Practica 11 TD

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Práctica N° 11
Pila Daniell: Proceso REDOX espontáneo
I. RESUMEN
La pila de Daniell o pila galvánica es un tipo de celda en la que ocurre una reacción
de oxido-reducción o más conocida como la reacción tipo REDOX, donde la
sustancia en el cátodo se reduce y la sustancia en el ánodo de oxida. En esta práctica
se construyó una pila de Daniell con Cobre y Zinc y se calculó la energía potencial de
toda la celda; a partir de la energía potencial específica del ánodo y el cátodo; la
energía libre de Gibbs de la reacción y su constante de equilibrio. Asimismo, se
evaluó la relación de los tres aspectos mencionados anteriormente y cómo influyen en
la espontaneidad de diferentes reacciones REDOX en una pila de Daniell.
II. INTRODUCCIÓN
Las reacciones de oxidación-reducción espontáneas pueden aprovecharse para generar
una corriente eléctrica si se diseña una célula adecuada. Para comprenderlo mejor
podemos considerar la reacción que se produce cuando se introduce una barra de Zn
en una disolución acuosa de CuSO4.1
𝑍𝑛(𝑠) + 𝐶𝑢+2(𝑎𝑐) → 𝑍𝑛+2(𝑎𝑐) + 𝐶𝑢(𝑠) 
Es decir, que el Zn se oxida a y el se reduce a Cu. Si la reacción tiene𝑍𝑛+2 𝐶𝑢+2
lugar del modo descrito, a pesar de que es espontánea y que ha habido un intercambio
de electrones, no se produce energía eléctrica.1 Para que la energía química de la
reacción se transforme en energía eléctrica aprovechable, es necesario que los
procesos de oxidación y de reducción tengan lugar en compartimentos separados,
conectados entre sí del modo adecuado. Este sistema se denomina: pila, célula
electroquímica, celda galvánica o celda voltaica.1
PILA DE DANIELL
Esto es lo que va a ocurrir en una pila o célula galvánica. La pila más sencilla consta
de dos conductores metálicos, llamados electrodos, sumergidos en disoluciones
conductoras, llamadas electrolitos , unidos entre sí por un hilo metálico.2 Vamos a
considerar, para fijar ideas, una de las primeras pilas , la pila DANIELL, inventada en
1836 por el químico británico. Ambas están unidas por un hilo conductor con un
voltímetro que medirá el voltaje proporcionado por la pila, que fue de 1,1V.2
Lo que observa es que cuando realizamos el montaje el electrodo de zinc va
disminuyendo de peso, está desapareciendo , al mismo tiempo que aumenta la
concentración de en la disolución de sulfato de zinc, mientras que el electrodo𝑍𝑛+2
de cobre aparece un depósito rojizo de cobre metálico, de modo que va aumentando
de peso y en la disolución de sulfato de cobre(II) disminuye la concentración de
.2 Por lo tanto esto ocurre en la reacción redox:𝐶𝑢+2
Zn – 2e → proceso de oxidación - Ánodo - Polo negativo𝑍𝑛+2
+2e → Cu proceso de reducción - Cátodo - Polo positivo𝐶𝑢+2
_________________________________________________
Zn + → + Cu proceso global redox𝐶𝑢+2 𝑍𝑛+2
Los electrones que pierde el zinc, los está recogiendo el cobre pasando a través del
hilo conductor, van del electrodo de cinc al de cobre.2 Hemos visto antes que el flujo
de electrones va del ánodo al cátodo, pero sabemos que el sentido de la corriente, por
motivos históricos,se toma contrario al de los electrones, saliendo siempre del cátodo,
esto es del polo positivo de la pila.2
III. OBJETIVOS
● Identificar los componentes de la Pila Daniell
● Evaluar los potenciales generados y estimar las magnitudes termodinámicas y
las constantes de equilibrio de las reacciones de la pila formada
IV. MATERIALES Y MÉTODOS
1. Equipo y Materiales:
Insumos
● CuSO4
● ZnSO4
● KCl
Material de Laboratorio
● Probeta (100 mL)
● Beaker (100 mL)
● Electrodos,
● Cable con pinzas
● Algodón
Equipos
● Multímetro digital
2. Procedimiento
Primero se prepara 100 mL de una solución de CuSO4 1 M para luego
verterlo en un vaso de precipitados de 100 mL. Sumergir el electrodo de
cobre conectado al multímetro y aparte, preparar 100 mL de una solución
de ZnSO4 1M para verterlo en un vaso de precipitados de 100 mL.
Sumergir electrodo de zinc conectado al multímetro y colocar el puente
salino entre las dos soluciones (algodón sumergido en KCl 1 M).
