Inf. Electroquimica u615m

E.A.P. Ingeniería de Minas

Fisicoquímica

UNIVERSIDAD NACIONAL SANTIAGO ANTUNEZ DE MAYOLO (UNASAM) “AÑO DE LA DIVERSIFICACION PRODUCTIVA Y DEL FORTALECIMIENTO DE LA EDUCACION Escuela: Ingeniería De Minas, Geología y Metalurgia Curso:

Fisicoquímica

Docente: Yupanqui Torres Edson Tema: Electroquímica Alumno: Aguilar Jamancia Dennis Huerta Cueva Sandro Guillermo Chávez Waldir Jaque Rodríguez Neco Segundo Cacha Nilo Huaraz, Ancash Año:

2015

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Fisicoquímica

ELECTROQUIMICA 1.- OBJETIVOS 

Conocer el principio del funcionamiento de las celdas electrolíticas galvánicas, es decir la conversación de la energía eléctrica química y viceversa.

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Medir los potenciales estándar de celda a fin de determinar el orden de la facilidad relativa para oxidarse de una serie de metales.

2.- FUNDAMENTO TEÓRICO Las reacciones de oxidación-reducción que ocurren espontáneamente pueden ser usadas como fuente de energía eléctrica, pero en muchos otros procesos es necesario que ocurran este tipo de reacciones, pero no se producen espontáneamente, por lo que es necesario proporcionar energía eléctrica para que esta se produzca. A este proceso se denomina electrolisis. La electrolisis es la descomposición de un compuesto químico por el paso de la corriente eléctrica a través de ella; en la electrolisis el ánodo es positivo donde se produce la oxidación y el cátodo es negativo donde se denomina electrolisis. Las celdas galvánicas son dispositivos que por medio de reacciones redox se genera de manera espontánea un flujo de electrones (corriente eléctrica), este flujo tiene su origen en las diferencias de los potenciales de oxidación de las diferentes sustancias, así como también de la concentración de sus electrolitos. Cualquier reacción rédox puede representarse mediante dos semirreacciones: una de oxidación y la otra de reducción, es posible asignar a cada semirreacción un voltaje (potencial de oxidación o reducción) que indica la tendencia relativa a producirse, los valores del potencial de oxidación o reducción son arbitrarios, ya que en realidad lo que se puede medir es el voltaje asociado a una celda galvánica completa, una vez que se decide que parte del voltaje total se puede asignar a cada

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semirreacción, se podrá usar ese valor en otras celdas que contengan el mismo componente. En el presente experimento se medirá el voltaje asociado a varias celdas que se constituyen cuando se conectan dos electrodos (semiceldas) a través de sus disoluciones unidos por un puente salino, la fuerza electromotriz de la celda es igual a la diferencia de potenciales de sus electrodos. Cuando la pila funciona en el electrodo positivo (cátodo) ocurre una reducción y en el electrodo negativo (ánodos) ocurre la oxidación. 3.- PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL EXPERIMENTO N° 1: Electrolisis de una solución de yoduro potásico: KI En este experimento se efectuara la electrolisis de una solución acuosa de yoduro potásico, KI y se identifican los productos que se forman en los electrodos. MATERIALES, INSTRUMENTOS Y REACTIVOS: -

Un tubo en U vacío

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Un soporte con una pinza de fierro

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Un tubo gotero.

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Dos electrodos de carbón (grafico)

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Dos pinzas cocodrilo

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Una fuente de corriente continua

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Soluciones: KI 0.5 M, FeCl3 0.1 M, CCl4, fenolftaleína, almidón al 5%.

