Informe 7-electroquímica 3a6e3y
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7° LABORATORIO – ELECTROQUÍMICA
UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA FACULDAD DE INGENIERÍA GEOLÓGICA, MINERA Y METALÚRGICA
LABORATORIO N°7 CURSO: Química II SECCIÓN: R
TEMA: Electroquímica. FECHA DE REALIZACIÓN: 03/06/15. FECHA DE ENTREGA: 10/06/15. DOCENTE: Lembi Castromonte, Reinaldo.
GRUPO N° 05 INTEGRANTES:
Moreano Vargas, Kiomi Roxy. Nestares Cóndor, Edson Fabricio. Ortiz García, Ricardo Adán.
20142682I 20142674F 20141060D
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ÍNDICE
1. Introducción…………………………………………………………………………..……… Pág.3 2. Objetivos…………………………………………………………………………..………….. Pág.4 3. Fundamento Teórico……………………………………………………………….…….. Pág.5 4. Parte Experimental………………………………………………………………….….…. Pág.8 5. Cuestionario……………………………………………………………………………...….. Pág. 14 6. Observaciones……………………………………………………………………..….….…. Pág.18 7. Conclusiones…………………………………………………………………………….…... Pág.19 8. Aplicaciones…………………………………………………………………………..………Pág.20 9. Bibliografía…………………………………………………………………………..……… Pág.21
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INTRODUCCIÓN Una de las formas de energía de mayor importancia práctica para vida es la energía eléctrica. He aquí algunos ejemplos. Alguna vez hemos observado que las llaves están cubiertas por otra capa metálica, así mismo nos hemos preguntado acerca de cómo se obtiene el alambre de cobre que usamos como conductor eléctrico. Los vehículos requieren energía eléctrica. ¿De dónde proviene? A falta de energía eléctrica en nuestra casa hemos usado una linterna que funciona a pilas. ¿Cómo producen energía eléctrica las pilas? Para eso necesitamos conocer la relación cualitativa y cuantitativa entre una reacción química Redox y la corriente eléctrica continua. Todas las reacciones químicas son fundamentalmente de naturaleza eléctrica, puesto que hay electrones involucrados en todos los tipos de enlaces químicos. Sin embargo, la electroquímica es primordialmente el estudio del fenómeno óxido-reducción. Las relaciones entre cambios químicos y energía eléctrica tienen importancia teórica y práctica. Las reacciones químicas pueden utilizarse para producir energía eléctrica (pilas voltaicas). La energía eléctrica puede utilizarse para para realizar transformaciones químicas (pilas electrolíticas). La electroquímica, rama de la química que estudia las interrelaciones entre los procesos químicos y los procesos eléctricos. El flujo de electrones desde un punto a otro se llama corriente eléctrica. Cuando la concentración de electrones se iguala en ambos puntos, cesa la corriente eléctrica. El material por el cual fluyen los electrones se denomina conductor. Los conductores pueden ser de dos tipos: conductores electrónicos o metálicos, y los conductores electrolíticos. La conducción tiene lugar por la migración directa de los electrones a través del conductor bajo la influencia de un potencial aplicado. El punto principal del presente trabajo, será la electroquímica, las aplicaciones que esta posee, cuáles son sus unidades fundamentales.
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OBJETIVOS
Construir celdas voltaicas y determinar el potencial de la celda. Construcción y operación de celdas electrolíticas. Observar la descomposición química de sustancias por la corriente eléctrica. Identificar los productos formados, desprendidos y depositados. Realizar pruebas de identificación de los productos de la electrolisis. Consiste en encontrar las relaciones que existen entre diferentes sistemas metal-ión metálico, y la aplicación para generar energía y distinguir el sistema químico de una pila identificando sus electrodos, los principios estequiométricos en procesos químicos y la determinación de los potenciales estándar de las pilas.
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FUNDAMENTO TEÓRICO La electrólisis es un método de separación de los elementos que forman un compuesto aplicando electricidad: se produce en primer lugar la descomposición en iones, seguido de diversos efectos o reacciones secundarios según los casos concretos. Electrólisis procede de dos radicales, electro que hace referencia a electricidad y lisis que quiere decir rotura. El proceso electrolítico consiste en lo siguiente. Se disuelve una sustancia en un determinado disolvente, con el fin de que los iones que constituyen dicha sustancia estén presentes en la disolución. Posteriormente se aplica una corriente eléctrica a un par de electrodos conductores colocados en la disolución. El electrodo cargado negativamente se conoce como cátodo, y el cargado positivamente como ánodo. Cada electrodo atrae a los iones de carga opuesta. Así, los iones positivos, o cationes, son atraídos al cátodo, mientras que los iones negativos, o aniones, se desplazan hacia el ánodo. La energía necesaria para separar a los iones e incrementar su concentración en los electrodos, proviene de una fuente de potencia eléctrica que mantiene la diferencia de potencial en los electrodos. En los electrodos, los electrones son absorbidos o emitidos por los iones, formando concentraciones de los elementos o compuestos deseados. Por ejemplo, en la electrólisis del agua, se forma hidrógeno en el cátodo, y oxígeno en el ánodo. Esto fue descubierto en 1820 por el físico y químico inglés Michael Faraday. La electrólisis no depende de la transferencia de calor, aunque éste puede ser producido en un proceso electrolítico, por tanto, la eficiencia del proceso puede ser cercana al 100%. Ánodo El ánodo es un electrodo en el cual se produce la reacción de oxidación. Un error muy extendido es que la polaridad del ánodo es siempre positivo (+). Esto es a menudo incorrecto y la polaridad del ánodo depende del tipo de dispositivo, y a veces incluso en el modo que opera, según la dirección de la corriente eléctrica, basado en la definición de corriente eléctrica universal. En consecuencia, en un dispositivo que consume energía el ánodo es positivo, y en un dispositivo que proporciona energía el ánodo es negativo.
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Cátodo El cátodo es un electrodo en el cual se produce la reacción de reducción. Un error muy extendido es pensar que la polaridad del cátodo es siempre negativa (-). La polaridad del cátodo depende del tipo de dispositivo, y a veces incluso en el modo que opera, según la dirección de la corriente eléctrica, basado en la definición de corriente eléctrica universal. En consecuencia, en un dispositivo que consume energía el cátodo es negativo, y en un dispositivo que proporciona energía el cátodo es positivo. Puente salino Es un tubo con un Puente salino electrolito en un gel que está conectado a las dos semiceldas de una celda galvánica; el puente salino permite el flujo de iones, pero evita la mezcla de las disoluciones diferentes que podría permitir la reacción directa de los reactivos de la celda. ELECTROQUÍMICA La electroquímica estudia los cambios químicos que producen una corriente eléctrica y la generación de electricidad mediante reacciones químicas. Es por ello, que el campo de la electroquímica ha sido dividido en dos grandes secciones. La primera de ellas es la Electrólisis, la cual se refiere a las reacciones químicas que se producen por acción de una corriente eléctrica. La otra sección se refiere a aquellas reacciones químicas que generan una corriente eléctrica, éste proceso se lleva a cabo en una celda o pila galvánica.
CELDAS ELECTROQUÍMICA: Son aquellas en las cuales la energía eléctrica que procede de una fuente externa provoca reacciones químicas no espontáneas generando un proceso denominado electrólisis. Las celdas electrolíticas constan de un recipiente para el material de reacción, dos electrodos sumergidos dentro de dicho material y conectados a una fuente de corriente directa.
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CELDAS GALVÁNICAS O VOLTAICAS: Son celdas electroquímicas en las cuales las reacciones espontáneas de óxido-reducción producen energía eléctrica. Las dos mitades de la reacción de óxido reducción, se encuentran separadas, por lo que la transferencia de electrones debe efectuarse a través de un circuito externo. En todas las reacciones electroquímicas hay transferencia de electrones y por tanto, son reacciones de óxido-reducción (redox). soluciones electrolíticas.
