How do you construct a lead-copper galvanic cell in the lab?

Prepare 0.05 M copper sulfate and 0.05 M lead nitrate solutions using volumetric flasks and deionized water. Polish copper and lead strips with emery paper, then place them in their respective solutions in a 6-well plate. Connect the electrodes to a multimeter using alligator clips, and use a potassium nitrate-soaked string as a salt bridge between the wells to complete the circuit and measure voltage.

What role does the salt bridge play in a galvanic cell?

The salt bridge, made from a potassium nitrate-soaked string or filter paper, connects the two half-cells and allows ions to flow between them, maintaining electrical neutrality. It prevents direct contact between electrodes while enabling ion migration, which is essential for the galvanic cell to generate and sustain a measurable voltage difference between the anode and cathode.

How do you identify which electrode is the anode and which is the cathode?

Determine the half-reactions by comparing reduction potentials; the reaction with the higher reduction potential undergoes reduction at the cathode, while the lower potential reaction undergoes oxidation at the anode. In a lead-copper cell, copper has the higher reduction potential, making the copper electrode the cathode and the lead electrode the anode where oxidation occurs.

What is a concentration cell and how does it differ from a standard galvanic cell?

A concentration cell uses identical electrodes but different solution concentrations in each half-cell. As oxidation occurs in the dilute cell, ions enter the solution, increasing concentration. Simultaneously, reduction in the concentrated cell deposits metal onto the electrode, decreasing concentration. This concentration difference drives a voltage until equilibrium is reached, unlike standard galvanic cells that use different electrode materials.

How can you use the Nernst equation to determine unknown electrode composition?

Measure the voltage difference between a known electrode (copper) and an unknown electrode using a multimeter. Apply the Nernst equation, which relates measured voltage to standard reduction potentials, to calculate the unknown electrode's reduction potential. Compare this calculated value to known reduction potentials to identify the unknown metal, such as zinc or other common electrode materials.

Why must electrodes be polished with emery paper before use?

Polishing with emery paper removes surface oxidation, corrosion, and contaminants that can interfere with electron transfer and reduce the accuracy of voltage measurements. Clean electrode surfaces ensure consistent contact with solutions and reliable redox reactions, allowing the multimeter to accurately measure the true voltage generated by the galvanic cell.

How do you calculate the concentration of copper ions in a dilute solution using galvanic cell data?

Construct a concentration cell with dilute and concentrated copper solutions, measure the voltage, and apply the Nernst equation with known values including temperature, Faraday's constant, and the concentrated solution's copper concentration. Since standard electrode potential is zero for identical electrodes, the measured voltage directly reflects the concentration difference, allowing you to solve for the unknown copper ion concentration.

Células galvánicas

Conceptos Preparación del instructor Protocolo del estudiante

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Una reacción electroquímica es un proceso en el que los electrones se transfieren entre dos sustancias, una pierde electrones y la otra los gana. Cuando una sustancia pierde electrones, decimos que ha sufrido oxidación o que se ha oxidado. Cuando gana electrones, decimos que ha sufrido una reducción o se ha reducido. Para ayudarlo a distinguir entre los dos, recuerde la frase 'plataforma petrolera', que significa que la oxidación es perder, la reducción es ganar. Algunas reacciones electroquímicas ocurren espontáneamente, que podemos estudiar en una celda galvánica.

La célula galvánica tiene cuatro partes principales. En primer lugar, hay dos electrodos metálicos, cada uno de los cuales se sumerge en una solución de electrolito diferente. Las soluciones consisten en los iones necesarios para las medias reacciones, ya sea la reacción de oxidación o de reducción, que ocurren en cada electrodo. Las soluciones están conectadas por un puente salino, que permite el flujo de iones y mantiene la neutralidad de carga de las soluciones. Los electrodos están conectados por un circuito externo, a través del cual viajan los electrones durante la reacción.

El ánodo es el electrodo que cede electrones en la reacción o se oxida. El cátodo es el electrodo que gana electrones y se reduce. Para ayudarlo a distinguir entre estas dos etiquetas, recuerde la frase 'gato rojo', ya que la reducción se produce en el cátodo.

Entonces, ¿cómo sabemos qué metal actúa como ánodo y cuál como cátodo? Podemos usar el potencial de electrodo estándar del metal, que es una medida de la tendencia del metal a perder electrones. Un potencial de electrodo más negativo significa que el metal tiene una mayor tendencia a perder electrones. Los electrones siempre fluyen desde el metal con el potencial estándar más bajo hasta el metal con el potencial estándar más grande.

