Instituto Tecnológico y de Estudios Superiores de Monterrey
Campus Puebla
Práctica No. 15
Electroquímica y reacciones REDOX
Responsable: Mtro. Víctor Hugo Blanco Lozano
Equipo No. 8
Grupo 2
Integrantes del equipo:
Stephania Díaz Lorenzo A00397831
Ana Laura Velázquez Gil A01325205
Omar Sánchez Jiménez A01324800
Jorge Armando Luna Morales A01099726
Gabriela Rivera Hernández A01325193
Objetivos:
Ya estudiado y experimentado el
tema de electroquímica en la práctica pasada, el desempeño y desarrollo de la
presente, consistirá en comprender más a detalle el proceso que se lleva a cabo
en las reacciones de óxido reducción. A su vez, se pretende aplicar el
conocimiento del mismo al uso de celdas galvánicas y electrolíticas.
Introducción:
A través del paso del tiempo, se ha designado a la energía eléctrica, como una de las energías de mayor importancia en la vida cotidiana, puesto que si se llegara a prescindir de ella, esto generaría múltiples consecuencias y problemas a la sociedad contemporánea.
Con el fin de obtener una mayor comprensión acerca de los procesos y metodologías de la electroquímica que se estarán llevando a cabo, se utiliza algo mejor conocido como: reacciones redox. Dichas reacciones dan como resultado la producción de la electrolisis (fenómeno en el que se libera energía), y por consiguiente la misma se convierte en electricidad.
(Universidad Autónoma de Madrid, 2013)
Otra sección de gran importancia en el área de la electroquímica se refiere todas aquellas reacciones que generan una corriente eléctrica, proceso que se lleva a cabo en una celda o pila galvánica, en las cuales las reacciones de óxido-reducción son estudiadas, debido a su comportamiento donde casi la mayoría de las veces, éstas se encuentran unidas a un circuito eléctrico.
(Universidad Autónoma de Madrid, 2013)
Durante el trabajo experimental siguiente, se estudiará el uso de las celdas galvánicas y la importancia de las reacciones de óxido-reducción en los diferentes procesos llevados a cabo durante los experimentos posteriores, con el fin de producir electricidad.
CONSIDERACIONES TEÓRICAS
Reacciones Redox
La electroquímica es la rama de la química que estudia la conversión entre la energía eléctrica y la energía química. Los procesos electroquímicos son reacciones rédox en los cuales la energía liberada por una reacción espontánea se convierte en electricidad o la energía eléctrica se aprovecha para provocar una reacción química no espontánea.
Las reacciones rédox son aquellas en las que se transfieren electrones de una sustancia a otra. Una celda electroquímica es un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una reacción rédox (celda galvánica o voltáica).
En la figura se muestran los componentes de una celda galvánica que corresponde a la celda de Daniell.
Reacciones Redox
La electroquímica es la rama de la química que estudia la conversión entre la energía eléctrica y la energía química. Los procesos electroquímicos son reacciones rédox en los cuales la energía liberada por una reacción espontánea se convierte en electricidad o la energía eléctrica se aprovecha para provocar una reacción química no espontánea.
Las reacciones rédox son aquellas en las que se transfieren electrones de una sustancia a otra. Una celda electroquímica es un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una reacción rédox (celda galvánica o voltáica).
En la figura se muestran los componentes de una celda galvánica que corresponde a la celda de Daniell.
Zn | Zn (1M) | Cu | Cu (1M) | Cu
Zn + CuSO4 --> ZnSO4 + Cu
Para complementar el circuito eléctrico es necesario colocar entre las dos semi-celdas un
puente salino de KCL o NH4NO3 para que los iones se muevan de una semicelda a otra a
través de él.
La corriente eléctrica fluirá del ánodo al cátodo ya que hay una diferencia de potencial entre
los dos electrodos y se mide en forma experimental con un voltímetro.
Otros términos utilizados para el voltaje de la celda son: fuerza electromotriz o fem, y potencial de celda (E). El potencial de la celda depende de:
Otros términos utilizados para el voltaje de la celda son: fuerza electromotriz o fem, y potencial de celda (E). El potencial de la celda depende de:
-
La naturaleza de los electrodos e iones.
-
De las concentraciones de la solución.
- De la temperatura.
Zn (s) | Zn (1M) | |Cu (1M)| Cu (s)
La línea vertical sencilla representa la interfase entre el electrodo y su solución y la línea
vertical doble representa el puente salino. El ánodo se escribe a la izquierda y el cátodo a la
derecha.
La reacción global de la celda es igual a la suma de las dos reacciones de semicelda y a la fem
de la celda es igual a la suma de los potenciales eléctricos en cada electrodo, así para la celda
de Daniell.