LEYES DE FARADAY a) Primera Ley de Faraday: La cantidad de sustancias que se depositan (o altera su número de oxidación) en un electrodo, es proporcional a la cantidad de electricidad que pasa por el sistema. Lo anterior significa que a mayor Faraday mayor cantidad de sustancia depositada. Se denomina equivalente electroquímico de una sustancia a la masa en gramos de dicha sustancia depositada por el paso de un culombio. De acuerdo con esta definición podemos escribir la expresión:
Donde: m : masa en gramos que se ha depositado. I : intensidad de la corriente expresada en amperios t : tiempo en segundos 96500 : factor de equivalencia entre el Faraday y el culombio, ya que 1F = 96500C. b) Segunda Ley de Faraday:
La cantidad de diferentes sustancias depositadas o disueltas por una misma cantidad de electricidad, son directamente proporcionales a sus respectivos pesos equivalentes. Por ejemplo, si la corriente eléctrica se hace pasar por una serie de celdas electrolíticas que contienen distintas sustancias, la cantidad de electricidad que circula a través de cada electrodo es la misma y las cantidades de elementos liberados son proporcionales a sus respectivos pesos equivalentes.
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PARTE EXPERIMENTAL EXPERIMENTO N°1: Pilas electroquímicas. PARTE A: Preparar las semipilas 𝒁𝒏(𝒔) /𝒁𝒏𝟐+ (0.01M)//𝑪𝒖+𝟐(0.1M)/𝑪𝒖(𝒔) 1. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
Lave con agua destilada 2 vasos de precipitado de 150 ml y enjuague uno de los vasos con 𝐶𝑢(𝑁𝑂3 )2 0.1 M y añada la misma solución hasta la mitad del vaso y el otro con 𝑍𝑛(𝑁𝑂3 )2 0.1 M. Colocar el electrodo de cobre previamente limpio en el vaso que contiene el 𝐶𝑢(𝑁𝑂3 )2 0.1 M haciendo la conexión al terminal positivo del voltímetro. Colocar el electrodo de Zinc, previamente limpiado con el vaso que contiene 𝑍𝑛(𝑁𝑂3 )2 0.1 M conecte al terminal. Anote la lectura del voltaje con las semipilas según lo obtenido al hacer la conexión. Colocar un puente salino, tubo en U que contenga una dilución saturada de cloruro de potasio (𝐾𝐶𝑙). Anote la lectura del voltaje.
2. DATOS Y OBSERVACIONES DEL EXPERIMENTO
Como podemos observar los electrones se movilizaron del ánodo al cátodo. Observamos que las semiceldas se encuentran unidas mediante el puente salino el cual se encarga de mantener la neutralidad en la pila. Mientras que ocurre la transferencia de electrones en una semicelda ocurre una pérdida de masa del electrodo, mientras que en la otra ocurre un aumento en la masa del otro electrodo. El valor del voltaje que se obtiene experimentalmente es menor que el valor teórico.
3. CÁLCULOS Y RESULTADOS SEMIREACCIONES ELECTRODO (SIGNO)
PROCESO QUÍMICO
SEMIRREACCIÓN
POTENCIAL(V)
Ánodo(electrodo negativo)
Oxidación del Zn
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e-
Eº=-0,76 V
Cátodo(electrodo positivo)
Reducción del Cu2+
Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s)
Eº=+0,34 V
0.34 V – (- 0.76 V) = 1.10 V Zn(s) + Cu2+ (aq) → Zn2+ (aq) + Cu(s)
Eº= 1, 10 V
Zn(s) |Zn2+ (1M) || Cu2+ (1M) |Cu(s) Experimentalmente obtuvimos E° = 0 V.
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4. GRÁFICAS, TABLAS Y DIBUJOS
Pila electroquímica
Voltímetro
5. CONCLUSIONES:
El valor de voltaje obtenido experimentalmente es menor que el valor teórico. La masa de los electrodos inicialmente en cada semicelda varían debido a la transferencia de los electrones.
PARTE B: Preparar las semipilas 𝑷𝒃(𝒔) /𝑷𝒃 (0.1M) // 𝑪𝒖+𝟐(0.1M)/𝑪𝒖(𝒔) 1. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:
De manera similar que en la parte A, prepare en vasos de 150 ml colocando en uno hasta la mitad de su volumen, de su solución de Nitrato de Plomo 0.1 M y en el otro, también hasta la mitad de su volumen de Nitrato de cobre 0.1 M luego. Coloque el puente salino y observe el voltaje.
Importante: Debe evitar contaminar las soluciones de las semipilas.
2. DATOS Y OBSERVACIONES DEL EXPERIMENTO
Como podemos observar los electrones se movilizaron del ánodo al cátodo. Observamos que las semiceldas se encuentran unidas mediante el puente salino el cual se encarga de mantener la neutralidad en la pila. Mientras que ocurre la transferencia de electrones en una semicelda ocurre una pérdida de masa del electrodo, mientras que en la otra ocurre un aumento en la masa del otro electrodo. El valor del voltaje que se obtiene experimentalmente es menor que el valor teórico.
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3. CÁLCULOS Y RESULTADOS SEMIREACCIONES ELECTRODO (SIGNO)
PROCESO QUÍMICO
SEMIRREACIÓN
POTENCIAL (V)
Ánodo (electrodo negativo)
Oxidación del Pb
Pb(s) → Pb2+(aq) + 2 e-
Eº= -0.18 V
Cátodo (electrodo positivo)
Reducción del Cu2+
Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s)
Eº=+0,34 V
0.34 V – (-0.18 V) = 0. 52 V Pb (s) + Cu2+ (aq) → Pb2+(aq) + Cu(s)
Eº=0. 52 V
Pb|Pb2+ (1M) ||Cu2+ (1M) |Cu Experimentalmente obtuvimos E° = 0.45 V 4. GRÁFICAS, TABLAS Y DIBUJOS
5. CONCLUSIONES
El valor de voltaje obtenido experimentalmente es menor que el valor teórico. La masa de los electrodos inicialmente en cada semicelda varían debido a la transferencia de los electrones.
EXPERIMENTO N°2: Electrólisis del Yoduro Potásico en solución acuosa. 1. PROCEDIMIETO EXPERIMENTAL
Identificación de los productos, en los electrodos como producto de la electrólosis de una solución acuosa de yoduro de potasio. Arme el equipo de electrolisis, utilizando un vaso o un tubo en U y como electrodos barras de carbón. Debe utilizarse una fuente de corriente que tenga entre 6 a 12 voltios de potencial.
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Añadir la solución de yoduro de potasio 0.5M, lo necesario para llenar el tubo hasta 1cm del extremo. Realice la conexión eléctrica y deje transcurrir un tiempo de 20 minutos aproximadamente.
2. DATOS Y OBSERVACIONES DEL EXPERIMENTO
En el cátodo se da la hidrolisis del H2O y se produce la reducción. En el ánodo se forma yodo molecular de un color pardo, el cual se difunde hasta la mitad del tubo en U y se produce la oxidación. Al agregar el indicador fenolftaleína se comprueba la presencia de iones OH. Al agregar tetracloruro de carbono en el yodo molecular se observa la molécula más pesada.
3. CÁLCULOS Y RESULTADOS KI + H2O K→ I- + H2O Esta ecuación la fundamentamos en base a que el yodo al ser un halógeno y el potasio un metal del grupo I, cuando se produzca electrolisis esta sal electricidad en disolución acuosa. 2K+ + 2I- + 2H2O→ 2KOH + I2 +H2 Luego el K+ reacciona con H2O formando KOH, y el I- se oxida como I2. Además las burbujas observadas fueron provocadas por el 2H→ 2 e- + H2, el cual se redujo. Se separa en iones debido a que son electrolitos fuertes. Esto se debe que son buenos conductores.
