(pilas) son dispositivos armados de tal forma que, usando re

TRABAJO PRÁCTICO N° 10
PILAS-ELECTRÓLISIS
Las celdas galvánicas (pilas) son dispositivos armados de tal forma que, usando reacciones
redox espontáneas, generan energía eléctrica
Ejemplo: Pila de Daniel:
(-) Zn° / Zn 2+ (ac) // Cu 2+ (ac) / Cu° (+)
El signo negativo a la izquierda indica que el zinc es el electrodo negativo respecto del cobre.
Es el electrodo del cual salen espontáneamente los electrones, es el ánodo.
En la media pila izquierda: Zn° (s) → Zn 2+ (ac) + 2 e - (electrodo de oxidación, polarizan al
zinc negativamente).
En la media pila derecha: Cu 2+ (ac) + 2 e - → Cu° (s) (electrodo de reducción, la barra de
cobre se polariza positivamente).
Al cerrar el circuito, las dos reacciones tienen lugar en forma continua de izquierda a derecha y
la reacción neta según la cual para la pila será la suma de ambas:
Zn° (s) + Cu 2+ (ac) ⇐⇒ Zn 2+ (ac) + Cu° (s)
a) Fuerza electromotriz de la pila: FEM
Es la diferencia entre el potencial de reducción de la especie que se reduce y el potencial de
reducción de la especie que se oxida.
EC = ERred. - ERoxid.
b) Puente salino:
Es el contacto electrolítico, usualmente una solución salina en agar-agar, que separa los dos
electrodos o semipilas, proveyendo al mismo tiempo iones que conducen la corriente entre las
mismas.
c) Polaridad de la pila:
En el ánodo se produce la oxidación y es el electrodo negativo, en el cátodo se produce la
reducción y es el electrodo positivo
PARTE EXPERIMENTAL
Drogas y materiales:
Solución 1 M de ZnSO4
Solución 1 M de CuSO4
Solución saturada de NaNO2
Lámina de Zn
Alambre de cobre
Tubo de vidrio
Tubos de ensayos
Papel de filtro
Tapón de goma
Algodón o lana de vidrio
Potenciómetro o voltímetro
PILA DE DANIELL
Está formada por tres elementos:
DESARROLLO DEL T.P:
- un electrodo de cobre – ion cúprico
- un puente salino
- un electrodo de cinc – ion cinc
Electrodo de cobre:
Se arrollan en espiral los 10 cm finales de un trozo de 25 cm de alambre de cobre fino. El tubo
que contiene el puente salino, se llena por medio de una pipeta con una solución 1 M de CuSO4 y se
introduce en el mismo la espira de cobre.
Luego se arma como se podrá observar en el transcurso del TP.
Puente salino:

Un tubo de vidrio de aproximadamente 150 mm de largo y 6 mm de diámetro se suaviza con
fuego en una punta y se calienta a la llama en el otro extremo, rotándola hasta que se contraiga a la
mitad de su diámetro original. Una vez frío, el tubo se inserta en un tapón de goma un orificio con el
extremo al que se le redujo el diámetro hacia abajo. En el extremo contraído se coloca un pequeño
tapón de algodón o unas pocas hebras de lana de vidrio.
Electrodo de cinc:
Se limpia el cinc de acuerdo con las instrucciones que se darán durante la clase. La lámina de
cinc que se usa como electrodo, se une a un trozo de alambre de cobre de 15 cm de largo que
constituirá el conductor exterior.
Se colocan 50 cm 3 de solución 1 M de ZnSO4 en el tubo de ensayos, se introduce el electrodo
y el conductor de cobre de manera que sólo el electrodo quede en contacto con la solución y que el
conductor se prolongue fuera del tubo.
Dirección del flujo electrónico. Polaridad de los electrodos.
Se usa un trozo de papel de filtro humedecido con una solución de NaCl que contiene gotas de
fenolftaleína. El papel indicador se coloca enganchando los extremos de los alambres de cada
electrodo.
Se produce un a coloración roja alrededor del conductor que transporta electrones desde la pila
galvánica. Indicar la polaridad de los electrodos.
Determinación de la FEM de la pila de Daniell.
Se determinará usando un potenciómetro o voltímetro.
INFORME: PILA DE DANIELL
1. Valor de la FEM:
2. Esquematizar la pila de Daniell e indicar la migración iónica y el flujo de los electrones.
3. Escribir las ecuaciones balanceadas de las reacciones de los electrodos de la pila de Daniell
4. Escribir las ecuaciones que tienen lugar sobre el papel de filtro humedecido con solución de
NaCl ubicado entre los electrodos de la pila de Daniell.
ELECTRÓLISIS.