Procedimiento experimental a) Arme el equipo de electrolisis según la figura 1

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b) Llenar el tubo en U con la solución de KI 0.5 M hasta un 1 cm de los extremos. c) Conectar los electrodos ala fuente de corriente continua (6V a 9V) y dejar transcurrir la electrolisis entre 5 a 10 minutos. Observe los cambios en el cátodo y ánodo. d) Observe en qué proporción el color ardo se funde del ánodo hacia al cátodo. e) Desconecte los electrodos de la fuente de energía, separe los electrodos y perciba el olor del ánodo. f) Con un gotero extraiga 2 ml de la disolución del catado aun tubo de ensayo y añadir dos gotas de fenolftaleína. g) Extraiga 2 ml de la disolución del cátodo y añadir 1 ml de FeCl 3 0.1 M y observe. h) Extraiga 2 ml del líquido pardo del ánodo a un tubo de ensayo, añada 1 ml de CCl4. Y agite el tubo, deje reposar y observe el color de la capa de CCl4. Otra prueba alternativa es adicionar gotas de una solución de almidón a 2 ml de solución de ánodo. EXPERIMENTO N° 2: Pilas electroquímicas En este experimento se construirán varias pilas en donde ocurrirán reacciones espontáneos de oxidación-reducción, de tal forma que los electrones sean transportados atraves de un alambre conductor a los cuales se les medirán sus potenciales.

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Materiales, instrumentos y reactivos -

6 vasos de precipitado de 100 ml

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Un tubo en U con solución saturada de KCl (puente salino)

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Un electrodo de Zn, Cu, Mg y Pb.

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Cables de conexión

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Un voltimetro

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Soluciones de: ZnSO4 1M, CuSO4 1M, MgSO4 1M, Pb(NO3)2 1M, Na2S 1M

Procedimiento experimental a) Preparación de las celdas galvánicas y medición del voltaje a cada celda

1. Celda constituida por pares de Zn/Zn2+(1M) y Cu/Cu2+ (1M) -

Prepare la celda de acuerdo a como se muestra en la figura 2

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Llena las ¾ partes de un vaso con la solución de ZnSO4 1M

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Llena el segundo vaso con la solución de CuSO4 1M

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Conectar ambos vasos con el puente salino (tubo en U invertido con solución saturada de KCl o una tira de papel de filtro humedecido con KCl).

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Sumerge el electrodo de Zn en la solución de ZnSO4 y el electrodo de Cu en la solución de CuSO4.

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Conecte mediante alambres de o los electrodos metálicos con un voltímetro.

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Medir el voltaje de la celda y registrarlo.

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Nota: el voltímetro solo mide el voltaje positivo. Tú tienes que ensayar para encontrar como se debe hacer la conexión al voltímetro. 2. Celda constituida por pares de Pb/Pb2+(1M) y Cu/Cu2+ (1M) -

Haga el montaje de la pila como en la figura 2

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En un vaso poner las ¾ partes de solución de Pb (NO 3)2 1M, conteniendo el electrodo de plomo.

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En otro vaso añada la solución de CuSO4 1M y el electrodo de cobre.

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Coloque el puente salino y mida el voltaje.

3. Celda constituida por pares de Zn/Zn2+(1M) y Mg/Mg2+ (1M) -

Haga el montaje de la pila como en la figura 2.

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En un vaso poner las ¾ partes de solución de ZnSO 4 1M y el electrodo de Zn.

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En otro vaso poner la solución de MgSO4 1M y el electro de Mg.

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Coloque el puente salino y mida el voltaje.

b) Efecto de la concentración del electrolito en el potencial de la celda. -

Arme la siguiente celda: ZnZn2+ (1M) || Cu2+ (1M) | Cu, y observe nuevamente el voltaje de la celda.

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Añada gota a gota y agitando a la vez, una solución de Na2S 1M al vaso que contiene la solución de CuSO4.

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Observe la variación del potencial de la celda en el voltímetro y el aspecto final de la solución del vaso.

