UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA

FACULTUDAD DE INGENIERÍA QUÌMICA

Fisicoquímica II

Practica de lab.I

“reacciones Redox y montaje de celdas electroquímicas”

Lic. Martha Benavente

Alumno: Maryan Liseth Romero Sevilla.

Juan Alberto Ortiz parajon.

Lourdes Arauz.

Grupo: 5NQ

Viernes 23 de mayo de 2014

I. Introducción.La energía eléctrica es una de las formas de energía de mayor importancia práctica para la vida contemporánea. Un día sin energía eléctrica, ya sea por fallas de la compañía que suministra la luz o por falta de baterías, es inconcebible en nuestra sociedad tecnológica.

El área de la química que estudia la conversión entre la energía eléctrica y la energía química es la electroquímica. Desde el punto de vista Fisicoquímico los conductores más importantes son los del tipo electrolíticos, es decir los electrolitos; estos se distinguen de los conductores electrónicos, como los met a les por el hecho de que el paso de una corriente eléctrica va acompañada por el tr a nsporte de mat e ri a .

Los procesos electroquímicos son reacciones redox en donde la energía liberada por una reacción espontánea se transforma en electricidad, donde se produce una transferencia de electrones de una sustancia a otra este proceso se lleva a cabo en celda electroquímica que consta de dos electrodos, sumergidos en sendas disoluciones apropiadas, unidos por un puente salino y conectado por un voltímetro que permite el paso de los electrones, puede ocurrir en sustancias puras o impuras, lo que da paso a la combinación de los átomos de distintos elementos para formar un nuevo compuesto.

Las celdas electroquímicas fueron desarrolladas a finales del siglo XVIII por los científicos Luigi Galvani y Allesandro Volta por lo que también se las denomina celda galvánica o voltaica en su honor. Originalmente el termino oxidación se utilizó para describir la adición de oxigeno aun elemento o a un compuesto, y el termino reductor fue utilizado para designar a la eliminación de oxigeno de un compuesto y el termino reductor conforme el proceso se fue conociendo en forma más completa el significado de los términos se amplio

De esta forma podemos ver la importancia que conlleva este informe ya que podremos identificar, mediante actividades experimentales, la característica más relevante de las acciones químicas en soluciones, donde todas, si excepción; están insertadas en las reacciones redox.

En las pi l a s s ecas comunes y en el acumulador de plomo tenemos convertidores de energía química en eléctrica, mientras que en la carga de la batería de a l m ac e n a m i e nto y en la purificación electrolítica del cobre se utiliza la energía eléctrica para realizar una a c c ión quí mica. Una celda es un dispositivo simple de dos electrodos y un electrolito capaz de dar e le c tri c i d a d por la acción química dentro de la celda, o de producir una acción química por el paso de electricidad a su través. Una batería, por otra parte, es una combinación de dos o más celdas dispuestas en serie o en paralelo. Así el acumulador de plomo es una batería constituidas por tres celdas conectadas en serie.

II. Objetivos.

1. Adquirir destreza en el montaje de celdas electrolíticas.

2. Determinar a través del valor de potencial estándar si los sistemas en estudio reaccionaran o no suponiendo condiciones estándar, identificando teóricamente los productos que han de obtenerse.

3. Determinar a través de mediciones directas, el potencial de tres diferentes celdas electroquímicas.

III. Procedimiento. Parte e xp e rim e n tal I: r e a cc ion e s R e dox

1. Se tomó tres tubos de ensayo y se colocó en cada uno de ellos una una porción de Zn el polvo. Luego a cada uno de los tubos de ensayo se le agrego por separado 3 ml de las siguientes soluciones acuosas:

No tubo Solución concentraciónTubo 1 𝐶��𝑆�4 0.5 MTubo 2 ���(��3)4 1.0 MTubo 3 �𝑒𝐶�

�2 0.25 M

2. se agita y deja reposar las mezclas por 20 minutos.

Pa r te e xp er i m e n tal II: m on ta je d e u n a ce ld a e l ec t r oq u í m ica :

1. Se vertió 50 ml de una solución de ���(��3)41M en un vaso de precipitado (beaker) de100 ml y 50 ml de una solución de 𝐶��𝑆�4 1M en un segundo beaker de 100 ml.

2. Se colocó el electrodo limpio de plomo en el beaker que contiene la solución de plomo yel electrodo limpio de cobre en el beaker que contiene la solución de cobre.