En una celda galvánica, los electrones fluyen del ánodo al cátodo, por lo tanto, el ánodo es el metal con el potencial estándar más bajo y el cátodo es el metal con el potencial estándar más alto. A medida que los electrones viajan entre los dos electrodos, se mide un potencial eléctrico. La magnitud del voltaje producido es igual al potencial estándar del cátodo menos el potencial estándar del ánodo.

Por lo tanto, si se utilizan dos metales con potenciales de electrodo estándar similares en la celda galvánica, como el plomo y el estaño, por ejemplo, la magnitud del voltaje producido será baja. Si los metales tienen diferentes potenciales estándar, como la plata y el magnesio, el voltaje producido será alto.

En este laboratorio, construirá una celda galvánica utilizando dos electrodos metálicos y medirá el potencial producido a medida que ocurren las reacciones de oxidación y reducción. A continuación, identificará electrodos metálicos desconocidos utilizando potenciales estándar conocidos y determinará la magnitud del voltaje producido.

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Fuente: Smaa Koraym de la Universidad Johns Hopkins, MD, EE.UU.

Construyendo una celda galvánica de plomo-cobre
En este experimento, construirá una celda galvánica de plomo-cobre y luego medirá el voltaje que se genera durante las reacciones redox que ocurren en el ánodo y el cátodo.
- Para empezar, ponte el equipo de protección personal necesario, incluyendo una bata de laboratorio, guantes y gafas protectoras contra salpicaduras de productos químicos.
- Prepare 100 mL de una solución de sulfato de cobre de 0,05 M. Primero, calcule la cantidad de sulfato de cobre que necesitará pesar usando la masa molar del sulfato de cobre pentahidratado.
- Mide la cantidad que has calculado y transfiérela a un matraz aforado de 100 mL.
- Mida 50 mL de agua desionizada, vierta el agua en el matraz y selle el matraz con una película de parafina. Agite el matraz tantas veces como sea necesario hasta que el sulfato de cobre se disuelva.
- Mida otros 50 mL de agua desionizada y llene el matraz hasta que el agua alcance la línea de medición de 100 mL. Cubra el matraz con una película de parafina e invierta y agite el matraz hasta que la solución parezca homogénea. Etiquete el matraz con la concentración exacta de sulfato de cobre creado.
- Prepare una solución de 20 mL de nitrato de plomo de 0,05 M. Calcule la cantidad de nitrato de plomo que necesita, luego péselo y agréguelo a un matraz aforado de 20 ml.
- Mida 10 mL de agua desionizada y agréguela al nitrato de plomo. Selle el matraz y mezcle la solución hasta que el nitrato de plomo se disuelva por completo.
- Mida otros 10 mL de agua y transfiérala al matraz hasta que el nivel de la solución alcance la línea de llenado. Selle el matraz y mezcle bien la solución. Etiquete la solución con la concentración exacta preparada.
- Ahora, configura la célula galvánica. Primero, recupere dos pedazos de lámina de cobre, una tira de plomo y un pedazo de papel de lija.
- Tome su placa de reacción de 6 pocillos y vierta un poco de la solución de sulfato de cobre en un pocillo, llenándolo hasta 3/4 de su capacidad. Llene un pozo adyacente con solución de nitrato de plomo. Asegúrese de etiquetar los dos pozos.
- Etiqueta tu vaso de precipitados de 600 ml como 'residuo'.
- Utilice papel de lija para pulir las tiras de cobre y plomo. Enjuague cada tira con agua desionizada después de pulir.
- Tome su multímetro y conecte los cables rojo y negro a las conexiones más y menos apropiadas. Use pinzas de cocodrilo para conectar la tira de cobre a un cable y la tira de plomo (Pb) al otro cable.
- Coloque la tira de cobre dentro de la solución de sulfato de cobre y coloque la tira de plomo (Pb) dentro de la solución de nitrato de plomo. Ajuste ambos electrodos de modo que la mitad del electrodo esté en la solución, dóblelos si es necesario para mantenerlos en su lugar.
- Obtenga una cuerda que haya estado empapada en la solución de nitrato de potasio.
- Utilice pinzas para colocar un extremo de la cuerda en el sulfato de cobre y el otro extremo en el nitrato de plomo, asegurándose de que no entre en contacto con ninguno de los electrodos. Esto actuará como el puente de sal.
- Encienda su multímetro en la configuración de voltaje y verifique la lectura. Si es negativo, debe invertir los cables conectados a los electrodos. Registre la lectura de voltaje en su cuaderno de laboratorio.
  Tabla 1: Célula galvánica de plomo-cobre
  
  ΔE medido (voltios)
  ánodo
  cátodo
  Haga clic aquí para descargar la Tabla 1
- Usa un termómetro de vidrio para medir la temperatura de uno de los pozos y anótalo en tu cuaderno de laboratorio.
- Cuando hayas terminado, retira los electrodos de los pocillos, vierte las soluciones en el vaso de precipitados y tira el puente de sal a la basura. Enjuague las tiras de cobre y plomo con agua desionizada y séquelas con una toalla de papel.