Introducción teórica:
a) Conductores y no conductores:
Si se prueban las diversas sustancias existentes desde el punto de vista de su comportamiento
frente a la corriente eléctrica, se observan dos categorías fundamentales.
1. Sustancias conductoras.
2. Sustancias no conductoras (aisladoras).
En las primeras se pueden distinguir dos grandes grupos según sufran o no transformaciones
químicas durante el pasaje de la corriente eléctrica:
1.a. Sustancias que no sufren alteraciones en su composición química: conductores de primera
clase.
Este tipo de conducción, también llamada “metálica”, consiste en un flujo de electrones a través
del conductor: por ej: Cu, Ag, grafito.
1.b. Sustancias que sufren transformaciones químicas: conductores de segunda clase.
La sustancias que presentan este segundo tipo de conducción y que son las que nos interesan,
son las soluciones acuosas de ácidos, hidróxidos y sales, y también hidróxidos y sales en estado de
fusión.
Estas sustancias en solución o fundidas se disocian en iones.
Como no todos los electrolitos están totalmente ionizados, se define como grado de ionización
(α) al número de moles ionizados (n) dividido por el número total de moles que habría si no hubiera
ionización (N):
α = n / N
Si α es grande, por ejemplo 0,9, el electrolito está muy ionizado (electrolito fuerte). Si en
cambio es pequeño, por ejemplo 0,0001, el electrolito está muy poco ionizado (electrolito débil).
ELECTRÓLISIS
Es la transformación química que ocurre en un conductor de segunda clase cuando es
atravesado por una corriente eléctrica.
Cuba electrolítica: es el recipiente donde está contenida la solución o masa fundida de un
electrolito durante una electrólisis.
Electrodos: son los extremos de los conductores introducidos en el electrolito.
Ánodo: es el electrodo positivo, en él ocurre la oxidación.
Cátodo: es el electrodo negativo, en él ocurre la reducción.
Durante una electrólisis los aniones se dirigen al ánodo y los cationes al cátodo, allí neutralizan
su carga por pérdida o ganancia de electrones.
Leyes de Faraday.
La soluciones acuosas de electrolitos y los electrolitos fundidos tienen la propiedad de permitir
el paso de la corriente eléctrica al mismo tiempo que sufren modificaciones de carácter químico,
produciendo depósito de metales, desprendimiento de gases, etc. en los electrodos de la cuba
electrolítica.
Este hecho experimental fue estudiado cuantitativamente por Faraday quien enunció las leyes
que llevan su nombre. Dichas leyes son:
1° Ley:
Si se dispone de un solo electrolito y se hace circular por él distintas cantidades de corriente,
midiendo las masas sucesivamente liberadas se encuentra que la masa de elemento desprendido es
directamente proporcional a la cantidad de corriente que circula por el electrolito.
mA ( a n° oxidación cte) = kA . q
mA = masa de sustancia depositada.
q = cantidad de electricidad.
kA = constante de proporcionalidad, denominada equivalente electroquímico (del elemento
considerado).
Para q = 1 coulomb, mA = kA, es decir que kA es la masa de elemento depositada en una
electrólisis al circular 1 coulomb a través de la solución.
kA tiene valor propio para cada elemento, independientemente del compuesto que forma,
siempre que actúe con igual número de oxidación.
2° Ley:

