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UNSE. Facultad de Ciencias Exactas y Tecnologías
Cátedra de Química
TRABAJO PRÁCTICO Nº 6
PILAS GALVANICAS Y CELDAS ELECTROLÍTICAS
OBJETIVOS

Diferenciar celdas electrolíticas de pilas galvánicas

Identificar cada uno de los procesos que ocurren en los electrodos

Comprender el principio de electrodeposición.
INTRODUCCIÓN
Una solución electrolítica en contacto con un electrodo metálico se le denomina media-celda. Si se
conecta el circuito exterior de dos mediaceldas y al mismo tiempo sus soluciones mediante un puente salino,
se obtiene una pila galvánica que es fuente espontánea de producción de fuerza electromotriz o voltaje,
resultante de la reacción química resultante de la oxidación y reducción de las especies intervinientes.
Cuando se aplica corriente eléctrica directa a una solución que contiene iones en contacto con
electrodos metálicos, a un determinado potencial característico de iones en solución, se produce una reacción
química en ambos electrodos. Si el compuesto reducido u oxidado es de naturaleza sólida, el fenómeno se
denomina electrodeposición.
PARTE EXPERIMENTAL
Materiales y reactivos necesarios

voltímetro de 0-3 v
solución de CuSO4 0,1 M

vasos de precipitados de 100 ml
solución de sulfato de cinc 0,1 M

vasos de precipitados de 250 ml
solución de KCl 1 M

tubo en U

alambre de platino y conexiones eléctricas soporte con anillo

chapas de Cu y Zn
probeta de 250 mL

algodón
pipeta de 25 mL

piseta
alambre y pinzas

varilla de vidrio
conexiones eléctricas
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
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matraz aforado de 250 mL
2 baterias de 1,5 Volts.
Desarrollo de la experiencia
A- Medida del potencial de una pila galvánica
1. Con un tubo abierto en sus extremos, prepare un puente salino en forma de U, poniéndole una solución
de KCl y colocando en los extremos del tubo tapones de algodón.
2. En un vaso de 100 mL vierta 50 mL de sulfato de cinc y en otro vaso sulfato cúprico.
3. Introduzca en cada vaso el electrodo metálico correspondiente y conecte al circuito exterior.
4. Mida con el amperímetro la corriente que circula por el circuito.
5. Conecte las dos soluciones de los dos vasos utilizando un tubo en U preparado anteriormente. Anote lo
observado.
e-
e-
K+
Cl-
Zn+2
Cu+2
Zn
Cu
B- Electrodepósito del cobre
1. Lave una cuchara de acero inoxidable y séquela al aire.
2. Pese la cuchara y anote su peso.
3. Coloque la cuchara en un vaso de precipitados de 250 ml
4. Mida 25 ml de la solución de sulfato cuprico y colóquela en un vaso de precipitados de 250 ml. Añada
5 mL de ácido sulfurico concentrado. Observe
5. Efectúe el arreglo experimental de la figura, utilizando una barra de carbono grafito en el ánodo y la
cuchara previamente pesada como cátodo. Conecte al circuito y a la batería de 3 V.
6. Introduzca los electrodos en la solución contenida en el vaso de precipitados. Mantenga la electrolisis
durante 20 min. Anote sus observaciones.
7. Apague. saque los electrodos y enjuáguelos con agua destilada.
8. Desconecte los alambres de la batería. Lave el cátodo y péselo.
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9. repita la experiencia usando una fuente de corriente continua
Celda electrolítica
C- electrolisis del yoduro de potasio
Repetir el esquema anterior, pero colocando en el vaso de precipitados una solución de KI al 5 %.
Al comenzar la electrólisis se observará desprendimiento gaseoso.
Las soluciones donde se practicará la electrólisis pueden ser las siguientes:
 Reacción catódica 2H2O + 2e-  H2 + 2 OH Reacción anódica 2I-  I2 + 2 e Reacción global 2H2O + 2I-  H2 + I2 + 2 OH-
