Pila+Daniell




 * FECHA:25/3/2014**
 * OBJETIVO:** Observar la diferencia de potencial, utilizando un polímetro, que se da en una pila daniell que creamos en el laboratorio.

**INTRODUCCIÓN TEÓRICA:**

La celda o pila Daniell original (hacia 1836) consiste de un ánodo de zinc metálico central inmerso en una vasija de barro poroso que contiene una disolución de sulfato de zinc. La vasija porosa, a su vez, está sumergida en una disolución de sulfato de cobre contenida en una vasija de cobre de mayor diámetro, que actúa como cátodo de la celda. El uso de una barrera porosa evita que los iones de cobre de la disolución de sulfato de cobre alcancen el ánodo de zinc y sufran una reducción directa. Esto haría ineficaz la celda porque se llegaría al equilibrio, por transferencia directa de electrones entre Zn y Cu2+, sin generar la corriente eléctrica que se obtiene al obligar a los electrones a ir por el circuito exterior.
 * Pila Daniell original:

El material poroso opone mucha resistencia al paso de los iones por lo que la celda tiene una gran resistencia que disminuye la corriente obtenida No obstante, si no permitiese el paso de aniones entre las dos disoluciones (en sentido inverso a los electrones) la pila se polarizaría rápidamente y dejaría de funcionar.
 * Los procesos químicos que se dan en esta pila son los siguientes:


 * ~ Electrodo (signo) ||~ Proceso químico ||~ Semirreaccion ||~ Potencial (V) ||
 * Ánodo (electrodo negativo) || Oxidación del Zn || [|Zn] (s) → Zn2+(aq) + 2 e- || Eº=-0,76 V ||
 * Cátodo (electrodo positivo) || Reducción del Cu2+ || [|Cu] 2+(aq) + 2 e- → Cu(s) || Eº=+0,34 V ||

Más modernamente, se construye la pila separando las dos semirreaciones en dos recipientes diferentes: en uno de ellos hay un electrodo de cobre en una disolución de sulfato de cobre; en el otro recipiente hay una barra de zinc en una disolución de sulfato de zinc. Ambos electrodos metálicos están conectados por un cable conductor por donde circula la corriente eléctrica. Los dos recipientes están unidos por el puente salino que permite que la pila no se polarice por acumulación de cargas de un mismo signo en cada semicelda. Esta pila es la que realizaremos en el laboratorio, la teoría de las reacciones químicas que provocaremos en ella será la siguiente:

El cátodo del voltímetro estrá conectado al electrodo de cobre y el ánodo estará conectado al electrodo de zinc. El ánodo es por donde suben los electrones, bajan poer el cátodo. Por lo tanto en el cátodo se da la reacción de reducción y en el ánodo se da la reacción de oxidación.
 * Ánodo - oxidación: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e- Eº=-0,7628 V
 * Cátodo - reducción: Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s) Eº=+0,346 V

Por lo tanto la reacción que observaremos será una reacción redox, en la que el Zn ganará electrones quedando en un estado de oxidación menor al que tenía y el Cu se reducirá perdiendo electrones.

El esquema de la pila daniell que seguiremos en clase es el siguiente:




 * MATERIALES:** [[image:WEB.jpg width="877" height="292"]]

Clavaremos los electrodos de cobre y cinc en un limón y los conectaremos a un voltímetro como en el esquema siguiente: Los resultados fueron también de 1 voltio, como en la anterior realización de la práctica.
 * PROCEDIMIENTO:**
 * Utilizaremos el CuSO4 y el ZnSO4 para hacer dos disoluciones acuosas, una de cada uno, con una molaridad de 0'1. Ambas disoluciones tendrán un volumen de un litro. Realizamos los cálculos necesarios para obtener la masa de soluto y obtenemos que hay que diluir 16'14 g de ZnSO4 y 15'95 gramos de CuSO4 (puros) en agua hasta alcanzar un litro.
 * Echaremos un poco de cada disolución en dos vasos de precipitados diferentes, y limaremos las impurezas de los electrodos de cobre y cinc que, mas tarde introduciremos en las disoluciones. Introduciremos el electrodo de cobre en la disolución de sulfato de cobre y el electrodo de cinc en la disolución de sulfato de cinc.
 * A continuación precisamos de un tubo en U. Este tubo lo fabricaremos nosotros, doblando un tubo cilíndrico de vidrio con ayuda de un mechero bunsen. Para esto necesitaremos protección: guantes y gafas.
 * Ahora introduciremos una disolución salina de KI que preparamos previamente en el tubo en u y lo taponaremos con un pedazo de papel de filtro o de algodón. Esto funcionará como puente salino.
 * Conectamos los electrodos al voltímetro. El electrodo de zinc irá conectado al polo negativo y el cobre al positivo.
 * Observaremos la diferencia de potencial que nos marca el voltímetro. Es de 1 voltio. En estas prácticas mediremos siempre en corriente continua.
 * La diferencia de potencial que marca el voltímetro con todo el proceso efectuado correctamente es de 1V.
 * A continuación realizaremos dos variantes de la práctica:
 * PRIMERA VARIACIÓN: **

El siguiente intento consiste en encadenar el esquema de la primera práctica de electrodos en su disolución sulfato conectados con un puente salino pero encadenados varias veces: En lugar de conectar la estructura a un voltímetro intentaremos que ilumine una bombilla. Esta parte de la práctica no dio resultado ya que la bombilla no se iluminó.
 * SEGUNDA VARIACIÓN: **


 * CONCLUSIÓN:**

La diferencia de potencial teórica que se debe dar en esta reacción es de 0'346 + 0,7628 (sumando las E de reducción y de oxidación). En nuestra realización práctica se da un fallo de 0'1. Concluiremos diciendo que es posible que se haya dado una resistencia interna al utilizar unas pinzas de cocodrilo oxidadas o que el fallo haya sido generado por un fallo a la hora de limpiar las impurezas de los electrodos de cinc y cobre y que la reacción redox no se haya efectuado de manera correcta.

Un ejemplo de esta práctica realizada por otro grupo de laboratorio:

https://www.youtube.com/watch?v=WDQSN9-yAjs