Si se disponen varios electrolitos distintos en serie y se hace pasar una cierta cantidad de
corriente (que será la misma a través de cada uno de los electrolitos), se encuentra que:
Si por varios electrolitos circula la misma cantidad de electricidad, la masas de cada elemento
desprendido es directamente proporciona a su equivalente químico.
mA / mB = Eq.A / Eq.B
Relacionando la primera y segunda ley de Faraday surge que:
KA.q / KB.q = Eq.A / Eq.B
Siendo q igual y reordenando:
Eq.A / KA = Eq.B / KB = cte = 96500 coulomb
Es decir que la relación entre el equivalente químico de un elemento y su equivalente
electroquímico es un valor constante, independiente del elemento considerado. A este valor se lo
denominó Faraday y su valor numérico es aproximadamente 96500 coulomb.
Eq. / K = Faraday = 96500 coulomb
Significado físico del Faraday:
si para K (g).............1 coulomb
para Eq. (g)...........................Eq.(g) / K (g) = 96500 coulomb
Para depositar el equivalente gramo de cualquier elemento se necesita una cantidad de
electricidad igual a 96500 coulomb o sea 1 Faraday.
Siendo :
m = K . q , y q = i . t (donde i = intensidad de corriente y t = tiempo durante el cual
circuló corriente), queda pues:
K = equivalente químico / Faraday = Eq. / F
Eq. = mol de átomos / mol e - en hemirreacción
De m = K . q resulta
m = Eq. i. t / F
Conductividad electrolítica
En la electrólisis de soluciones acuosas de electrolitos pueden presentarse las siguiente
situaciones:
1) Cátodo metálico: catión de un metal alcalino o alcalino térreo, en el cátodo se libera H2.
2) Cátodo metálico: catión de un metal que no sea alcalino o alcalino térreo, en el cátodo se
libera el metal.
3) Un metal inactivo como ánodo: tal como platino, carbono u otros conductores inertes:
a) En las electrólisis de las disoluciones de aniones que contienen más oxígeno, tales como
sulfato y nitrato, se libera O2 (debido a la más fácil descomposición del agua que del anión) como
consecuencia de la semirreacción:
2 H2O → O2 + 4 H + + 4 e -
b) Si el anión es más fácilmente oxidado que el agua, como son los iones cloruro, bromuro y
ioduro, se libera la sustancia simple si el potencial es el adecuado.
4) Un ánodo metálico pero no inerte: el ánodo pasa a disolución como ión, mientras que
suselectrones pasan a través del hilo conductor. Por ejemplo:
Cu → Cu 2+ + 2 e -
PARTE EXPERIMENTAL
Materiales y reactivos necesarios
Tubo en U
Electrodos de acero inoxidable
Fuente de potencial (12 v), corriente continua
Cable para conexiones

Soporte, agarradera, nueces
Cuentagotas, pipetas.
Solución de KI 0,05 M
Solución de almidón
Solución de FeCl3 0,1 M
Tetracloruro de carbono
DESARROLLO DEL TP: ELECTRÓLISIS DE UNA SOLUCIÓN DE KI 1 M
1. Llenar el tubo en U con la solución de KI 0,05 M
2. Colocar los electrodos en las ramas del tubo
3. Conectar a la fuente de potencial (12 v)
4. Dejar transcurrir la electrólisis durante 5-15 minutos
a) Observar los cambios de color que tienen lugar en el ánodo, donde se produce la oxidación.
b) Observar y anotar todos los cambios producidos en el cátodo.
5. Extraer con una pipeta unas 15-20 gotas de la rama correspondiente al cátodo y dividir este
volumen en 2 tubos. Agregar al tubo N° 1 unas gotas de solución alcohólica de fenolftaleína y al tubo
N° 2, 2 gotas de FeCl3.
6. Mediante una pipeta, extraer unas 15-20 gotas de la solución de color pardo de la zona
anódica y dividir el volumen en dos tubos.
Al tubo N° 1 agregar una gotas de solución de almidón y al tubo N°2, 1 cm 3 de tetracloruro de
carbono. Tapar el tubo y agitar durante unos segundos. Dejar en reposo.
INFORME: ELECTRÓLISIS
1. Escribir las ecuaciones correspondientes al ánodo y cátodo.
2. Escribir las ecuaciones de las reacciones de reconocimiento llevadas a cabo en los tubos de
la solución catódica.
3. Escribir las ecuaciones de las reacciones de reconocimiento llevadas a cabo en los tubos de
la solución catódica.