4. GRÁFICAS, TABLAS Y DIBUJOS
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5. CONCLUSIONES
Los aniones son aquellas partículas negativas que se dirigen al ánodo, en este caso el I- I2. los cationes serán el 2K+ + 2H2O 2KOH + H2, que rodeando el cátodo reaccionan con el agua para formar KOH, el Hidrogeno se reduce y se convierte en gas, estas son las burbujas que fue posible percibir. Lo que ocurre en la reacción química de electrolisis es que el yoduro de potasio se separa en yodo y potasio, los que son descargados en un electrodo distinto. Las especies químicas se descargan son de la siguiente forma: en el cátodo se descargó el potasio y en el ánodo se descarga el Yodo. El cambio de color se explica por la presencia de indicadores que reaccionan frente a ciertas sustancias. En el cátodo se descarga el potasio lo que coincide el cambio a color rojo en esa zona y esto ocurre porque el potasio ante la presencia de agua se forma Hidróxido de Potasio (KOH) que es de una sustancia básica, y como consecuencia la fenolftaleína reacciona formando este color (rosa). Ahora en el sector del ánodo se pone de un color oscuro (pardo) y se debe a la presencia del yodo que se convierte en yodo molecular (I2).
PARTE B 1. Emplee un gotero para extraer unos 2 ml de la solución del extremo donde estaba el cátodo. Añada unas gotas del indicador fenolftaleína para comprobar la formación de hidrógeno gaseoso. Añada luego 3 a 4 ml de cloruro férrico 0.1M y observe el resultado.
Cátodo.
1-2 gotas de
20 gotas de
Fenolftaleína
KOH-
KOH-
FeCl3
KOH-
Al primer tubo de 2ml se le agrega fenolftaleína, al realizar esta acción se puede observar que el líquido en el tubo se torna de un color fucsia. Esto nos da a entender que el líquido esta en medio básico. Y por lo tanto se podía deducir la presencia de iones (OH-). pH > 7 Es soluble En el segundo tubo se le adiciona 20 gotas de FeCl3 y esto ocasiona que el líquido en el tubo cambie a un color rojo oscuro. Para confirmar, en el tubo de ensayo se agregó el indicador (FeCl3) y se formó un precipitado en forma coloidal Fe(OH)3 . Así confirmamos nuevamente la presencia de ión (OH-). 0 < pH <3.5 Es soluble. UNI-FIGMM
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2. Mediante gotero extraiga unos 2 ml de líquido pardo del ánodo. Añada 1 ml de tetracloruro de carbono más densa y observe las coloraciones de las dos capas líquidas.
Ánodo
10 gotas de CCl4
En el tubo de 2 ml se le adiciona CCl4 y se puede notar que han aparecido dos fases: la que se presenta en la parte superior y de color amarillo es yoduro y la que se encuentra en la parte inferior y de color rosado es la de CCl4. Solubilidad: no soluble. Densidad: más denso que el H2O.
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CUESTIONARIO 1.- Realice las reacciones de las semipilas y calcule su voltaje teórico: a) Zn(s) / Zn+2 (1M) // Cu+2 (1M) / Cu(s) Reacción anódica (oxidación): 𝑍𝑛(𝑠) → 𝑍𝑛+2 (𝑎𝑐) + 2 𝑒 −
E°=+0.763 V
Reacción catódica (reducción): 𝐶𝑢+2 (𝑎𝑐) + 2 𝑒 − → 𝐶𝑢(𝑠)
E°=+0.336 V
Reacción neta:
𝑍𝑛(𝑠) + 𝐶𝑢+2 (𝑎𝑐) → 𝑍𝑛+2 (𝑎𝑐) + 𝐶𝑢(𝑠)
E°=+1.099 V
b) Pb(s) / Pb+2 (1M) // Cu+2 (1M) / Cu(s) Reacción anódica (oxidación): 𝑃𝑏(𝑠) → 𝑃𝑏 +2 (𝑎𝑐) + 2 𝑒 −
E°=+0.126 V
Reacción catódica (reducción): 𝐶𝑢+2 (𝑎𝑐) + 2 𝑒 − → 𝐶𝑢(𝑠)
E°=+0.336 V
Reacción neta:
𝑃𝑏(𝑠) + 𝐶𝑢+2 (𝑎𝑐) → 𝑃𝑏 +2 (𝑎𝑐) + 𝐶𝑢(𝑠)
E°=+0.462 V
2.- ¿Qué ocurre con el voltaje de la pila Zn(s) / Zn+2 (1M) // Cu+2 (1M) / Cu(s) si en vez de tener Zn+2 (1M), utilizamos Zn+2 (4M)? Aplicaremos la Ecuación de Nernst: 𝐸 = 𝐸° −
0.059 𝑙𝑜𝑔𝑄 𝑛
Donde:
E es el potencial corregido del electrodo. E° el potencial en condiciones estándar (los potenciales se encuentran tabulados para diferentes reacciones de reducción). n la cantidad de mol de electrones que participan en la reacción. Log(Q) es el logaritmo de Q que es el cociente de reacción.
Así para la reacción: a*A + b*B → c*C + d*D, la expresión de Q es:
Para nuestro caso: 𝐸 = 1.099 −
0.059 4 log( ) 2 1
𝐸 = 1.0812 𝑉 Como se puede observar el voltaje disminuye.
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3.- ¿Cuál es la finalidad del puente salino? Un puente salino, en química, es un dispositivo de laboratorio utilizado para conectar las semiceldas de oxidación y reducción de una pila (o pila voltaica), un tipo de celda electroquímica. La función del puente salino es la de aislar los contenidos de las dos partes de la celda mientras se mantiene el o eléctrico entre ellas. Los puentes salinos por lo general vienen en dos tipos: tubo de vidrio y papel de filtro. Puentes salinos de tubos de vidrio Este tipo de puentes salinos consisten en un tubo de vidrio en forma de U lleno de un electrólito relativamente inerte, normalmente se utilizan yoduro de potasio o sulfato de sodio, aunque la imagen de abajo ilustra el uso de una solución de nitrato de potasio. El electrólito es a menudo gelificado con agar-agar para ayudar a prevenir la mezcla de líquidos que de lo contrario podrían ocurrir. La conducción de electricidad desde una solución electrolítica a la otra ocurre por un desplazamiento de los iones positivos en el puente en una dirección (ej. Na+ o K+) y de los iones negativos (ej. SO4-2, NO3-o Cl-).
La conductividad de un puente salino de tubo de vidrio, depende principalmente de la concentración de la solución electrolítica. Un aumento en la concentración por debajo de la saturación aumenta la conductividad. Un contenido de electrolitos mayor que la saturación y un diámetro de tubo estrecho pueden ambos disminuir la conductividad. Puentes salinos de papel filtro Este otro tipo de puente salino consiste en un papel de filtro, también empapado en un electrólito relativamente inerte, generalmente cloruro de potasio o cloruro de sodio, ya que son químicamente inertes. No se requiere ningún agente de gelificación ya que el papel de filtro proporciona un medio sólido para la conducción. La conductividad de este tipo de puentes salinos depende de una serie de factores: de la concentración de la solución electrolítica, de la textura del papel de filtro y de la capacidad de absorción del papel de filtro. En general, una textura más suave y una mayor absorción equivalen a una mayor conductividad.