3. Se conectó los extremos de ambos electrodos a un voltímetro.5. Se repitió el procedimiento con los siguientes pares redox:

Zn │Zn2+ (1M) ││Cu2+ (1M)│Cu

Zn│Zn2+ (1M) ││Pb2+ (1M)│Pb

.

IV. Observaciones y resultados.

Parte I.

a. En la solución Zn-CuSO4 pasado un periodo de tiempo de unos 3minutos se formó sobre el Zn una capa esponjosa de color pardo oscuro, se observó también que el color azul de CuSO4 se fue decolorando.

b. Pb (NO3)2 al mezclarse con Zn se no se observó ningún cambio al instante, luego en un periodo de tres minutos se pudo apreciar una formación de una capa dura color marrón, también hubo desprendimiento de gases dando una reacción exotérmica.

c. Al mezclarse FeCl2 con Zn después de un periodo de tiempo se observó en el Zn que se depositaba un color café y la solución amarilla de FeCl2 perdía su color intenso.

Parte II.

Al construir las celdas electroquímicas con los tres electrodos de Zn, Pb, Cu, se observó atreves del multímetro las cantidades de la diferencia de potencial. La lectura presentada por el instrumento de medición fueron distintas para las diferentes celdas.

Celda 1.

Pb│Pb2+(1M)││Cu2+(1M)│Cu (el Pb se oxida y el C u se redu ce) .

Celda 2.

Zn│Zn2+(1M)││Cu2+(1M)│ Cu (el Zn se oxida y el C u se redu ce.)

Celda 3.

Zn│Zn2+(1M)││Pb2+(1M)│Pb (el Zn se oxida y el C u se redu ce) .

En el electrodo de Cu se observó una mancha café.

En el electrodo de Zn se depositó una capa blanquecina y una mancha negra.

En el electrodo de Pb se observó la una capa blanquecina.

V. Cuestionario

1. Investigar el potencial Estándar de Reducción de Cu/Cu2+; Pb/Pb2+; Fe/Fe2+; Zn/Zn2+. De acuerdo al valor del potencial estándar predecir cuál es la sustancia que se oxida y cuál es la sustancia que se reduce.

Potenciales Estándar de Reducción a 25°CMedia Reacción E° (volts)

Cu2+ + 2e ↔ Cu 0.34

Pb2+ + 2e ↔ Pb -0.13

Fe2+ + 2e ↔ Fe -0.44

Zn2+ + 2e ↔ Zn -0.76

El Cu2+ es el que se reduce en comparación con los demás debido a que mientras mayor sea el potencial de reducción para cualquier media reacción mayor será la tendencia a experimentar la reducción, las demás sustancias se verán obligadas a actuar como oxidación frente al Cu2+, entonces el potencial de reducción nos puede indicar que sustancia frente a otra será oxidada o reducida.

Es c rib i r las s e mir e a c c iones de o x idación y r e d u cc ión involu c rada e n c ada uno de los tubos.

Tuvo 1: (Zn –CuSO4):

Cu2+ (ac) + Zn(s) → Cu(s) + Zn2+ (ac)

Semirreaccionesoxidación reducciónZn(s) → Zn2+ (ac) +2e Cu2+ (ac) + 2e → Cu (s)

Tubo 2: FeCl2 – Zn

Fe2+ (ac) + Zn(s) → Fe(s) + Zn2+ (ac)

Semirreaccionesoxidación reducciónZn(s) → Zn2+ (ac) +2e Fe2+ (ac) + 2e → Fe(s)

Tubo 3: Pb (NO3)2 – Zn

Pb2+ (ac) + Zn(s) → Pb(s) + Zn2+ (ac)

SemirreaccionesOxidación ReducciónZn(s) → Zn2+ (ac) +2e Pb2+ (ac) + 2e → Pb(s)

�𝑙���

�𝑙���

�𝑙���

2. Calcular el potencial estándar de las reacciones electroquímicas.

� = �0 − �0�� �𝑙�� 𝑟������𝑖�� �𝑥�����𝑖��� = �0 − �01. ���𝑙�� 𝐶��+2/𝐶��0 ��0/��+2

�� = 0.34 − (−0.76) = 1.1� = �0 − �02. ���𝑙�� 𝑃�+2/𝑃�0 ��0/��+2

�� = −0.13 − (−0.76) = 0.63� = �0 − �03. ���𝑙�� 𝐹� +2/𝐹� 0 ��0/��+2

�� = −0.44 − (−0.76) = 0.323. Resumir los resultados experimentales en una tabla en la que los potenciales figurenen orden de mayor a menor nobleza (del más sucesible al menos sucesible a la corrosión).