4.- CÁLCULOS Y RESULTADOS Electrolisis Electrólisis de una solución de KI 0.5M Electrolito: KI(ac) →K+ (ac) + I- (ac) Rx. Ánodo (oxidación): 2I-1 – 2e- →I2……… (Color marrón) Rx. Cátodo (reducción): 2H2O + 2e- → H2(g) + 2(OH)-1 Rx. Electrolisis: 2I- +2H2O → H2 (g) + 2(OH)-1

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Reacción secundaria en el cátodo 2K+ + 2(OH)-1 → 2KOH Reacción de identificación Solución del cátodo: a) 1 ml de solución cátodo + fenolftaleína → solución rojo b) 1 ml de solución cátodo + FeCl3 → precipitado pardo rojizo 3KOH + FeCl3 → Fe (OH)3 + 3KCl pp. Pardo rojizo

Solución del ánodo: nco a) 1 ml de solución del ánodo + gotas CCl4 → I2 (CCl4)…la fase orgánica (rosado) b) 1 ml de solución del ánodo + 3gotas solvente almidón → I2 (almidón) sorvato de yodo almidón. PILAS ELECTROQUÍMICAS a.1) Zn / Zn+2 (1M) y Cu /Cu+2 (1M) Zn / Zn+2 (1M)/ y /Cu+2 (1M)/Cu Ánodo

Cátodo

Rx. Ánodo (oxidación): Zn – 2e- → Zn+2 ……… Eoxid. = +0,763V nco nco Rx. Cátodo (reducción): Cu+2 + 2e- → Cu……. Ered. = +0,337V Rx. Pila: Zn + Cu+2 → Zn+2 + Cu…………….. Epila = +1,10V a.2) Pb / Pb+2 (1M)/ y Cu /Cu+2(1M)/ Ánodo

Cátodo

Rx. Ánodo (oxidación): Pb – 2e- → Pb+2 ……… Eoxid. = +0,126V nco nco

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Rx. Cátodo (reducción): Cu+2 + 2e- → Cu……. Ered. = +0,337V Rx. Pila: Pb + Cu+2 → Pb+2 + Cu…………….. Epila = +0,463V Pero de acuerdo al experimento: + 0,42V

a.3) Zn / Zn+2 (1M)/ y Mg /Mg+2(1M)/ Ánodo

Cátodo

Rx. Ánodo (oxidación): Mg – 2e- → Mg+2 ……… Eoxid. = +2,370V nco nco Rx. Cátodo (reducción): Zn+2 + 2e- → Zn……. Ered. = +0,763V Rx. Pila: Mg + Zn+2 → Mg+2 + Zn…………….. Epila = +3,133V Pero de acuerdo al experimento: + 0,64V Entonces la concentración del reactivo está mal calculada por que no se cumple de acuerdo a la teoría que se indica.

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5.- CONCLUSIONES 

La concentración de puente salino debe ser una solución saturada pues el uso del puente salino es importante pues concentra a las 2 soluciones y evita su mezcla.

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La diferencia de potencial varía con la concentración, es decir mientras más diluida es la solución, el potencial decrecerá. La masa desprendida en un electrodo de una solución es proporcional a la cantidad de electricidad que está pasando entonces cuando se prepara las soluciones se debe tener cuidado de hacerlo en recipientes bien limpios, pues el potencial varía con la concentración.

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Los electrodos de zinc, cobre, magnesio y plomo idealmente deben están 100% puros, pero al estar en o con el medio tiende a su estado natural, es decir se forma una capa de óxido, que va a dificultar el paso de electrones transferidos.

6.- RECOMENDACIONES 

Se debe de tener mucho cuidado al momento de manipular los equipos del laboratorio porque estos son muy frágiles.

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Se debe de tener en cuenta que no se debe de jugar al momento de hacer las prácticas de laboratorio.

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Los datos deben de ser tomados con un cuidado especial porque de otro modo los cálculos nos saldrán erróneos.

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7.- BIBLIOGRAFIA 

CASTELLAN,

G.,

(2004)

Fisicoquímica,

Editorial

Addison

Wiley

Iberoamericana - USA 

CHANG, RAYMOND. Celdas Electroquímicas pg. 769.



Dr.

Edson

G.

Fisicoquimica.2015.

ANEXOS

Yupanqui

Torres.

Manual

de

Laboratorio

de

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