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Finalidad Cuando los electrones salen de una semicelda de la pila galvánica y fluyen a la otra, se establece una diferencia de potencial entre ellas. Si no se utilizara un puente salino, esta diferencia de potencial evitaría el flujo de más electrones. Un puente salino permite el flujo de los iones para mantener un equilibrio en la carga entre los recipientes de la oxidación y la reducción mientras mantiene separado el contenido de cada uno. Con la diferencia de carga equilibrada, los electrones pueden fluir una vez más, y las reacciones de reducción y oxidación pueden continuar. La técnica permite, más concretamente, la libertad de elección de los iones en solución.
4.- Si tuviéramos una pila compuesta por las semipilas Cu (s) / Cu+2 (1M) // Cu+2 (2M) / Cu(s). a) ¿Se originaría una caída de voltaje? En el ánodo ocurre la oxidación: Cu(s) ⟶ Cu2+ + 2e-
E° = - 0,34 V
En el cátodo ocurre la reducción: Cu2+ + 2e- ⟶ Cu(s)
E° = + 0,34 V 0 𝐸𝑝𝑖𝑙𝑎 = 0,00 𝑉
Aplicando la ecuación de Nernst: 𝐸𝑐𝑎𝑡𝑜𝑑𝑜 = +0,34 −
0,059 1 log( ) 2 2
Entonces: ∴ 𝐸𝑝𝑖𝑙𝑎 = 0.34 −
0,059 1 log ( ) − 0.34 = +0,0088 𝑉 2 2
El voltaje sufre una ligera elevación.
b) Si hubiera una caída de voltaje ¿cuál sería el sentido de la corriente y cuál sería el voltaje teórico? El voltaje teórico de esta pila es 0 V y la corriente va del ánodo al cátodo
5.- Por qué en electroquímica se utiliza corriente continua y no corriente alterna Debido a que la electroquímica, normalmente se la usa para separar elementos metálicos o conductores en formas más puras, o hacer reaccionar ciertos ácidos o bases de formas específicas. Normalmente para separarlos se necesita atraer a cierto polo, lo UNI-FIGMM
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cual no funcionaría en corriente alterna ya que esta está en constante fluctuación y no tiene un polo constante, es decir, en la corriente alterna, la polaridad cambia alternativamente varias veces por segundo. En electroquímica, es necesaria una corriente que mantenga su polaridad.
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OBSERVACIONES
En parte A se observa que en el tubo que contiene la solución de la parte donde se produjo el burbujeo tiende a un color grosella lo que indica que dicha solución tiene un carácter básico , además que el gas liberado es el hidrogeno y que dicha reacción se produce en el cátodo. Mientras que en el otro tubo no se produce ningún cambio. Del EXPERIMENTO 1 se observa: Que las semiceldas se encuentran unidas mediante el puente salino el cual se encarga de mantener la neutralidad en la pila. Mientras que ocurre la transferencia de electrones en una semicelda ocurre una pérdida de masa del electrodo, mientras que en la otra ocurre un aumento en la masa del otro electrodo. Del EXPERIMENTO 2 se observa: En el cátodo se da la hidrolisis del H2O y se produce la reducción. En el ánodo se forma yodo molecular de un color pardo, el cual se difunde hasta la mitad del tubo en U y se produce la oxidación. Al agregar el indicador fenolftaleína se comprueba la presencia de iones OH. Al agregar tetracloruro de carbono en el yodo molecular se observa la molécula más pesada.
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CONCLUSIONES
En el cátodo y en el ánodo de una misma celda electrolítica se desarrollan procesos diferentes, reducción y oxidación respectivamente. Mediante indicadores se puede saber qué proceso se desarrolló en una determinada zona. Este proceso es una gran ayuda para diferentes industrias como por ejemplo la metalúrgica, ya que mediante este se logran los mayores porcentajes de purificación. La masa de los electrodos inicialmente en cada semicelda varían debido a la transferencia de los electrones. Del EXPERIMENTO 1 se observa: El valor de voltaje obtenido experimentalmente es menor que el valor teórico. La masa de los electrodos inicialmente en cada semicelda varían debido a la transferencia de los electrones. Del EXPERIMENTO 2 se concluye: Lo que ocurre en la reacción química de electrolisis es que el yoduro de potasio se separa en yodo y potasio, los que son descargados en un electrodo distinto. Las especies químicas se descargan son de la siguiente forma: en el cátodo se descargó el potasio y en el ánodo se descarga el Yodo. El cambio de color se explica por la presencia de indicadores que reaccionan frente a ciertas sustancias. En el cátodo se descarga el potasio lo que coincide el cambio a color rojo en esa zona y esto ocurre porque el potasio ante la presencia de agua se forma Hidróxido de Potasio (KOH) que es de una sustancia básica, y como consecuencia la fenolftaleína reacciona formando este color (rosa). Ahora en el sector del ánodo se pone de un color oscuro (pardo) y se debe a la presencia del yodo que se convierte en yodo molecular (I2).
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APLICACIONES
Producción de aluminio, litio, sodio, potasio y magnesio. Producción de hidróxido de sodio, clorato de sodio y clorato de potasio. Producción de hidrógeno con múltiples usos en la industria: como combustible, en soldaduras, etc. La electrólisis de una solución salina permite producir hipoclorito (cloro): este método se emplea para conseguir una cloración ecológica del agua de las piscinas. La electrometalurgia es un proceso para separar el metal puro de compuestos usando la electrólisis. Por ejemplo, el hidróxido de sodio es separado en sodio puro, oxígeno puro y agua. La anodización es usada para proteger los metales de la corrosión. La galvanoplastia, también usada para evitar la corrosión de metales, crea una película delgada de un metal menos corrosible sobre otro metal.
ELECTROMETALURGIA Es la ciencia que estudia el tratamiento de los metales por medio de la electricidad. Muchos procesos se basan en la electrolisis, los cuales se describen como electrometalurgia que está estrechamente ligada con la electroquímica. La electroquímica es la parte de la fisicoquímica que comprende la relación entre la electricidad y las reacciones químicas las cuales dan lugar a energía eléctrica (celdas o pilas galvánicas) y el proceso inverso de estas reacciones que tienen lugar por medio de energía eléctrica (celda de electrólisis). Los métodos electrolíticos son importantes para obtener los metales más activos como por ejemplo el Sodio (Na) ya que éste no se puede obtener de soluciones acuosas debido a que el agua se reduce más fácilmente que los iones metálicos. La extracción electrolítica es prácticamente la vía obligatoria para metales muy reactivos como la Plata (Ag) y el Magnesio (Mg). Para otros, como el Zinc (Zn) o el Cobre (Cu), la piro metalurgia es una alternativa. ELECTROMETALURGIA DEL SODIO En la preparación comercial de sodio, se electroliza NaCl fundido en una celda de diseño especial llamada celda de Downs. Se agrega cloruro de calcio (CaCl2) para abatir el punto de fusión del NaCl, del punto de fusión normal de 804 °C, a alrededor de 600°C .Se impide que el Na(l) y el Cl2(g) producidos en la electrolisis entren en o y formen de nuevo NaCl. Además, es necesario evitar que el Na tenga o con oxígeno porque el metal se oxidaría rápidamente en las condiciones de alta temperatura de la reacción de la celda.
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BIBLIOGRAFÍA
Silberberg. Química “La naturaleza molecular del cambio y la materia” segunda edición, editorial: Mc Graw-Hill.
Brown, Lemay, Bursten. Química “La ciencia central” novena edición, editorial Pearson.
Raymond Chang. “Química General” séptima edición, editorial: Mc Graw-Hill. Whitten K.W., Davis R.E., Peck M.L. (1998) "Química General". Ed. McGraw-Hill. Petrucci R.H., Harwood W.S. (2002) "Química General: Principios y Aplicaciones Modernas". Ed. Prentice-Hall.