En la rama anódica aparecerá color marrón debido a la presencia de I2.
D- electrolisis del agua
Repetir el esquema de la figura, pero colocando en cada uno de los electrodos una probetas con agua
invertidas, a fin de que los gases producidos por la electrolisis del agua desplacen el liquido de la probeta
para mejor visualización de su producción.
Recuerde de llenar el vaso de precipitados con agua del grifo y además de agregar una pequeña cantidad de
ácido sulfúrico concentrado, a fin de favorecer la conducción eléctrica en el sistema.
Anote las observaciones realizadas en cada uno de los electrodos
Escriba las ecuaciones correspondientes
CUESTIONES:
Para el apartado a:
1. Plantee las ecuaciones que ocurren en cada uno de los electrodos
2. Indique el signo de cada electrodo
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3. Interprete las observaciones realizadas antes de colocar el puente salino en la solución.
4. Exprese el valor del potencial leído y luego compare con el valor esperado según la tabla de potenciales
de reducción.
Para el apartado b:
1. Describa cada una de las observaciones realizadas.
2. describa por que se efectúa el lavado de la moneda con acetona y ácido nítrico 1M
3. Escriba la reacción química de disolución del cobre de la moneda en la solución de ácido nítrico 6 M.
4. Exprese los resultados obtenidos y calcule el porcentaje de cobre en la chapa.
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TRABAJO PRÁCTICO Nº 11:
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA INORGÁNICA
OBJETIVOS
 Estudiar y correlacionar las propiedades de elementos conocidos y vistos como un grupo o familia.
 Interpretar cada uno de los fenómenos que se observan
INTRODUCCIÓN
Para poder comprender los resultados de este práctico será necesario repasar los conceptos
desarrollados en las unidades I y II, específicamente los referidos a estructura atómica, sistema periódico y
uniones químicas.
PARTE EXPERIMENTAL
Materiales y reactivos necesarios
 Tubos de ensayo
 Vasos de precipitados
 Varilla de vidrio
 Vidrio de reloj
 Mechero Bunsen
 Fenolftaleína
 Solución de NaF
 Solución de NaCl
 Solución de NaI
 Solución de AgNO3
 Na, Mg y Al metálicos
 Solución KMnO4
 Solución de K2Cr2O7
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Desarrollo de la experiencia
Observaciones previas
En esta experiencia trabajará con sodio, magnesio y aluminio metálicos por lo que antes de iniciar el trabajo deberá
tomar nota de las siguientes características de cada uno
Estado físico, color, dureza, modo de almacenamiento, normas de manipulación encontradas en las etiquetas y/o
indicadas por el responsable de laboratorio.
Experiencia Nº1: Carácter metálico (elementos del período 3)
Primera parte
 Preparar 3 vasos de precipitados de 50 mL y numerarlos
 En cada uno de estos colocar agua destilada y medir el pH.
 En el vaso número 1 colocar agua y tapar con vidrio de reloj. Luego con mucho cuidado, dejar caer un
pequeño trozo de sodio. Observar los cambios producidos
 Medir el pH de la solución formada
 Agregar unas gotas de fenolfteleína.
 En el vaso número 2 agregar unos mL de agua y dejar caer un pequeño trozo de magnesio (la misma masa
que en el ensayo anterior)
 Medir el pH y luego agregar unas gotas de fenolftaleína.
 Calentar lentamente el vaso de precipitados y observar si se producen cambios
 En el vaso de precipitados número 3 colocar aluminio en la misma cantidad de ensayo anterior y repetir los
pasos realizados con magnesio.
Segunda parte
Repetir la experiencia utilizando calcio, hierro y cobre. Para ello usted debe traer elementos de hierro y cobre.
CUESTIONES
i. Enumerar las similitudes y diferencias entre los métales analizados
