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.

Cellules galvaniques

Notions Préparation de l'instructeur Protocole étudiant

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Une réaction électrochimique est un processus dans lequel des électrons sont transférés entre deux substances, l’une perdant des électrons et l’autre en gagnant. Lorsqu’une substance perd des électrons, on dit qu’elle a subi une oxydation ou qu’elle a été oxydée. Lorsqu’il gagne des électrons, on dit qu’il a subi une réduction ou qu’il a été réduit. Pour vous aider à faire la distinction entre les deux, rappelez-vous l’expression « plate-forme pétrolière », qui signifie que l’oxydation est perdante, la réduction est gagnante. Certaines réactions électrochimiques se produisent spontanément, que nous pouvons étudier dans une pile galvanique.

La cellule galvanique est composée de quatre parties principales. Tout d’abord, il y a deux électrodes métalliques, chacune étant immergée dans une solution électrolytique différente. Les solutions sont constituées des ions nécessaires aux demi-réactions, soit la réaction d’oxydation, soit la réaction de réduction, qui se produisent à chaque électrode. Les solutions sont reliées par un pont salin, qui permet la circulation des ions et maintient la neutralité de charge des solutions. Les électrodes sont reliées par un circuit externe, à travers lequel les électrons voyagent au cours de la réaction.

L’anode est l’électrode qui cède des électrons dans la réaction ou qui est oxydée. La cathode est l’électrode qui gagne des électrons et qui est réduite. Pour vous aider à distinguer ces deux étiquettes, rappelez-vous l’expression « chat rouge », car la réduction se produit au niveau de la cathode.

Alors, comment savoir quel métal fait office d’anode et lequel fait office de cathode ? Nous pouvons utiliser le potentiel d’électrode standard du métal, qui est une mesure de la tendance du métal à perdre des électrons. Un potentiel d’électrode plus négatif signifie que le métal a une plus grande tendance à perdre des électrons. Les électrons circulent toujours du métal ayant le potentiel standard le plus faible vers le métal ayant le potentiel standard le plus élevé.

Dans une pile galvanique, les électrons circulent de l’anode à la cathode, donc l’anode est le métal avec le potentiel standard le plus faible, et la cathode est le métal avec le potentiel standard le plus élevé. Lorsque les électrons se déplacent entre les deux électrodes, un potentiel électrique est mesuré. L’amplitude de la tension produite est égale au potentiel standard de la cathode moins le potentiel standard de l’anode.

Ainsi, si deux métaux avec des potentiels d’électrode standard similaires sont utilisés dans la pile galvanique, comme le plomb et l’étain, par exemple, l’amplitude de la tension produite sera faible. Si les métaux ont des potentiels standard différents, comme l’argent et le magnésium, la tension produite sera élevée.

Dans ce laboratoire, vous construirez une cellule galvanique à l’aide de deux électrodes métalliques et mesurerez le potentiel produit lors des réactions d’oxydation et de réduction. Vous identifierez ensuite les électrodes métalliques inconnues à l'aide de potentiels standard connus et déterminerez l'amplitude de la tension produite.