F. Cotton, Sir G. Wilkinson , (1986) “Química inorgánica avanzada” .Editorial Limusa S.A. De C.V.
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LABORATORIO N°7 CURSO: Química II SECCIÓN: R
TEMA: Electroquímica. FECHA DE REALIZACIÓN: 03/06/15. FECHA DE ENTREGA: 10/06/15. DOCENTE: Lembi Castromonte, Reinaldo.
GRUPO N° 05 INTEGRANTES:
Moreano Vargas, Kiomi Roxy. Nestares Cóndor, Edson Fabricio. Ortiz García, Ricardo Adán.
20142682I 20142674F 20141060D
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7° LABORATORIO – ELECTROQUÍMICA
ÍNDICE
1. Introducción…………………………………………………………………………..……… Pág.3 2. Objetivos…………………………………………………………………………..………….. Pág.4 3. Fundamento Teórico……………………………………………………………….…….. Pág.5 4. Parte Experimental………………………………………………………………….….…. Pág.8 5. Cuestionario……………………………………………………………………………...….. Pág. 14 6. Observaciones……………………………………………………………………..….….…. Pág.18 7. Conclusiones…………………………………………………………………………….…... Pág.19 8. Aplicaciones…………………………………………………………………………..………Pág.20 9. Bibliografía…………………………………………………………………………..……… Pág.21
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INTRODUCCIÓN Una de las formas de energía de mayor importancia práctica para vida es la energía eléctrica. He aquí algunos ejemplos. Alguna vez hemos observado que las llaves están cubiertas por otra capa metálica, así mismo nos hemos preguntado acerca de cómo se obtiene el alambre de cobre que usamos como conductor eléctrico. Los vehículos requieren energía eléctrica. ¿De dónde proviene? A falta de energía eléctrica en nuestra casa hemos usado una linterna que funciona a pilas. ¿Cómo producen energía eléctrica las pilas? Para eso necesitamos conocer la relación cualitativa y cuantitativa entre una reacción química Redox y la corriente eléctrica continua. Todas las reacciones químicas son fundamentalmente de naturaleza eléctrica, puesto que hay electrones involucrados en todos los tipos de enlaces químicos. Sin embargo, la electroquímica es primordialmente el estudio del fenómeno óxido-reducción. Las relaciones entre cambios químicos y energía eléctrica tienen importancia teórica y práctica. Las reacciones químicas pueden utilizarse para producir energía eléctrica (pilas voltaicas). La energía eléctrica puede utilizarse para para realizar transformaciones químicas (pilas electrolíticas). La electroquímica, rama de la química que estudia las interrelaciones entre los procesos químicos y los procesos eléctricos. El flujo de electrones desde un punto a otro se llama corriente eléctrica. Cuando la concentración de electrones se iguala en ambos puntos, cesa la corriente eléctrica. El material por el cual fluyen los electrones se denomina conductor. Los conductores pueden ser de dos tipos: conductores electrónicos o metálicos, y los conductores electrolíticos. La conducción tiene lugar por la migración directa de los electrones a través del conductor bajo la influencia de un potencial aplicado. El punto principal del presente trabajo, será la electroquímica, las aplicaciones que esta posee, cuáles son sus unidades fundamentales.
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OBJETIVOS
Construir celdas voltaicas y determinar el potencial de la celda. Construcción y operación de celdas electrolíticas. Observar la descomposición química de sustancias por la corriente eléctrica. Identificar los productos formados, desprendidos y depositados. Realizar pruebas de identificación de los productos de la electrolisis. Consiste en encontrar las relaciones que existen entre diferentes sistemas metal-ión metálico, y la aplicación para generar energía y distinguir el sistema químico de una pila identificando sus electrodos, los principios estequiométricos en procesos químicos y la determinación de los potenciales estándar de las pilas.
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FUNDAMENTO TEÓRICO La electrólisis es un método de separación de los elementos que forman un compuesto aplicando electricidad: se produce en primer lugar la descomposición en iones, seguido de diversos efectos o reacciones secundarios según los casos concretos. Electrólisis procede de dos radicales, electro que hace referencia a electricidad y lisis que quiere decir rotura. El proceso electrolítico consiste en lo siguiente. Se disuelve una sustancia en un determinado disolvente, con el fin de que los iones que constituyen dicha sustancia estén presentes en la disolución. Posteriormente se aplica una corriente eléctrica a un par de electrodos conductores colocados en la disolución. El electrodo cargado negativamente se conoce como cátodo, y el cargado positivamente como ánodo. Cada electrodo atrae a los iones de carga opuesta. Así, los iones positivos, o cationes, son atraídos al cátodo, mientras que los iones negativos, o aniones, se desplazan hacia el ánodo. La energía necesaria para separar a los iones e incrementar su concentración en los electrodos, proviene de una fuente de potencia eléctrica que mantiene la diferencia de potencial en los electrodos. En los electrodos, los electrones son absorbidos o emitidos por los iones, formando concentraciones de los elementos o compuestos deseados. Por ejemplo, en la electrólisis del agua, se forma hidrógeno en el cátodo, y oxígeno en el ánodo. Esto fue descubierto en 1820 por el físico y químico inglés Michael Faraday. La electrólisis no depende de la transferencia de calor, aunque éste puede ser producido en un proceso electrolítico, por tanto, la eficiencia del proceso puede ser cercana al 100%. Ánodo El ánodo es un electrodo en el cual se produce la reacción de oxidación. Un error muy extendido es que la polaridad del ánodo es siempre positivo (+). Esto es a menudo incorrecto y la polaridad del ánodo depende del tipo de dispositivo, y a veces incluso en el modo que opera, según la dirección de la corriente eléctrica, basado en la definición de corriente eléctrica universal. En consecuencia, en un dispositivo que consume energía el ánodo es positivo, y en un dispositivo que proporciona energía el ánodo es negativo.
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Cátodo El cátodo es un electrodo en el cual se produce la reacción de reducción. Un error muy extendido es pensar que la polaridad del cátodo es siempre negativa (-). La polaridad del cátodo depende del tipo de dispositivo, y a veces incluso en el modo que opera, según la dirección de la corriente eléctrica, basado en la definición de corriente eléctrica universal. En consecuencia, en un dispositivo que consume energía el cátodo es negativo, y en un dispositivo que proporciona energía el cátodo es positivo. Puente salino Es un tubo con un Puente salino electrolito en un gel que está conectado a las dos semiceldas de una celda galvánica; el puente salino permite el flujo de iones, pero evita la mezcla de las disoluciones diferentes que podría permitir la reacción directa de los reactivos de la celda. ELECTROQUÍMICA La electroquímica estudia los cambios químicos que producen una corriente eléctrica y la generación de electricidad mediante reacciones químicas. Es por ello, que el campo de la electroquímica ha sido dividido en dos grandes secciones. La primera de ellas es la Electrólisis, la cual se refiere a las reacciones químicas que se producen por acción de una corriente eléctrica. La otra sección se refiere a aquellas reacciones químicas que generan una corriente eléctrica, éste proceso se lleva a cabo en una celda o pila galvánica.
CELDAS ELECTROQUÍMICA: Son aquellas en las cuales la energía eléctrica que procede de una fuente externa provoca reacciones químicas no espontáneas generando un proceso denominado electrólisis. Las celdas electrolíticas constan de un recipiente para el material de reacción, dos electrodos sumergidos dentro de dicho material y conectados a una fuente de corriente directa.
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CELDAS GALVÁNICAS O VOLTAICAS: Son celdas electroquímicas en las cuales las reacciones espontáneas de óxido-reducción producen energía eléctrica. Las dos mitades de la reacción de óxido reducción, se encuentran separadas, por lo que la transferencia de electrones debe efectuarse a través de un circuito externo. En todas las reacciones electroquímicas hay transferencia de electrones y por tanto, son reacciones de óxido-reducción (redox). soluciones electrolíticas.