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ii. Escribir las ecuaciones químicas para las reacciones producidas en cada caso.
iii. ¿Se trata de procesos de naturaleza endotérmica o exotérmica?
iv. Analizar la variación del carácter metálico a lo largo del período estudiado
v. ¿Qué acción ejerce el aire sobre los metales en su estado elemental? Analizar especialmente el caso del
aluminio y sus aplicaciones en la industria.
Experiencia Nº2: Solubilidad en agua de los haluros de plata (elementos del grupo VIIA)
 Preparar una gradilla con 4 tubos de ensayo
 En cada uno de los tubos colocar 1 ml 0.1 M de NaF, NaCl y NaI y adicióneles 20 gotas de AgNO3 0.1M.
Agitar y esperar a que sedimenten los precipitados formados.
 Tomar nota del color de los precipitados y ordene los haluros de acuerdo a la cantidad formada (se tiene en
cuenta que a mayor cantidad de precipitado, menor solubilidad).
CUESTIONES
i.
Para cada uno de los ensayos realizados, escriba las ecuaciones que representan las reacciones químicas
observadas.
ii.
Ordene los haluros de plata de menor a mayor solubilidad en agua.
iii.
¿Cómo se relaciona lo observado con la variación de las propiedades de los elementos a los largo de un grupo
de la tabla periódica? Justificar
iv.
Considere que en cada uno de los tubos se produce un equilibrio heterogéneo. Exprese la constante de
equilibrio para cada uno de los ensayos. De acuerdo a las observaciones realizadas, ¿Cuál presentaría el menor
valor para la constante de equilibrio? Justificar
Experiencia Nº3: El color de los compuestos
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Los metales de transición se localizan en la parte central de la Tabla Periódica, en el bloque d. El hecho de pertenecer
a ese bloque confiere a los miembros algunas propiedades particulares. Muchos compuestos presentan colores
brillantes, los cuales se relacionan con la frecuencia de la luz que se absorbe y se emite cuando los electrones de los
subniveles d, parcialmente llenos se excitan y luego regresan al estado basal. Si los iones metálicos tienen subniveles
d vacíos o completamente llenos resultan incoloros.
Tienen tendencia a formar iones complejos, que a su vez se combinan con otros iones para formar
compuestos de coordinación. Un ion complejo puede definirse como un ion que contiene un catión metálico central
enlazado a una o más moléculas o iones. Un compuesto de coordinación es una especie neutra que contiene uno o
más iones complejos. Los metales de transición forman iones complejos porque poseen más de un estado de
oxidación, esta propiedad les permite funcionar como ácidos de Lewis, cuando reaccionan con varios tipos de
moléculas o iones que son donadores de pares de electrones o bases de Lewis.
Actividad 1: Obtención del diaminoplata (I)
 Colocar en un tubo de ensayo 2 cm3de solución de NaCl.
 Agregar 5 gotas de HNO3.
 Agregar 3 gotas de solución de AgNO3.
 Dividir el contenido en 2 tubos de ensayo.
 Agregar a uno de ellos 5 gotas de solución de NH3. Agitar.
 Observar y registrar el color del complejo
Actividad 2: Obtención hexaacuocobre (II) y tetraaminocobre (II)
 Colocar en un tubo de ensayo seco unos cristales de CuSO4.5H2O y observar el color (azul).
 Calentarlo con el mechero, hasta cambio de color (gris). Dejar enfriar.
 Agregar 3 cm3 de agua destilada y agitar . Observar y registrar el color del complejo.
 Dividir el contenido en 2 tubos de ensayo, dejando uno como testigo.
 Agregar, al otro tubo, solución de NH3.
 Observar y registrar el color del complejo.
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REGISTRO DE LAS ACTIVIDADES
COMPLEJO
FÓRMULA
Ag(NH3)2+
Cu(H2O)62+
Cu(NH3)42+
COLOR
NOMBRE