Par Redox Potencial experimental

Zn│Zn2+(1M)││Pb2+(1M)│Pb 84 mV

Pb│Pb2+(1M)││Cu2+(1M)│Cu 83 mV

Zn│Zn2+ (1M)││Cu2+(1M)│Cu 31 mV

Lo que implica que entre mayor sean los potenciales de reducción de un electrodo con respecto al otro, mayor será la diferencia de potencial siendo más sucesibles a la corrosión.

4. Indicar los potenciales estándares teóricos de todos los electrodos utilizados. Para ello use la tabla de potenciales estándares.

Electrodo de Cu Cu0 → Cu2+ + 2e- �0 = −0.34𝑉Electrodo de Zn Zn0 → Zn2+ +2e �0 = −0.72 𝑉Electrodo de Pb Pb0 → Pb+2 + 2e- �0 = 0.13 𝑉

��𝑙��

��𝑙��

��𝑙��

4. Determinar el potencial estándar teórico de cada una de las celdas electroquímicas y comparar con los resultados experimentales obtenidos.

� − 𝑹𝑻 𝒍�𝒈 [ 𝑶𝒙�] � = ���𝒍�𝒂 �� [𝑹��]1. Par redox Pb│Pb2+ (1M)││Cu2+(1M)│Cu

� = �0 − �01. �� � 𝑙� � 𝐶��+2 /𝐶��0 𝑃�0 /𝑃�+2

�� = 0.34 𝑉 − (−0.13 ��) = 0.47 𝑉� = �.

𝑽 −��

�. 𝟗��� 𝑽�

𝒍�𝒈[� ��] [� ��] = �. �� 𝑽

2. Par redox Zn│Zn2+ (1M)││Cu2+(1M)│Cu

� = �0 − �02. ���𝑙�� 𝐶��+2 /𝐶��0 ��0 /��+2

�� = 0.34 𝑉 − (−0.76 ��) = 1.1 𝑉� = �. � 𝑽 −

�. 𝟗��� 𝑽�

𝒍�𝒈[� ��] [� ��] = �. � 𝑽

3. Par redox Zn│Zn2+ (1M)││Pb2+(1M)│Pb

� = �0 − �03. ���𝑙�� 𝑃�+2 /𝑃�0 ��0 /��+2�� = −0.13 𝑉 − (−0.76 ��) = 0.63 𝑉� = �.

𝑽 −��

�. 𝟗��� 𝑽�

𝒍�𝒈[� ��] [� ��] = �. �� 𝑽5. ¿Qué metal, enfrentado al cobre, es más reactivo y cual es más noble?

Los pares de potenciales de electrodo estándar alto son reducidos por los pares con potenciales de electrodo estándar bajo; lo que significa que “Potencial bajo, reduce al alto”. Por lo que, el metal más reactivo frente al cobre es el zinc, en segundo lugar está el hierro y el más noble de todos es el plomo.

Conclusión.

Se concluye que:

Las celda electroquímicas están basada en la oxidación-reducción donde se produce un cambio en los números de oxidación de las sustancias. Los electrones tienen que fluir por el circuito externo desde el electrodo negativo al positivo. En el electrodo negativo tiene lugar la oxidación y la reducción se verifica en el electrodo positivo.

La observación fundamental de una pila es la medición de la F.E.M o diferencial de potencial entre los electrodos, debido a la transferencia de electrones de los electrolitos presente en la pila; por lo que si se permite el paso de una corriente, las concentraciones de los componentes tienden a cambiar.

El potencial estándar de la celda cambiará únicamente cuando las concentraciones de los electrolitos presente en ésta, sean diferentes.

Bibliografía:

Atkins, P.W. Fisicoquímica, 3raEdición en Español. Editorial Eddison- Wesley Iberoamericana.1991.

Levine, I. N. Fisicoquímica, Volumen II. 5taEdición en Español. McGraw Hill, 2004.

Brady, James E.- Química básica- 2daEdición- Año 2013- México- Editorial LIMUSA.

Chang, Raymond- Química- 9na Edición- Año 2007- México- EditorialMc Graw Hill.