Print Procedure Steps

$$\rightleftharpoonup{xx}$$ $$\longleftharp{xx}$$, $$\longrightharp{xx}$$,

Source : Smaa Koraym de l’Université Johns Hopkins, MD, États-Unis

Construction d’une cellule galvanique plomb-cuivre
Dans cette expérience, vous allez construire une pile galvanique plomb-cuivre, puis mesurer la tension générée lors des réactions d’oxydoréduction se produisant à l’anode et à la cathode.
- Pour commencer, mettez l’équipement de protection individuelle nécessaire, y compris une blouse de laboratoire, des gants et des lunettes anti-éclaboussures de produits chimiques.
- Préparez 100 mL d’une solution de sulfate de cuivre à 0,05 M. Tout d’abord, calculez la quantité de sulfate de cuivre que vous devrez peser en utilisant la masse molaire du sulfate de cuivre pentahydraté.
- Mesurez la quantité que vous avez calculée et transférez-la dans une fiole jaugée de 100 ml.
- Mesurez 50 mL d’eau déminéralisée, versez l’eau dans le ballon et fermez le ballon avec un film de paraffine. Agitez le ballon autant de fois que nécessaire jusqu’à ce que le sulfate de cuivre se dissolve.
- Mesurez encore 50 mL d’eau déminéralisée et remplissez le flacon jusqu’à ce que l’eau atteigne la ligne de mesure de 100 mL. Recouvrez le ballon d’une pellicule de paraffine, retournez et remuez le ballon jusqu’à ce que la solution apparaisse homogène. Étiquetez le ballon avec la concentration exacte de sulfate de cuivre créée.
- Préparez une solution de 20 mL de nitrate de plomb à 0,05 M. Calculez la quantité de nitrate de plomb dont vous avez besoin, puis pesez-la et ajoutez-la dans une fiole jaugée de 20 ml.
- Mesurez 10 ml d’eau déminéralisée et ajoutez-le au nitrate de plomb. Fermez le ballon et mélangez la solution jusqu’à ce que le nitrate de plomb soit complètement dissous.
- Mesurez encore 10 mL d’eau et transférez-le dans le flacon jusqu’à ce que le niveau de la solution atteigne la ligne de remplissage. Fermez le ballon et mélangez bien la solution. Étiquetez la solution avec la concentration exacte préparée.
- Maintenant, configurez la cellule galvanique. Tout d’abord, récupérez deux morceaux de feuille de cuivre, une bande de plomb et un morceau de papier émeri.
- Prenez votre plaque de réaction à 6 puits et versez un peu de la solution de sulfate de cuivre dans un puits, en le remplissant aux 3/4. Remplissez un puits adjacent avec une solution de nitrate de plomb. Assurez-vous d’étiqueter les deux puits.
- Étiquetez votre bécher de 600 ml comme « déchet ».
- Utilisez du papier émeri pour polir les bandes de cuivre et de plomb. Rincez chaque bande à l’eau déminéralisée après le polissage.
- Prenez votre multimètre et connectez les fils rouge et noir aux connexions plus et moins appropriées. Utilisez des pinces crocodiles pour connecter la bande de cuivre à un fil et la bande de plomb (Pb) à l’autre fil.
- Place la bande de cuivre à l’intérieur de la solution de sulfate de cuivre et place la bande de plomb (Pb) à l’intérieur de la solution de nitrate de plomb. Ajustez les deux électrodes de manière à ce que la moitié de l’électrode soit dans la solution, en les pliant si nécessaire pour les maintenir en place.
- Obtenez une corde qui a trempé dans la solution de nitrate de potassium.
- Utilisez une pince pour placer une extrémité de la corde dans le sulfate de cuivre et l’autre extrémité dans le nitrate de plomb, en vous assurant qu’elle n’entre en contact avec aucune des électrodes. Celui-ci agira comme le pont de sel.
- Allumez votre multimètre au réglage de tension, et vérifiez la lecture. S’il est négatif, vous devez inverser les fils attachés aux électrodes. Enregistrez la lecture de tension dans votre cahier de laboratoire.
  Tableau 1 : Cellule galvanique plomb-cuivre
  
  ΔE mesuré (volts)
  anode
  cathode
  Cliquez ici pour télécharger le Tableau 1
- Utilisez un thermomètre en verre pour mesurer la température de l’un des puits et notez-la dans votre cahier de laboratoire.
- Lorsque vous avez terminé, retirez les électrodes des puits, versez les solutions dans le bécher à déchets et jetez le pont de sel à la poubelle. Rincez les bandes de cuivre et de plomb à l’eau déminéralisée et séchez-les avec une serviette en papier.

Cellule galvanique avec électrodes inconnues

Dans cette partie de l’expérience, vous allez construire une pile galvanique avec une électrode inconnue et sa solution correspondante. Vous utiliserez ensuite le potentiel de réduction pour identifier le matériau de l'électrode. Votre instructeur vous attribuera l’inconnu que vous testerez.

Sélectionnez l’électrode inconnue correspondante et utilisez votre cylindre gradué de 10 ml pour récupérer 8 ml de la solution inconnue.
Versez la solution inconnue dans l’un des puits inutilisés. Étiquetez le puits contenant la solution inconnue et versez votre solution de sulfate de cuivre dans le puits adjacent.
Retirez la bande de plomb (Pb) de la connexion du multimètre et remplacez-la par votre bande inconnue.
Laissez la bande de cuivre connectée. Placez les électrodes dans leurs puits correspondants, en les pliant si nécessaire pour les maintenir en place.
Récupérez un autre pont salin et placez une extrémité dans chaque puits comme précédemment, en vous assurant qu’il ne touche aucune des électrodes.