LEYES DE FARADAY a) Primera Ley de Faraday: La cantidad de sustancias que se depositan (o altera su número de oxidación) en un electrodo, es proporcional a la cantidad de electricidad que pasa por el sistema. Lo anterior significa que a mayor Faraday mayor cantidad de sustancia depositada. Se denomina equivalente electroquímico de una sustancia a la masa en gramos de dicha sustancia depositada por el paso de un culombio. De acuerdo con esta definición podemos escribir la expresión:
Donde: m : masa en gramos que se ha depositado. I : intensidad de la corriente expresada en amperios t : tiempo en segundos 96500 : factor de equivalencia entre el Faraday y el culombio, ya que 1F = 96500C. b) Segunda Ley de Faraday:
La cantidad de diferentes sustancias depositadas o disueltas por una misma cantidad de electricidad, son directamente proporcionales a sus respectivos pesos equivalentes. Por ejemplo, si la corriente eléctrica se hace pasar por una serie de celdas electrolíticas que contienen distintas sustancias, la cantidad de electricidad que circula a través de cada electrodo es la misma y las cantidades de elementos liberados son proporcionales a sus respectivos pesos equivalentes.
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PARTE EXPERIMENTAL EXPERIMENTO N°1: Pilas electroquímicas. PARTE A: Preparar las semipilas 𝒁𝒏(𝒔) /𝒁𝒏𝟐+ (0.01M)//𝑪𝒖+𝟐(0.1M)/𝑪𝒖(𝒔) 1. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
Lave con agua destilada 2 vasos de precipitado de 150 ml y enjuague uno de los vasos con 𝐶𝑢(𝑁𝑂3 )2 0.1 M y añada la misma solución hasta la mitad del vaso y el otro con 𝑍𝑛(𝑁𝑂3 )2 0.1 M. Colocar el electrodo de cobre previamente limpio en el vaso que contiene el 𝐶𝑢(𝑁𝑂3 )2 0.1 M haciendo la conexión al terminal positivo del voltímetro. Colocar el electrodo de Zinc, previamente limpiado con el vaso que contiene 𝑍𝑛(𝑁𝑂3 )2 0.1 M conecte al terminal. Anote la lectura del voltaje con las semipilas según lo obtenido al hacer la conexión. Colocar un puente salino, tubo en U que contenga una dilución saturada de cloruro de potasio (𝐾𝐶𝑙). Anote la lectura del voltaje.
2. DATOS Y OBSERVACIONES DEL EXPERIMENTO
Como podemos observar los electrones se movilizaron del ánodo al cátodo. Observamos que las semiceldas se encuentran unidas mediante el puente salino el cual se encarga de mantener la neutralidad en la pila. Mientras que ocurre la transferencia de electrones en una semicelda ocurre una pérdida de masa del electrodo, mientras que en la otra ocurre un aumento en la masa del otro electrodo. El valor del voltaje que se obtiene experimentalmente es menor que el valor teórico.
3. CÁLCULOS Y RESULTADOS SEMIREACCIONES ELECTRODO (SIGNO)
PROCESO QUÍMICO
SEMIRREACCIÓN
POTENCIAL(V)
Ánodo(electrodo negativo)
Oxidación del Zn
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e-
Eº=-0,76 V
Cátodo(electrodo positivo)
Reducción del Cu2+
Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s)
Eº=+0,34 V
0.34 V – (- 0.76 V) = 1.10 V Zn(s) + Cu2+ (aq) → Zn2+ (aq) + Cu(s)
Eº= 1, 10 V
Zn(s) |Zn2+ (1M) || Cu2+ (1M) |Cu(s) Experimentalmente obtuvimos E° = 0 V.
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4. GRÁFICAS, TABLAS Y DIBUJOS
Pila electroquímica
Voltímetro
5. CONCLUSIONES:
El valor de voltaje obtenido experimentalmente es menor que el valor teórico. La masa de los electrodos inicialmente en cada semicelda varían debido a la transferencia de los electrones.
PARTE B: Preparar las semipilas 𝑷𝒃(𝒔) /𝑷𝒃 (0.1M) // 𝑪𝒖+𝟐(0.1M)/𝑪𝒖(𝒔) 1. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:
De manera similar que en la parte A, prepare en vasos de 150 ml colocando en uno hasta la mitad de su volumen, de su solución de Nitrato de Plomo 0.1 M y en el otro, también hasta la mitad de su volumen de Nitrato de cobre 0.1 M luego. Coloque el puente salino y observe el voltaje.
Importante: Debe evitar contaminar las soluciones de las semipilas.
2. DATOS Y OBSERVACIONES DEL EXPERIMENTO
Como podemos observar los electrones se movilizaron del ánodo al cátodo. Observamos que las semiceldas se encuentran unidas mediante el puente salino el cual se encarga de mantener la neutralidad en la pila. Mientras que ocurre la transferencia de electrones en una semicelda ocurre una pérdida de masa del electrodo, mientras que en la otra ocurre un aumento en la masa del otro electrodo. El valor del voltaje que se obtiene experimentalmente es menor que el valor teórico.
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3. CÁLCULOS Y RESULTADOS SEMIREACCIONES ELECTRODO (SIGNO)
PROCESO QUÍMICO
SEMIRREACIÓN
POTENCIAL (V)
Ánodo (electrodo negativo)
Oxidación del Pb
Pb(s) → Pb2+(aq) + 2 e-
Eº= -0.18 V
Cátodo (electrodo positivo)
Reducción del Cu2+
Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s)
Eº=+0,34 V
0.34 V – (-0.18 V) = 0. 52 V Pb (s) + Cu2+ (aq) → Pb2+(aq) + Cu(s)
Eº=0. 52 V
Pb|Pb2+ (1M) ||Cu2+ (1M) |Cu Experimentalmente obtuvimos E° = 0.45 V 4. GRÁFICAS, TABLAS Y DIBUJOS
5. CONCLUSIONES
El valor de voltaje obtenido experimentalmente es menor que el valor teórico. La masa de los electrodos inicialmente en cada semicelda varían debido a la transferencia de los electrones.
EXPERIMENTO N°2: Electrólisis del Yoduro Potásico en solución acuosa. 1. PROCEDIMIETO EXPERIMENTAL
Identificación de los productos, en los electrodos como producto de la electrólosis de una solución acuosa de yoduro de potasio. Arme el equipo de electrolisis, utilizando un vaso o un tubo en U y como electrodos barras de carbón. Debe utilizarse una fuente de corriente que tenga entre 6 a 12 voltios de potencial.
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Añadir la solución de yoduro de potasio 0.5M, lo necesario para llenar el tubo hasta 1cm del extremo. Realice la conexión eléctrica y deje transcurrir un tiempo de 20 minutos aproximadamente.
2. DATOS Y OBSERVACIONES DEL EXPERIMENTO
En el cátodo se da la hidrolisis del H2O y se produce la reducción. En el ánodo se forma yodo molecular de un color pardo, el cual se difunde hasta la mitad del tubo en U y se produce la oxidación. Al agregar el indicador fenolftaleína se comprueba la presencia de iones OH. Al agregar tetracloruro de carbono en el yodo molecular se observa la molécula más pesada.
3. CÁLCULOS Y RESULTADOS KI + H2O K→ I- + H2O Esta ecuación la fundamentamos en base a que el yodo al ser un halógeno y el potasio un metal del grupo I, cuando se produzca electrolisis esta sal electricidad en disolución acuosa. 2K+ + 2I- + 2H2O→ 2KOH + I2 +H2 Luego el K+ reacciona con H2O formando KOH, y el I- se oxida como I2. Además las burbujas observadas fueron provocadas por el 2H→ 2 e- + H2, el cual se redujo. Se separa en iones debido a que son electrolitos fuertes. Esto se debe que son buenos conductores.