Ecelda= Eoxd Zn + Ered Cu
Ecelda= Eoxd Zn + Ered Cu
Conociendo uno de los potenciales de electrodo se puede conocer el otro por sustracción. Es imposible medir el potencial de un solo electrodo, pero arbitrariamente se le ha dado el valor de cero al electrodo de hidrógeno, que se toma como referencia. El hidrógeno gaseoso se burbujea en una disolución de ácido clorhídrico con un electrodo de platino que proporciona la superficie para que el hidrógeno se disocie y además sirve como conductor eléctrico.
Para la reducción:
2H + 2e --> H2 1atm Eo= 0 volts
E0 Se conoce como potencial estándar de reducción cuando la concentración de la solución es
1M y todos los gases están a 1atm de presión. A este electrodo de hidrógeno se le llama
electrodo estándar de hidrógeno EEH.
Este electrodo se puede utilizar para medir los potenciales de otros electrodos.
Este electrodo se puede utilizar para medir los potenciales de otros electrodos.
Puesto que los potenciales estándar de electrodos que se dan en tablas son los de reducción es
conveniente calcular el potencial de la celda como:
E0 celda = E0red cátodo - E0red ánodo
Fórmula que incluye el cambio de signo de los potenciales de oxidación (ánodo) por lo que se aplica directamente con los potenciales de las tablas. En el ejemplo anterior la fem o potencial estándar de la celda es positivo, lo que indica que la reacción rédox en ese sentido es espontánea. Si la fem es negativa, la reacción es espontánea en la dirección opuesta.
Un E0 de celda negativo no significa que la reacción no ocurra, sino que cuando se alcanza el equilibrio, estará desplazado hacia la izquierda.
Existen otros electrodos de referencia como el electrodo de plata, el electrodo de vidrio y el de calomel.
conveniente calcular el potencial de la celda como:
E0 celda = E0red cátodo - E0red ánodo
Fórmula que incluye el cambio de signo de los potenciales de oxidación (ánodo) por lo que se aplica directamente con los potenciales de las tablas. En el ejemplo anterior la fem o potencial estándar de la celda es positivo, lo que indica que la reacción rédox en ese sentido es espontánea. Si la fem es negativa, la reacción es espontánea en la dirección opuesta.
Un E0 de celda negativo no significa que la reacción no ocurra, sino que cuando se alcanza el equilibrio, estará desplazado hacia la izquierda.
Existen otros electrodos de referencia como el electrodo de plata, el electrodo de vidrio y el de calomel.
PROCEDIMIENTO.
Experimento 1:
Celdas voltaicas y corrosión
a) Corrosión
1.
En un
vaso de precipitado de 100mL coloca la disolución de NaCl al 3.5% y por medio
de una manguera conectada a la llave del aire, pasa una corriente de aire a
través de la disolución. Sin dejar de burbujear el aire introduce a la
disolución un trozo de fierro y observa los cambios que ocurren.
2.
En un
vaso de precipitado de 100mL coloca la disolución de NaCl al 3.5% y por medio
de una manguera conectada a la llave del aire, pasa una corriente de aire a
través de la disolución. Sin dejar de burbujear el aire introduce a la
disolución un trozo de fierro unido por un alambre a un trozo de zinc y observa
los cambios que ocurren.
3.
En un
vaso de precipitado de 50mL coloca la disolución de CuS04 0.5M,
introduce a la disolución un trozo de zinc metálico. Después de un minuto
retira el metal de la disolución, lávalo con agua destilada y observa los
cambios que ocurren. Terminado el experimento, regrese la solución al frasco de
reactivo original.
4.
En un
vaso de precipitado de 50mL coloca la disolución de ZnSO4 a 0.5M,
introduce a la disolución un trozo de cobre metálico. Después de un minuto
retira el metal de la disolución, lávalo con agua destilada y observa los
cambios que ocurren. Terminado el experimento, regrese la solución al frasco de
reactivo original.
NaCl
al 35% 100ml
x 100
= 3.5g
CuSO4
al
0.5M 50ml
Masa = (Peso Molecular)(Molaridad)(litros
de solución)
= (159.62 g/mol )(0.5M)(0.05 l)
= 3.9905 g
ZnSO4 al 0.5M
50 ml
Masa = (Peso Molecular)(Molaridad)(litros
de solución)
= (161.47 g/mol )(0.5M)(0.05 l)
= 4.03675 g
Resultados
Observación de color o aspecto
|
|
Fierro +
solución de NaCl + aire
|
Comenzó a oxidarse pasando los 5 minutos
|
Fierro + zinc +
solución de NaCl+ aire
|
La oxidación de produjo mas rápidamente de
lo que lo había hecho con anterioridad.
|
Zinc + solución
de CuSO4
|
El Zinc se volvió de un color negro después
de estar sumergido en la solución 10 segundos, el trozo de zinc fue retirado
al pasar 1 minuto y luego fue lavado con agua destilada pero este no regreso
a su color original
|
Cobre +
solución de ZnSO4
|
Se observó un ligero oscurecimiento en la
parte sumergida al retirarse el trozo de cobre después de estar sumergido por
1 minuto
|
b) Celdas
galvánicas
5. Realiza el
montaje de la celda:
Utiliza vasos de
precipitado de 50mL. Mide el potencial eléctrico de la celda utilizando un
multímetro. Repite la medición dos veces más en intervalos de 5 minutos y
registra las lecturas. Invierte las conexiones en el multímetro y registra la
lectura.