Célula galvánica con electrodos desconocidos

En esta parte del experimento, construirás una celda galvánica con un electrodo desconocido y su solución correspondiente. A continuación, utilizará el potencial de reducción para identificar el material del electrodo. Tu instructor te asignará la incógnita que probarás.

Seleccione el electrodo desconocido correspondiente y use su cilindro graduado de 10 mL para recuperar 8 mL de la solución desconocida.
Vierte la solución desconocida en uno de los pozos no utilizados. Etiqueta el pocillo que contiene la solución desconocida y vierte la solución de sulfato de cobre en el pocillo adyacente.
Retire la tira de cable (Pb) de la conexión del multímetro y reemplácela con su tira desconocida.
Deja la tira de cobre conectada. Coloque los electrodos en sus pocillos correspondientes, doblándolos si es necesario para mantenerlos en su lugar.
Recupera otro puente de sal y coloca un extremo en cada pozo como antes, asegurándote de que no esté tocando ninguno de los electrodos.

Enciende el multímetro y registra la lectura de voltaje.

Tabla 2: Células galvánicas desconocidas

Metal 1	Solución 1	Metal 2	Solución 2	ΔE measured (voltios)	Eº copper (voltios)	Eº unknown (voltios)	ΔEº condiciones estándar (voltios)	Temperatura (K)	n	[Red] (M)	[Ox] (M)
Cu	Copper sulfato	Unknown #1	Unknown #1
Cu	Copper sulfato	Unknown #2	Unknown #2

Haga clic aquí para descargar la Tabla 2

Mida la temperatura del pozo desconocido usando el termómetro de vidrio y registre el valor.
Cuando termines, retira los electrodos de los pocillos y enjuágalos con agua. Sécalos con una toalla de papel y déjalos a un lado.
Vierte las soluciones en el contenedor de residuos. Si el instructor le ha asignado una segunda incógnita, vuelva a realizar el experimento exactamente de la misma manera.

Creando una Célula de ConcentraciónExpandir
En el próximo experimento, construirás una celda de concentración de cobre. Una celda de concentración es una celda galvánica donde los dos electrodos son del mismo material. Una media celda contiene una solución concentrada, mientras que la otra contiene una solución diluida. A medida que se produce la oxidación en la celda diluida, los iones del electrodo ingresan a la solución haciéndola más concentrada.

La reducción se produce en la celda concentrada a medida que los iones metálicos se reducen y se colocan en el electrodo, disminuyendo así la concentración de la solución. Las dos semirreacciones impulsan una diferencia de voltaje entre los dos electrodos hasta que se alcanza el equilibrio.

Construirá una celda de concentración utilizando electrodos de cobre, sulfato de cobre concentrado y oxalato de cobre diluido. Medirá la diferencia de voltaje entre las dos celdas causada por la diferencia en la concentración de cobre. Debido a que el oxalato de cobre es solo ligeramente soluble, utilizará la medición de voltaje para determinar la verdadera concentración de cobre en la solución de oxalato de cobre.
- Para empezar, haz oxalato de cobre. Obtén ácido oxálico 0,1 M de tu instructor, luego etiqueta un vaso de precipitados de 100 ml con la fórmula química del oxalato de cobre.
- Mide 50 mL de ácido oxálico y viértelo en el vaso de precipitados. Utilice la pipeta volumétrica para medir 2 mL de la solución de sulfato de cobre 0,05 M y dispensarla en el ácido oxálico.
- Utilice una varilla de vidrio para agitar la solución durante unos 5 min. Esto le da a la reacción el tiempo suficiente para alcanzar el equilibrio.
- Ahora, etiquete un vaso de precipitados limpio de 100 ml como 'sulfato de cobre' y vierta la solución de 0,05 M en él. Coloque el vaso de sulfato de cobre y el vaso de precipitados de oxalato de cobre juntos.
- Obtenga 0.1 M de nitrato de potasio en un vaso de precipitados de 100 mL etiquetado y sumerja un trozo de papel de filtro precortado en él, dejándolo en remojo durante 20 s. Este papel de filtro empapado en sal actuará como un puente de sal.
- Coloca el papel de filtro a través de los vasos de precipitados para que conecte las dos medias celdas.
- Mide la temperatura de la solución en uno de los vasos de precipitados y anótala en tu cuaderno.
- Usa el papel de lija para pulir tus dos tiras de cobre. Enjuague ambos con agua después de pulirlos.
- Conecte las tiras de cobre a los cables del multímetro y coloque un electrodo en cada vaso de precipitados.
- Enciende el multímetro y mide el voltaje. Registre este valor en el cuaderno de laboratorio.
  Tabla 3: Célula de concentración de cobre
  