4. GRÁFICAS, TABLAS Y DIBUJOS
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5. CONCLUSIONES
Los aniones son aquellas partículas negativas que se dirigen al ánodo, en este caso el I- I2. los cationes serán el 2K+ + 2H2O 2KOH + H2, que rodeando el cátodo reaccionan con el agua para formar KOH, el Hidrogeno se reduce y se convierte en gas, estas son las burbujas que fue posible percibir. Lo que ocurre en la reacción química de electrolisis es que el yoduro de potasio se separa en yodo y potasio, los que son descargados en un electrodo distinto. Las especies químicas se descargan son de la siguiente forma: en el cátodo se descargó el potasio y en el ánodo se descarga el Yodo. El cambio de color se explica por la presencia de indicadores que reaccionan frente a ciertas sustancias. En el cátodo se descarga el potasio lo que coincide el cambio a color rojo en esa zona y esto ocurre porque el potasio ante la presencia de agua se forma Hidróxido de Potasio (KOH) que es de una sustancia básica, y como consecuencia la fenolftaleína reacciona formando este color (rosa). Ahora en el sector del ánodo se pone de un color oscuro (pardo) y se debe a la presencia del yodo que se convierte en yodo molecular (I2).
PARTE B 1. Emplee un gotero para extraer unos 2 ml de la solución del extremo donde estaba el cátodo. Añada unas gotas del indicador fenolftaleína para comprobar la formación de hidrógeno gaseoso. Añada luego 3 a 4 ml de cloruro férrico 0.1M y observe el resultado.
Cátodo.
1-2 gotas de
20 gotas de
Fenolftaleína
KOH-
KOH-
FeCl3
KOH-
Al primer tubo de 2ml se le agrega fenolftaleína, al realizar esta acción se puede observar que el líquido en el tubo se torna de un color fucsia. Esto nos da a entender que el líquido esta en medio básico. Y por lo tanto se podía deducir la presencia de iones (OH-). pH > 7 Es soluble En el segundo tubo se le adiciona 20 gotas de FeCl3 y esto ocasiona que el líquido en el tubo cambie a un color rojo oscuro. Para confirmar, en el tubo de ensayo se agregó el indicador (FeCl3) y se formó un precipitado en forma coloidal Fe(OH)3 . Así confirmamos nuevamente la presencia de ión (OH-). 0 < pH <3.5 Es soluble. UNI-FIGMM
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2. Mediante gotero extraiga unos 2 ml de líquido pardo del ánodo. Añada 1 ml de tetracloruro de carbono más densa y observe las coloraciones de las dos capas líquidas.
Ánodo
10 gotas de CCl4
En el tubo de 2 ml se le adiciona CCl4 y se puede notar que han aparecido dos fases: la que se presenta en la parte superior y de color amarillo es yoduro y la que se encuentra en la parte inferior y de color rosado es la de CCl4. Solubilidad: no soluble. Densidad: más denso que el H2O.
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CUESTIONARIO 1.- Realice las reacciones de las semipilas y calcule su voltaje teórico: a) Zn(s) / Zn+2 (1M) // Cu+2 (1M) / Cu(s) Reacción anódica (oxidación): 𝑍𝑛(𝑠) → 𝑍𝑛+2 (𝑎𝑐) + 2 𝑒 −
E°=+0.763 V
Reacción catódica (reducción): 𝐶𝑢+2 (𝑎𝑐) + 2 𝑒 − → 𝐶𝑢(𝑠)
E°=+0.336 V
Reacción neta:
𝑍𝑛(𝑠) + 𝐶𝑢+2 (𝑎𝑐) → 𝑍𝑛+2 (𝑎𝑐) + 𝐶𝑢(𝑠)
E°=+1.099 V
b) Pb(s) / Pb+2 (1M) // Cu+2 (1M) / Cu(s) Reacción anódica (oxidación): 𝑃𝑏(𝑠) → 𝑃𝑏 +2 (𝑎𝑐) + 2 𝑒 −
E°=+0.126 V
Reacción catódica (reducción): 𝐶𝑢+2 (𝑎𝑐) + 2 𝑒 − → 𝐶𝑢(𝑠)
E°=+0.336 V
Reacción neta:
𝑃𝑏(𝑠) + 𝐶𝑢+2 (𝑎𝑐) → 𝑃𝑏 +2 (𝑎𝑐) + 𝐶𝑢(𝑠)
E°=+0.462 V
2.- ¿Qué ocurre con el voltaje de la pila Zn(s) / Zn+2 (1M) // Cu+2 (1M) / Cu(s) si en vez de tener Zn+2 (1M), utilizamos Zn+2 (4M)? Aplicaremos la Ecuación de Nernst: 𝐸 = 𝐸° −
0.059 𝑙𝑜𝑔𝑄 𝑛
Donde:
E es el potencial corregido del electrodo. E° el potencial en condiciones estándar (los potenciales se encuentran tabulados para diferentes reacciones de reducción). n la cantidad de mol de electrones que participan en la reacción. Log(Q) es el logaritmo de Q que es el cociente de reacción.
Así para la reacción: a*A + b*B → c*C + d*D, la expresión de Q es:
Para nuestro caso: 𝐸 = 1.099 −
0.059 4 log( ) 2 1
𝐸 = 1.0812 𝑉 Como se puede observar el voltaje disminuye.
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3.- ¿Cuál es la finalidad del puente salino? Un puente salino, en química, es un dispositivo de laboratorio utilizado para conectar las semiceldas de oxidación y reducción de una pila (o pila voltaica), un tipo de celda electroquímica. La función del puente salino es la de aislar los contenidos de las dos partes de la celda mientras se mantiene el o eléctrico entre ellas. Los puentes salinos por lo general vienen en dos tipos: tubo de vidrio y papel de filtro. Puentes salinos de tubos de vidrio Este tipo de puentes salinos consisten en un tubo de vidrio en forma de U lleno de un electrólito relativamente inerte, normalmente se utilizan yoduro de potasio o sulfato de sodio, aunque la imagen de abajo ilustra el uso de una solución de nitrato de potasio. El electrólito es a menudo gelificado con agar-agar para ayudar a prevenir la mezcla de líquidos que de lo contrario podrían ocurrir. La conducción de electricidad desde una solución electrolítica a la otra ocurre por un desplazamiento de los iones positivos en el puente en una dirección (ej. Na+ o K+) y de los iones negativos (ej. SO4-2, NO3-o Cl-).
La conductividad de un puente salino de tubo de vidrio, depende principalmente de la concentración de la solución electrolítica. Un aumento en la concentración por debajo de la saturación aumenta la conductividad. Un contenido de electrolitos mayor que la saturación y un diámetro de tubo estrecho pueden ambos disminuir la conductividad. Puentes salinos de papel filtro Este otro tipo de puente salino consiste en un papel de filtro, también empapado en un electrólito relativamente inerte, generalmente cloruro de potasio o cloruro de sodio, ya que son químicamente inertes. No se requiere ningún agente de gelificación ya que el papel de filtro proporciona un medio sólido para la conducción. La conductividad de este tipo de puentes salinos depende de una serie de factores: de la concentración de la solución electrolítica, de la textura del papel de filtro y de la capacidad de absorción del papel de filtro. En general, una textura más suave y una mayor absorción equivalen a una mayor conductividad.