V. RESULTADOS Y DISCUSIÓN
Con los datos del vídeo mostrado en clase, se procede a realizar los cálculos
requeridos para evaluar y establecer la espontaneidad de la reacción. Ya que se tiene el
valor del potencial específico de la celda (1,054 V), se procede con los cálculos de la
variación de energía libre de Gibbs (∆G) y la constante de equilibrio (Keq).
Ecuación 1. Para hallar ∆G, utilizamos la ecuación 1, y reemplazamos con los datos
estándares.
Como se observa en la ecuación, el valor calculado de ∆G es negativo lo que indica
que la reacción de óxido-reducción (REDOX) de la pila de Daniell es espontánea,
puesto que, como se sabe, un valor negativo de la energía libre de Gibss siempre
indica que una reacción es espontánea y cuando es positiva, que la reacción es no
espontánea.4 Asimismo, en base a la definición de la energía libre de Gibss (energía
disponible para realizar un trabajo) se puede decir que el signo negativo de nuestro
resultado indica que el sistema es el que realiza un trabajo sobre los alrededores y no
en viceversa.4
Para hallar Keq, despejamos la constante en la ecuación 2.
Ecuación 2. Fórmula para hallar la energía potencial de la celda.
Ecuación 3. La nueva ecuación resultante es la 3, donde, al reemplazar los valores
estándares, se podrá hallar la Keq.
Como se observa, fue posible calcular la constante de equilibrio a partir de la
ecuación 2, con los valores de la constante ideal de los gases, temperatura, carga total
(nF) y la energía eléctrica de la celda (E°cel), siendo este último valor también usado
para calcular la energía libre de Gibss según la ecuación 1.
Según los datos, se podría decir que a partir del valor positivo de E°cel, se obtuvo un
valor negativo de ∆G; muy favorable para la reacción, así como uno positivo para la
Keq, lo cual, no está mal ya que cumple con la relación teórica que se establece para
estos tres aspectos, tal y como se muestra en la siguiente tabla:
Tabla 1. Relaciones entre ∆G°, K y E°celda. Se aprecia los valores de los tres,
cuando son negativos, positivos o cero y como es que influyen en la reacción en
cuanto a la formación de productos y reactivos.4
Según los valores calculados y al relacionarlo con la tabla, se puede decir que
corresponde a la primera fila, donde el valor de ∆G° y la energía eléctrica de la celda
son positivos y la constante de equilibrio es mayor a uno. En ese caso, se dice que la
formación de productos se ve favorecida, por lo que la reacción sería espontánea ya
que eso es lo que normalmente ocurre en cualquier reacción. En este sentido, nuestra
experimentación cumple con lo dicho en la bibliografía, y, a partir de esto se puede
decir que la relación de los tres aspectos define la espontaneidad de la reacción.
VI. CONCLUSIONES
● Se identificaron los componentes de la Pila Daniell, siendo el Zinc y el cobre
para la primera pila, y el níquel y el Cadmio para la segunda.
● Se evaluó los potenciales generados y se estimó las magnitudes
termodinámicas y las constantes de equilibrio de las reacciones de la pila
formada con Zinc y Cobre.
VII. PUNTOS DE INTERÉS
1. ¿Qué potencial se leería en el voltímetro si se hubiesen conectado los
electrodos con polaridad inversa?
Ecuación 4. Potencial estándar de reducción
𝐸°𝑐𝑒𝑙=𝐸°𝑐á𝑡𝑜𝑑𝑜−𝐸°á𝑛𝑜𝑑𝑜
𝐸°𝑐𝑒𝑙= -0,763 V - (+ 0,337 V)
𝐸°𝑐𝑒𝑙= -1,1 V
El signo de la fem (fuerza electromotriz) nos indica si la reacción es o no
espontánea. Con este resultado entendemos que E° es menor a 0 y sabemos
que G será mayor a 0, esto nos muestra que es una reacción inversa de la pila
Daniell, lo que resultará no espontáneo para la concentración de iones
elegida.4
También nos damos cuenta que para que esta reacción se efectúe se debe
exceder al voltaje (en este caso -1,1 V) y para hacerlo convertiremos en polo
positivo al electrodo donde se da la oxidación (ánodo) y en polo negativo al
electrodo donde se da la reducción (cátodo).
El cátodo actuará como la fuente de electrones y el ánodoserá el destino a
donde los electrones se dirigirán.5
2. Si se dejara funcionar la Pila Daniell durante un tiempo, ¿Es de esperar
que se observe algún cambio en la superficie del electrodo de cobre? ¿Por
qué?
