3e Alo)

Anodo: 3(Cuo - 2e Cu2+)

2 Al3+ + 3 Cuo 2 Alo + 3 Cu2+

7. REGISTRO DE DATOS

CELDA E° (V)

EXPERIMENTAL

Cu-Zn(solución) 0,85

Ni-Zn(solución) 0,92

Ni-Cu(solución) 0,02

Zn-Al(solución) 0,48

Al-Cu(solución) 0,39

Cu-Ni(papel) 0,10

8. CÁLCULOS

CELDA E° (V) TEÓRICO

Cu-Zn(solución) 1.100

Ni-Zn(solución) 1.013

Ni-Cu(solución) 0.589

Zn-Al(solución) 2.425

Al-Cu(solución) 1.998

Cu-Ni(papel) 0.589

Celda Cu-Zn(solución)

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = (𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙) ∗ 100

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = (1.10 − 0.85) ∗ 100

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 25 %

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 =𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙

𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜∗ 100

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 =1.10 − 0.85

1.10∗ 100

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 = 22.72%

Celda Ni-Zn(solución)

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = (𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙) ∗ 100

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = (1.013 − 0.92) ∗ 100

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 9.3 %

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 =𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙

𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜∗ 100

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 =1.013 − 0.92

1.013∗ 100

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 = 9.18%

Celda Ni-Cu(solución)

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = (𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙) ∗ 100

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = (0.589 − 0.02) ∗ 100

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 56.9 %

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 =𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙

𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜∗ 100

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 =0.589 − 0.02

0.589∗ 100

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 = 96.60%

Celda Zn-Al(solución)

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = (𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙) ∗ 100

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = (2.425 − 0.48) ∗ 100

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 194.5%

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 =𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙

𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜∗ 100

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 =2.425 − 0.48

2.425∗ 100

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 = 80.21%

Celda Al-Cu(solución)

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = (𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙) ∗ 100

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = (1.998 − 0.39) ∗ 100

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 160.8%

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 =𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙

𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜∗ 100

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 =1.998 − 0.39

1.998∗ 100

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 = 80.48%

Celda Cu-Ni (papel)

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = (𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙) ∗ 100

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = (0.589 − 0.1) ∗ 100

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 48.9%

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 =𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙

𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜∗ 100

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 =0.589 − 0.1

0.589∗ 100

%𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 = 83.02%

RESULTADOS

CELDA E° (V)

TEÓRICO

E° (V)

EXPERIMENTAL

%ERROR

ABSOLUTO

%ERROR

RELATIVO

Cu-Zn(solución) 1.100 0,85 25% 22.72%

Ni-Zn(solución) 1.013 0,92 9.3% 9.18%

Ni-Cu(solución) 0.589 0,02 56.9% 96.60%

Zn-Al(solución) 2.425 0,48 194.5% 80.21%

Al-Cu(solución) 1.998 0,39 160.8% 80.48%

Cu-Ni(papel) 0.589 0,10 48.9% 83.02%

9. OBSERVACIONES

Las celdas galvánicas son celdas que veneran energía de forma espontánea, y pueden

prepararse con diversos elementos, unos que generan un potencial mayor y otros un

potencial menor, y el cual depende de la concentración de los reactivos, y de los

electrones disponibles de cada especie, en los cuales se genera una diferencia de

potencial, donde zonas de mayor potencial se movilizan a zonas de menor potencial.

10. DISCUSIONES

El potencial observado puede ser menor debido a la forma de montar la celda, ya que

no fue exactamente la misma que la celda de Daniels, los reactivos no estuvieron en

contenedores separados, ni con concentraciones conocidas de cada reactivo, lo cual

afecta directamente en el potencial experimental, a encontrarse en un solo contenedor,

la movilidad iónica tiene mayor resistencia al coexistir más iones en la solución.

11. CONCLUSIONES

Para la paraje Zn-Cu se tienen un 25% en error absoluto y de 22,72% en error relativo;

para Ni-Zn se tiene un 9,3% en error absoluto y de 9,18% en error relativo; par Ni-Cu se

determinó 56,9% en error absoluto y de 96,6% en error relativo; para Zn-Al se tuvo

194,5% de error absoluto y 80,21% de error relativo; para Al-Cu se tiene un error

absoluto de 160,8% y de error relativo de 80,48% y por ultimo para Cu-Ni se tiene un

error absoluto de 48,9% y error relativo de 83,02%.

Un celda galvánica es considerada espontanea en teoría, lo cual se pudo conocer al

observar el voltaje que cada uno de las combinaciones entre metales daba.

12. BIBLIOGRAFÍA

Química. American Chemical. (2005). Reverte S.A.

Ocaña, W. (2002). Electroquímica. Reverte S.A.

Skoog, D. A., & West, D. M. (1995). Química Analítica. Sexta Edición México D.F.

Alkaline Manganese Dioxide Handbook and Application Manual (PDF). Energizer.

Retrieved 25 August 2008.