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Finalidad Cuando los electrones salen de una semicelda de la pila galvánica y fluyen a la otra, se establece una diferencia de potencial entre ellas. Si no se utilizara un puente salino, esta diferencia de potencial evitaría el flujo de más electrones. Un puente salino permite el flujo de los iones para mantener un equilibrio en la carga entre los recipientes de la oxidación y la reducción mientras mantiene separado el contenido de cada uno. Con la diferencia de carga equilibrada, los electrones pueden fluir una vez más, y las reacciones de reducción y oxidación pueden continuar. La técnica permite, más concretamente, la libertad de elección de los iones en solución.
4.- Si tuviéramos una pila compuesta por las semipilas Cu (s) / Cu+2 (1M) // Cu+2 (2M) / Cu(s). a) ¿Se originaría una caída de voltaje? En el ánodo ocurre la oxidación: Cu(s) ⟶ Cu2+ + 2e-
E° = - 0,34 V
En el cátodo ocurre la reducción: Cu2+ + 2e- ⟶ Cu(s)
E° = + 0,34 V 0 𝐸𝑝𝑖𝑙𝑎 = 0,00 𝑉
Aplicando la ecuación de Nernst: 𝐸𝑐𝑎𝑡𝑜𝑑𝑜 = +0,34 −
0,059 1 log( ) 2 2
Entonces: ∴ 𝐸𝑝𝑖𝑙𝑎 = 0.34 −
0,059 1 log ( ) − 0.34 = +0,0088 𝑉 2 2
El voltaje sufre una ligera elevación.
b) Si hubiera una caída de voltaje ¿cuál sería el sentido de la corriente y cuál sería el voltaje teórico? El voltaje teórico de esta pila es 0 V y la corriente va del ánodo al cátodo
5.- Por qué en electroquímica se utiliza corriente continua y no corriente alterna Debido a que la electroquímica, normalmente se la usa para separar elementos metálicos o conductores en formas más puras, o hacer reaccionar ciertos ácidos o bases de formas específicas. Normalmente para separarlos se necesita atraer a cierto polo, lo UNI-FIGMM
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cual no funcionaría en corriente alterna ya que esta está en constante fluctuación y no tiene un polo constante, es decir, en la corriente alterna, la polaridad cambia alternativamente varias veces por segundo. En electroquímica, es necesaria una corriente que mantenga su polaridad.
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OBSERVACIONES
En parte A se observa que en el tubo que contiene la solución de la parte donde se produjo el burbujeo tiende a un color grosella lo que indica que dicha solución tiene un carácter básico , además que el gas liberado es el hidrogeno y que dicha reacción se produce en el cátodo. Mientras que en el otro tubo no se produce ningún cambio. Del EXPERIMENTO 1 se observa: Que las semiceldas se encuentran unidas mediante el puente salino el cual se encarga de mantener la neutralidad en la pila. Mientras que ocurre la transferencia de electrones en una semicelda ocurre una pérdida de masa del electrodo, mientras que en la otra ocurre un aumento en la masa del otro electrodo. Del EXPERIMENTO 2 se observa: En el cátodo se da la hidrolisis del H2O y se produce la reducción. En el ánodo se forma yodo molecular de un color pardo, el cual se difunde hasta la mitad del tubo en U y se produce la oxidación. Al agregar el indicador fenolftaleína se comprueba la presencia de iones OH. Al agregar tetracloruro de carbono en el yodo molecular se observa la molécula más pesada.
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CONCLUSIONES
En el cátodo y en el ánodo de una misma celda electrolítica se desarrollan procesos diferentes, reducción y oxidación respectivamente. Mediante indicadores se puede saber qué proceso se desarrolló en una determinada zona. Este proceso es una gran ayuda para diferentes industrias como por ejemplo la metalúrgica, ya que mediante este se logran los mayores porcentajes de purificación. La masa de los electrodos inicialmente en cada semicelda varían debido a la transferencia de los electrones. Del EXPERIMENTO 1 se observa: El valor de voltaje obtenido experimentalmente es menor que el valor teórico. La masa de los electrodos inicialmente en cada semicelda varían debido a la transferencia de los electrones. Del EXPERIMENTO 2 se concluye: Lo que ocurre en la reacción química de electrolisis es que el yoduro de potasio se separa en yodo y potasio, los que son descargados en un electrodo distinto. Las especies químicas se descargan son de la siguiente forma: en el cátodo se descargó el potasio y en el ánodo se descarga el Yodo. El cambio de color se explica por la presencia de indicadores que reaccionan frente a ciertas sustancias. En el cátodo se descarga el potasio lo que coincide el cambio a color rojo en esa zona y esto ocurre porque el potasio ante la presencia de agua se forma Hidróxido de Potasio (KOH) que es de una sustancia básica, y como consecuencia la fenolftaleína reacciona formando este color (rosa). Ahora en el sector del ánodo se pone de un color oscuro (pardo) y se debe a la presencia del yodo que se convierte en yodo molecular (I2).
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APLICACIONES
Producción de aluminio, litio, sodio, potasio y magnesio. Producción de hidróxido de sodio, clorato de sodio y clorato de potasio. Producción de hidrógeno con múltiples usos en la industria: como combustible, en soldaduras, etc. La electrólisis de una solución salina permite producir hipoclorito (cloro): este método se emplea para conseguir una cloración ecológica del agua de las piscinas. La electrometalurgia es un proceso para separar el metal puro de compuestos usando la electrólisis. Por ejemplo, el hidróxido de sodio es separado en sodio puro, oxígeno puro y agua. La anodización es usada para proteger los metales de la corrosión. La galvanoplastia, también usada para evitar la corrosión de metales, crea una película delgada de un metal menos corrosible sobre otro metal.
ELECTROMETALURGIA Es la ciencia que estudia el tratamiento de los metales por medio de la electricidad. Muchos procesos se basan en la electrolisis, los cuales se describen como electrometalurgia que está estrechamente ligada con la electroquímica. La electroquímica es la parte de la fisicoquímica que comprende la relación entre la electricidad y las reacciones químicas las cuales dan lugar a energía eléctrica (celdas o pilas galvánicas) y el proceso inverso de estas reacciones que tienen lugar por medio de energía eléctrica (celda de electrólisis). Los métodos electrolíticos son importantes para obtener los metales más activos como por ejemplo el Sodio (Na) ya que éste no se puede obtener de soluciones acuosas debido a que el agua se reduce más fácilmente que los iones metálicos. La extracción electrolítica es prácticamente la vía obligatoria para metales muy reactivos como la Plata (Ag) y el Magnesio (Mg). Para otros, como el Zinc (Zn) o el Cobre (Cu), la piro metalurgia es una alternativa. ELECTROMETALURGIA DEL SODIO En la preparación comercial de sodio, se electroliza NaCl fundido en una celda de diseño especial llamada celda de Downs. Se agrega cloruro de calcio (CaCl2) para abatir el punto de fusión del NaCl, del punto de fusión normal de 804 °C, a alrededor de 600°C .Se impide que el Na(l) y el Cl2(g) producidos en la electrolisis entren en o y formen de nuevo NaCl. Además, es necesario evitar que el Na tenga o con oxígeno porque el metal se oxidaría rápidamente en las condiciones de alta temperatura de la reacción de la celda.
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BIBLIOGRAFÍA
Silberberg. Química “La naturaleza molecular del cambio y la materia” segunda edición, editorial: Mc Graw-Hill.
Brown, Lemay, Bursten. Química “La ciencia central” novena edición, editorial Pearson.
Raymond Chang. “Química General” séptima edición, editorial: Mc Graw-Hill. Whitten K.W., Davis R.E., Peck M.L. (1998) "Química General". Ed. McGraw-Hill. Petrucci R.H., Harwood W.S. (2002) "Química General: Principios y Aplicaciones Modernas". Ed. Prentice-Hall.
F. Cotton, Sir G. Wilkinson , (1986) “Química inorgánica avanzada” .Editorial Limusa S.A. De C.V.
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