El cobre atrae electrones y comenzará a reducirse, el zinc metálico se oxidará
aumentando la cantidad de sulfato, los electrones migran y por eso habrá
corriente eléctrica. Los electrones que el cobre recibe del zinc a través del
circuito se combinan con los iones de cobre acuosos cargados positivamente
para formar depósitos de cobre sólido sobre el metal.3
3. Un mismo electrodo puede actuar como ánodo o como cátodo,
dependiendo del electrodo con el que se enfrente. Consultar una tabla de
potenciales de electrodo y escribir la notación de dos pilas, tales que en
una de ellas un electrodo de Ni (sumergido en Ni2+) actúe como cátodo y
en la otra como ánodo. Escribir la reacción global y las semirreacciones
de las dos pilas, y explicar el porqué del distinto comportamiento del
electrodo de níquel.
Ecuación 5. Reacción global de la batería de níquel y cadmio.7
Ecuación 6. Comportamiento de los electrodos durante la descarga de la
batería.
La batería de Níquel y Cadmio es una batería recargable que consta de
electrodos humedecidos (Ni y Cd) en una disolución de hidróxido de potasio.8
Ecuación 7. Semirreacciones de la batería de níquel y cadmio.8
En el caso del níquel ocurre un proceso de reducción, ya que este actúa como
cátodo por ende pierde electrones.8
Ecuación 8. Notación simplificada.7 En la siguiente reacción se muestran los
dos elementos utilizados en la batería (Níquel y cadmio) separados por una
línea lo que indican que es una separación de fases y la doble línea hace
referencia al puente salino de la batería.9
VIII. REFERENCIAS
1. PROCESOS REDOX(II).PILAS Y CELDAS ELECTROLÍTICAS [Internet].
Xunta.gal. [citado el 14 de julio de 2021]. Disponible en:
http://www.edu.xunta.gal/centros/iesastelleiras/?q=system/files/Procesos%20r
edox.%20Pilas%20y%20celdas.%28II%29.pdf
2. PRÁCTICA N°19 [Internet]. Uam.es. [citado el 14 de julio de 2021].
Disponible en: http://www.qfa.uam.es/labqui/practicas/practica19.pdf
3. Çengel, Yunus A., y Michael A. Boles. Termodinámica /. 6ta. ed. México:
McGraw-Hill, 2008
4. Staff. Principios de química : los caminos del descubrimiento. Emp; 2000.
https://books.google.com.pe/books?id=0JuUu1yWTisC&lpg=PA449&dq=pila
%20de%20daniell&pg=PA453#v=onepage&q=pila%20de%20daniell&f=false
http://www.edu.xunta.gal/centros/iesastelleiras/?q=system/files/Procesos%20redox.%20Pilas%20y%20celdas.%28II%29.pdf
http://www.edu.xunta.gal/centros/iesastelleiras/?q=system/files/Procesos%20redox.%20Pilas%20y%20celdas.%28II%29.pdf
http://www.qfa.uam.es/labqui/practicas/practica19.pdf
https://books.google.com.pe/books?id=0JuUu1yWTisC&lpg=PA449&dq=pila%20de%20daniell&pg=PA453#v=onepage&q=pila%20de%20daniell&f=false
https://books.google.com.pe/books?id=0JuUu1yWTisC&lpg=PA449&dq=pila%20de%20daniell&pg=PA453#v=onepage&q=pila%20de%20daniell&f=false
5. Electrólisis [Internet]. Youtube; 2020 [citado el 14 de julio de 2021].
Disponible en: https://www.youtube.com/watch?v=0_yttGCdZt4
6. Daniell Cell [Internet]. Nationalmaglab.org. [citado el 15 de julio de 2021].
Disponible en:
https://nationalmaglab.org/education/magnet-academy/watch-play/interactive/
daniell-cell
7. Batería de níquel-cadmio (video) | Khan Academy. KhanAcademy.
8. Células galvánicas [Internet]. Liceoagb.es. [citado el 15 de julio de 2021].
Disponible en: https://www.liceoagb.es/quimigen/redox4.html
9. Notación simplificada de las pilas galvánicas o voltaicas [Internet].
Quimitube.com. [citado el 15 de julio de 2021]. Disponible en:
https://www.quimitube.com/videos/notacion-simplificada-pilas-galvanicas/
https://www.youtube.com/watch?v=0_yttGCdZt4
https://nationalmaglab.org/education/magnet-academy/watch-play/interactive/daniell-cell
https://nationalmaglab.org/education/magnet-academy/watch-play/interactive/daniell-cell
https://www.quimitube.com/videos/notacion-simplificada-pilas-galvanicas/