Allumez le multimètre et enregistrez la lecture de tension.

Tableau 2 : Cellules galvaniques inconnues

Métal 1	Solution 1	Metal 2	Solution 2	ΔE mesuré (volts)	Eº copper (volts)	Eº unknown (volts)	ΔEº conditions standard (volts)	Température (K)	n	[Rouge] (M)	[Ox] (M)
Cu	Cuivre sulfate	Inconnu #1	Inconnu #1
Cu	Cuivre sulfate	Inconnu #2	Inconnu #2

Cliquez ici pour télécharger le Tableau 2

Mesurez la température du puits inconnu à l’aide du thermomètre en verre et notez la valeur.
Lorsque vous avez terminé, retirez les électrodes des puits et rincez-les à l’eau. Séchez-les avec une serviette en papier et mettez-les de côté.
Versez les solutions dans le conteneur à déchets. Si l’instructeur vous a attribué une deuxième inconnue, refaites l’expérience exactement de la même manière.

Création d’une cellule de concentration
Dans l’expérience suivante, vous allez construire une cellule de concentration de cuivre. Une cellule de concentration est une cellule galvanique dont les deux électrodes sont du même matériau. Une demi-cellule contient une solution concentrée, tandis que l’autre contient une solution diluée. Au fur et à mesure que l’oxydation se produit dans la cellule diluée, les ions de l’électrode pénètrent dans la solution, la rendant plus concentrée.

La réduction se produit dans la cellule concentrée lorsque les ions métalliques sont réduits et plaqués sur l’électrode, abaissant ainsi la concentration de la solution. Les deux demi-réactions entraînent une différence de tension entre les deux électrodes jusqu’à ce que l’équilibre soit atteint.

Vous construirez une cellule de concentration à l’aide d’électrodes de cuivre, de sulfate de cuivre concentré et d’oxalate de cuivre dilué. Vous allez mesurer la différence de tension entre les deux cellules causée par la différence de concentration en cuivre. Étant donné que l'oxalate de cuivre n'est que légèrement soluble, vous utiliserez ensuite la mesure de tension pour déterminer la véritable concentration de cuivre dans la solution d'oxalate de cuivre.
- Pour commencer, fabriquez de l’oxalate de cuivre. Obtenez de l’acide oxalique 0,1 M auprès de votre instructeur, puis étiquetez un bécher de 100 ml avec la formule chimique de l’oxalate de cuivre.
- Mesurez 50 ml d’acide oxalique et versez-le dans le bécher. À l’aide de la pipette volumétrique, mesurer 2 ml de la solution de sulfate de cuivre 0,05 M et la distribuer dans l’acide oxalique.
- Utilisez une tige d’agitation en verre pour agiter la solution pendant environ 5 min. Cela donne à la réaction suffisamment de temps pour atteindre l’équilibre.
- Maintenant, étiquetez un bécher propre de 100 ml comme 'sulfate de cuivre' et versez-y la solution à 0,05 M. Placez le bécher en sulfate de cuivre et le bécher en oxalate de cuivre à proximité l’un de l’autre.
- Obtenez 0,1 M de nitrate de potassium dans un bécher étiqueté de 100 ml, et plongez-y un morceau de papier filtre prédécoupé et laissez-le tremper pendant 20 s. Ce papier filtre imbibé de sel agira comme un pont salin.
- Placez le papier filtre sur les béchers de manière à ce qu’il relie les deux demi-cellules.
- Mesurez la température de la solution dans l’un des béchers et notez-la dans votre carnet.
- Utilisez le papier émeri pour polir vos deux bandes de cuivre. Rincez-les tous les deux à l’eau après le polissage.
- Connectez les bandes de cuivre aux fils du multimètre et placez une électrode dans chaque bécher.
- Allumez le multimètre et mesurez la tension. Notez cette valeur dans votre cahier de laboratoire.
  Tableau 3 : Cellule de concentration en cuivre
  
