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Práctica 7. A. Construcción de una celda galvánica: la pila Daniell
Objetivo:
Construir una pila Daniell y medir su fuerza electromotriz
Fundamento teórico:
* En las reacciones redox hay transferencia de electrones del reductor al oxidante. Estos electrones, en
lugar de transferirse directamente, darán lugar a la obtención de corriente eléctrica al pasar por un circuito
exterior.
* Para realizar una pila el oxidante y el reductor deben estar en recipientes distintos, y conectados por un
hilo conductor exterior; la transferencia de electrones tendrá lugar a través del conductor.
* La pila Daniell que formaremos se puede expresar de este modo: Zn/Zn2+//Cu2+/Cu
Materiales y reactivos:
* Dos vasos de precipitados de 100 ml.
* Electrodos: lámina de cobre
lámina de cinc
* Dos cables con pinzas de cocodrilo
* Tubo en U
* Disolución 0'1 M de CuSO4
* Disolución 0'1 M de ZnSO4
* Disolución 0'1 M de cloruro de amonio
* Voltímetro
* Dos trocitos de lana de vidrio
Procedimientos:
1.Colocar en un vaso de precipitados 50 cm3 de disolución de CuSO4 e introducir en ella el electrodo
de Cu.
Colocar en otro recipiente 50 cm3 de disolución de ZnSO4 e introducir en ella el electrodo de Zn.
2.Se debe preparar el puente salino:
Tomar el tubo de vidrio en forma de U y llenarlo con la disolución de cloruro.
Utilizar cada trocito de lana de vidrio para cerrar los dos extremos del tubo y evitar que queden
burbujas de aire en el interior del tubo.
3.Realizar el montaje de la figura:
Cuestiones:
1.¿Cuál es el ánodo? ¿Y el cátodo? ¿Cuáles son los polos positivo y negativo de esta pila?
2.Escribir las reacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo.
3.Haz el dibujo completo de la pila, poniendo lo que ocurre en cada electrodo.
b. ¿En qué sentido van los electrones? ¿En qué sentido va la corriente eléctrica?
4.Haz un esquema en el dibujo de lo que sucede en el puente salino.
b. ¿Qué sucede al quitar el puente salino? ¿Por qué?
Práctica 7. B. Celda electrolítica: electrólise dunha disolución acuosa de KI
Fundamento teórico
Nas pilas galvánicas, a enerxía química da reacción redox espontánea da lugar a unha corrente eléctrica (ΔG<0).
Nas reaccións redox tamén podemos forzar a reacción inversa non espontánea (ΔG>0 ). Para elo subministramos
enerxía mediante unha corrente eléctrica. O fenómeno coñécese co nome de electrólise.
Material e reactivos
Soporte, dobre noz e pinza
Tubo en U
Disolución de KI 0,1 M
2 electrodos de grafito
Pila de 4.5 voltios
2 ou 4 pinzas de crocodilo
Papel indicador universal
Procedemento
- Case encher un tubo en forma de U cunha disolución de KI.
- Colocar o tubo nun soporte.
- Introducir unha tira de papel indicador universal. COLOR=
pH=
- Introducir en cada rama do tubo en U, un electrodo de grafito.
- Conectar cadansúa pinza de crocodilo nos electrodos de grafito e estes a unha pila de 4,5 voltios.
- Observar os electrodos.
- Un tempo despois de observar cambios, introducir novamente unha tira de papel indicador no ánodo.
COLOR=
pH
- Fai o mesmo no cátodo.
COLOR=
pH
- Limpa o material.
Cuestións.
1. Inicialmente no tubo en U hai ion ioduro, ion potasio e auga. Estas 3 especies poden reducirse ou oxidarse
atendendo ós potenciais de redución de abaixo.
Lembrando o que sucedeu en cada electrodo da práctica, cal delas é a reacción de oxidación que realmente ocorre?
Cal é a de redución? Razoa a túa elección.
K+ (ac) + e- → K(s), Eº = -2,93 V
I2 (ac) → 2I- (ac) + 2 e-, Eº = + 0,54 V
2 H2O(l) + 2e- → 2OH-(ac) + H2(g), Eº = -0,83 V
O2 (g) + 4H+(ac) + 4e- → 2 H2O(l), Eº = + 1,23 V
2. Cal é o ánodo? Cal é o cátodo? Cal é o polo positivo e negativo desta celda electrolítica?
3. Fai o debuxo da cuba electrolítica. Indica o sentido dos electróns. Indica o sentido da corrente eléctrica.