  ΔE medido (voltios)
  Temperatura (K)
  [Cu²⁺] (M)
  R (J/mol·K) 8.314
  F (C/mol) 96,485
  Haga clic aquí para descargar la Tabla 3
- Cuando haya terminado, retire los electrodos del vaso de precipitados y deshaga el papel de filtro. Desconecte los electrodos y enjuáguelos con agua desionizada. Luego, sécalos con una toalla de papel.
- Finalmente, vierte las soluciones en tu vaso de precipitados. Neutralice los desechos líquidos con bicarbonato de sodio, agitando la solución y agregando más bicarbonato de sodio hasta que la solución deje de burbujear. Vierta el líquido neutralizado en el contenedor de desechos de metales pesados proporcionado por su instructor.
- Enjuague toda la cristalería con agua y devuelva todo el equipo, incluidos los electrodos, a su instructor.
Resultadosexpandir
- Primero, determine las semirreacciones que ocurren en cada electrodo. Dado que las reacciones de oxidación y reducción en las celdas galvánicas son espontáneas, la reacción con el mayor potencial de reducción será la reacción de reducción. En el caso de la celda de plomo-cobre, la semirreacción de cobre tiene el mayor potencial de reducción; Por lo tanto, el cobre se reduce en nuestra celda galvánica.
- A su vez, se produce oxidación en el electrodo de plomo. Por lo tanto, la semirreacción que se produce en el electrodo de plomo es una reacción de oxidación. La oxidación siempre ocurre en el ánodo; Por lo tanto, el electrodo principal es el ánodo. La reducción siempre se produce en el cátodo; Por lo tanto, el electrodo de cobre es el cátodo. La lectura de su multímetro debe ser igual a la diferencia de voltaje entre las dos medias reacciones, 0.463 voltios.
- Determina la dirección del flujo de electrones. Dado que los electrones siempre fluyen del ánodo al cátodo, los electrones fluirán del electrodo de plomo al electrodo de cobre.
- A continuación, mira tu primera célula galvánica desconocida. Recuerde que el multímetro midió la diferencia de potenciales entre las dos medias reacciones, que corresponde al voltaje que medió.
- Sabemos que un electrodo es cobre. Entonces, si nuestra diferencia de voltaje es de 1,057 voltios, el potencial de reducción de la otra reacción es menos 0,720 voltios. Esto corresponde a la semirreacción del zinc. Por lo tanto, el electrodo desconocido es el zinc y la solución desconocida es el sulfato de zinc. El potencial de reducción del cobre es mayor que el del zinc, por lo que la celda de cobre es la celda de reducción y la celda de zinc es la celda de oxidación.
- Calcula la concentración de la solución de sulfato de zinc utilizando la ecuación de Nernst. La ecuación de Nernst relaciona el voltaje medido, E, con el potencial de reducción esperado en condiciones estándar, E nada. R es la constante universal del gas, T es la temperatura, F es la constante de Faraday, n es el número de electrones transferidos en la semirreacción y Q_h es el cociente de reacción.
- El cociente de reacción es igual a la concentración de la especie química que se oxida dividida por la concentración de la especie que se reduce. Para nuestra celda galvánica, el sulfato de cobre se reduce y el sulfato de zinc se oxida. Dado que conocemos la concentración de sulfato de cobre, 0,05 M, podemos calcular la concentración de la celda de oxidación, que fue sulfato de zinc en nuestro experimento.
- Finalmente, mire la celda de concentración de cobre. Aquí creamos una celda galvánica con una mitad de celda que contiene oxalato de cobre diluido y la otra que contiene sulfato de cobre. Dado que la concentración de cobre en la media celda diluida cambia a medida que avanza el experimento, podemos calcular la concentración de iones de cobre disueltos utilizando la ecuación de Nernst.
- Los dos electrodos son iguales en una celda de concentración, por lo que el potencial de electrodo estándar es 0. La diferencia de potencial es el voltaje que medimos, y se debe a la diferencia en la concentración de cobre entre las dos celdas. Después de introducir los valores conocidos, podemos resolver la concentración del ion de cobre en la celda diluida. Aquí, la concentración de iones de cobre fue de 7,9 x ^10-7 M.