  ΔE mesuré (volts)
  Température (K)
  [Cu²⁺] (M)
  R (J/mol·K) 8.314
  F (C/mol) 96,485
  Cliquez ici pour télécharger le Tableau 3
- Lorsque vous avez terminé, retirez les électrodes du bécher et jetez le papier filtre. Débranchez les électrodes et rincez-les à l’eau déminéralisée. Ensuite, séchez-les avec une serviette en papier.
- Enfin, versez les solutions dans votre bécher à déchets. Neutralisez les déchets liquides avec du bicarbonate de soude, en faisant tourner la solution et en ajoutant plus de bicarbonate de soude jusqu’à ce que la solution cesse de bouillonner. Versez le liquide neutralisé dans le récipient à déchets de métaux lourds fourni par votre instructeur.
- Rincez toute la verrerie à l’eau et retournez tout l’équipement, y compris les électrodes, à votre instructeur.
Results
- D’abord, détermine les demi-réactions qui se produisent à chaque électrode. Étant donné que les réactions d’oxydation et de réduction dans les cellules galvaniques sont spontanées, la réaction avec le potentiel de réduction le plus élevé sera la réaction de réduction. Dans le cas de la pile plomb-cuivre, la demi-réaction du cuivre a le potentiel de réduction le plus élevé ; Ainsi, le cuivre est réduit dans notre cellule galvanique.
- À son tour, l’oxydation se produit au niveau de l’électrode principale. Ainsi, la demi-réaction qui se produit au niveau de l’électrode principale est une réaction d’oxydation. L’oxydation se produit toujours au niveau de l’anode ; Par conséquent, l’électrode en plomb est l’anode. La réduction se produit toujours au niveau de la cathode ; Ainsi, l’électrode de cuivre est la cathode. La lecture de votre multimètre doit être égale à la différence de tension entre les deux demi-réactions, soit 0,463 volts.
- Déterminez la direction du flux d’électrons. Étant donné que les électrons circulent toujours de l’anode à la cathode, les électrons circulent de l’électrode principale à l’électrode de cuivre.
- Ensuite, regardez votre première cellule galvanique inconnue. N’oubliez pas que le multimètre a mesuré la différence de potentiels entre les deux demi-réactions, ce qui correspond à la tension que vous avez mesurée.
- Nous savons qu’une électrode est en cuivre. Ainsi, si notre différence de tension est de 1,057 volts, le potentiel de réduction de l’autre réaction est négatif de 0,720 volts. Cela correspond à la demi-réaction du zinc. Par conséquent, l’électrode inconnue est le zinc et la solution inconnue est le sulfate de zinc. Le potentiel de réduction du cuivre est plus élevé que celui du zinc, de sorte que la cellule de cuivre est la cellule de réduction et la cellule de zinc est la cellule d’oxydation.
- Calculez la concentration de la solution de sulfate de zinc à l’aide de l’équation de Nernst. L’équation de Nernst relie la tension mesurée, E, au potentiel de réduction attendu dans des conditions standard, E zéro. R est la constante universelle des gaz, T est la température, F est la constante de Faraday, n est le nombre d'électrons transférés dans la demi-réaction et Q_h est le quotient réactionnel.
- Le quotient de réaction est égal à la concentration de l’espèce chimique oxydée divisée par la concentration de l’espèce réduite. Pour notre pile galvanique, le sulfate de cuivre est réduit et le sulfate de zinc est oxydé. Comme nous connaissons la concentration de sulfate de cuivre, 0,05 M, nous pouvons calculer la concentration de la cellule d’oxydation, qui était du sulfate de zinc dans notre expérience.
- Enfin, regardez la cellule de concentration de cuivre. Ici, nous avons créé une cellule galvanique avec une demi-cellule contenant de l’oxalate de cuivre dilué et l’autre contenant du sulfate de cuivre. Étant donné que la concentration de cuivre dans la demi-cellule diluée change au fur et à mesure que l’expérience progresse, nous pouvons calculer la concentration d’ions de cuivre dissous à l’aide de l’équation de Nernst.
- Les deux électrodes sont identiques dans une cellule de concentration, donc le potentiel de l’électrode standard est de 0. La différence de potentiel est la tension que nous avons mesurée, et elle est due à la différence de concentration en cuivre entre les deux piles. Après avoir inséré les valeurs connues, nous pouvons ensuite déterminer la concentration de l’ion cuivre dans la cellule diluée. Ici, la concentration d’ions cuivre était de 7,9 x ^10-7 M.