Número de veces
sumergido
|
Hora de inicio
|
Potencial
eléctrico
|
Hora de fin
|
Potencial
eléctrico
|
1
|
1:13 pm
|
0,86
|
1:19 pm
|
0.82
|
2
|
1:19 Pm
|
0.86
|
1: 24 Pm
|
0.79
|
3
|
1:25 Pm
|
0.83
|
1:30 Pm
|
0.82
|
Al invertir
conexiones
Número de veces
sumergido
|
Hora de inicio
|
Potencial
eléctrico
|
Hora de fin
|
Potencial
eléctrico
|
1
|
1:32 pm
|
0,88
|
1:37 pm
|
0.79
|
2
|
1:38 Pm
|
0.83
|
1: 38 Pm
|
0.79
|
3
|
1:44 Pm
|
0.93
|
1:49 Pm
|
0.78
|
6. Realiza el
montaje de la celda:
Número de veces
sumergido
|
Hora de inicio
|
Potencial
eléctrico
|
Hora de fin
|
Potencial
eléctrico
|
1
|
1:54 pm
|
0.35
|
1:59 pm
|
0.32
|
2
|
2:00 Pm
|
0.35
|
2:05 Pm
|
0.31
|
3
|
2:06 Pm
|
0.38
|
2:11 Pm
|
0.32
|
Al invertir
conexiones
Número de veces
sumergido
|
Hora de inicio
|
Potencial
eléctrico
|
Hora de fin
|
Potencial
eléctrico
|
1
|
2:12 pm
|
0.45
|
2:17 pm
|
0.35
|
2
|
2:17 Pm
|
0.47
|
2: 22 Pm
|
0.36
|
3
|
2:23 Pm
|
0.45
|
2:28 Pm
|
0.37
|
(Utiliza vasos de
precipitado de 50mL. Mide el potencial eléctrico de la celda utilizando un
multímetro. Repite la medición dos veces más en intervalos de 5 minutos,
registra las lecturas. Invierte las conexiones en el multímetro y registra la
lectura.
Tabla dos de
registro de datos y observaciones: Celdas galvánicas
Espontaneidad de
una reacción Redox
Reacción química
|
¿Es espontanea?
|
¿Por qué? Basa tu
respuesta con tus observaciones experimentales
|
Zn+2 +Cu
à Zn + Cu2+
|
||
Zn +Cu2+
à Zn2+ + Cu
|
CUESTIONARIO
-
¿Cuál fue la evidencia visual de la corrosión del fierro en la disolución de ? Basa
tu respuesta en una breve explicación.
-
¿Por qué no se observó corrosión en el fierro cuando se formó una celda galvánica con
el zinc?
-
¿Cuál fue el agente o sustancia química que provocó la oxidación de
fierro? Si lo eliminas de la disolución, ¿será otra forma efectiva
de evitar la corrosión del fierro?
¿Por qué?
-
Defina los siguientes conceptos
-
Cátodo
-
Oxidación
-
Celda voltaica
-
Electrólisis
-
Corrosión
-
Cátodo
-
Calcula el potencial de la siguiente celda a las condiciones especificadas:
-
Calcula el potencial de la siguiente celda e indica si sería espontánea. Justifica tu respuesta:
7. Considere la electrólisis del 2 fundido. ¿Cuántos gramos de Ba metálico se pueden producir al pasar 0.5 Amperes durante 30 minutos?
Conclusión:
La electroquímica es una rama
de la química que ha dejado un gran legado positivo a la sociedad del siglo
XXI, debido a que la industria eléctrica se ha convertido en un área
indispensable y de mayor importancia en la vida cotidiana.
Como se ha visto anteriormente
y a través de la práctica, es la electroquímica la que nos permite conocer y
poder manipular conscientemente los múltiples procesos que se llevan a cabo para
convertir y conducir la electricidad. A su vez, este trabajo experimental nos
sirvió para comprender más detalladamente el proceso llevado a cabo en las
reacciones redox y aplicar el mismo a la práctica.
Referencias:
Salón Hogar: Impulsando la nueva educación. Reacciones Químicas: Electroquímica. Recuperado el 12 de marzo de 2013, de:
http://www.salonhogar.net/quimica/nomenclatura_quimica/electroquimica.htm
Universidad Autónoma de Madrid.
Conceptos básicos de electroquímica.
Recuperado el 12 de marzo de 2013, de:
http://www.uam.es/personal_pdi/ciencias/lhh345a/Electroanalecc1.pdf
García, J. Slideshare. Electroquímica y conceptos básicos. Recuperado el 12 de marzo de 2013, de:
http://www.slideshare.net/darkgen/electroqumica
No hay comentarios:
Publicar un comentario