Química General - Informe electroquímica PDF

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Informe acerca de la práctica de electroquímica, donde se analizan las características de las reacciones redox en celdas electroquímicas....

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PRÁCTICA Nº 8 ELECTROQUÍMICA 1.

OBJETIVOS 1.1.

Objetivo General Analizar las características de las reacciones redox a través del estudio de celdas electroquímicas basadas en dichas reacciones. 1.2. Objetivo Específicos 1. Construir celdas electroquímicas utilizando en cada una de ellas distintos materiales. 2. Describir el funcionamiento de cada celda, determinar sus semireacciones y reacción global, y su potencial. 3. Determinar el efecto de la concentración sobre el potencial de una celda.

2.

CÁLCULOS Y RESULTADOS

Tabla 1. Resultados experimentales 1 Características de la celda

Voltaje reportado

Semicelda de Zn y semicelda de Cu en agua desionizada

0,83V

Semicelda de Zn y semicelda de Cu en solución de KNO3 (0,1M)

0,94V

Semicelda de Zn y semicelda de Fe en solución de KNO3 (0,1M)

0,31V

Semicelda de Fe y semicelda de Cu en solución de KNO3 (0,1M)

0,75V

Semicelda de Zn y semicelda de Cu con el clavo de Fe, en solución de KNO3 (0,1M)

0,97V

Semicelda de Zn en solución de KNO3 (0,1M) y semicelda de Cu fuera de la solución

0,0V

Lámina de Zn y varilla de Cu en solución

0,75V

Cu(NO3)2 (0,1M)

Tabla 2. Resultados experimentales 2

ml NH4OH (6M)

Voltaje semicelda de Zn y electrodo de Cu en solución Cu(NO3)2

0

1,02V

0,5

1,02V

1,0

1,0V

1,5

0,96V

2,0

0,87V

2,5

0,72V

ml Na2S (1M)

3.

1

0,72V

2

0,72V

3

0,72V

4

0,72V

5

0,72V

6

0,72V

ANÁLISIS DE RESULTADOS Las Celdas electroquímicas, son un dispositivo en el que la transferencia de electrones, (de la semireacción de oxidación a la semireacción de reducción), se produce a través de un circuito externo en vez de ocurrir directamente entre los reactivos; de esta manera el flujo de electrones (corriente eléctrica) puede ser utilizado, estas constan de dos semiceldas. En la semicelda anódica ocurren las oxidaciones, mientras que en la semicelda catódica ocurren las reducciones. El electrodo anódico, conduce los electrones que son liberados en la reacción de oxidación, hacia los conductores metálicos. Estos conductores eléctricos conducen los electrones y los llevan hasta el electrodo catódico; los electrones entran así a la semicelda catódica produciéndose en ella la reducción. La siguiente figura muestra la celda de Daniell, que fue construida en la práctica. Figura 1. Celda de Daniell

A continuación se describen los resultados teóricos de cada uno de los experimentos realizado, y su respectivo análisis frente a los resultados experimentales. Las variaciones entre los potenciales teóricos y los obtenidos en la práctica se pueden deber principalmente a que no se trabajó a la temperatura estándar (25ºC) sino alrededor de 20ºC y esto repercute directamente en los valores de los voltajes obtenidos. Adicionalmente, se pudo presentar algún error al preparar las soluciones de las semiceldas, ya que un cambio en la concentración afecta directamente el potencial de la celda, o por otro lado los cables utilizados no estaban en óptimas condiciones y por lo tanto los registros reportados por el voltímetro no fueron precisos. 1. Celda Zn y Cu en agua desionizada Ánodo ⇒

Zn(s)

→ Zn2+(ac) + 2e- ⇒ -0,76 V

Cátodo ⇒

Cu2+(ac) + 2e- → Cu(s) ⇒ 0,34V

E = 0,00V Teóricamente, al tener las celdas en agua desionizada no existe un puente salino entre ellas, por lo tanto no hay transferencia de electrones y el potencial es 0,0V; sin embargo en el laboratorio se obtuvo un voltaje mayor, esto se puede deber a que el vaso estuviera contaminado con alguna sal, o que el agua no fuera correctamente desionizada. 2. Celda Zn y Cu en solución KNO3

→ Zn2+(ac) + 2e- ⇒ -0,76 V

Ánodo ⇒

Zn(s)

Cátodo ⇒

Cu2+(ac) + 2e- → Cu(s) ⇒ 0,34V

Reacción global ⇒ E = 1,10 V -

0,0592V 2

E = 1,10 V 3. Celda Zn y Fe

Zn(s) + Cu2+(ac) → Zn2+(ac) + Cu(s) ⇒ Eº = 1,10V log

0,1 M 0,1 M

Ánodo ⇒ Zn(s)

→ Zn2+(ac) + 2e- ⇒ -0,76 V

Fe2+(ac) + 2e- → Fe(s) ⇒ -0,44 V

Cátodo ⇒

Reacción global ⇒ E = 0,32 V -

0,0592V 2

Zn(s) + Fe2+(ac) → Zn2+(ac) + Fe(s) ⇒ Eº = 0,32V log

0,1 M 0,1 M

E = 0,32 V 4. Celda Cu y Fe Ánodo ⇒ Fe(s) → Cátodo ⇒

Cu2+(ac) + 2e- → Cu(s) ⇒ 0,34V

Reacción global ⇒ E = 0,78 V -

Fe2+(ac) + 2e - ⇒ -0,44 V

0,0592V 2

Fe(s) + Cu2+(ac) → Fe2+(ac) + Cu(s) ⇒ Eº = 0,78 V log

0,1 M 0,1 M

E = 0,78 V 5. Semicelda Zn y semicelda Cu con electrodo de Fe Ánodo ⇒ Zn(s) Cátodo ⇒

→ Zn2+(ac) + 2e- ⇒ -0,76 V

Cu2+(ac) + 2e- → Cu(s) ⇒ 0,34V

La celda sigue marcando un potencial porque el electrodo de Fe conduce los electrones liberados del proceso de oxidación y los lleva al cátodo; sin embargo, debido a que en la solución Cu2+ está el electrodo de Fe, la siguiente óxido reducción también sucede en menor medida que la reacción del cobre con el zinc, por lo tanto la concentración de Cu 2+ disminuye levemente y se puede observar una reducción en el voltaje de la celda. Cátodo ⇒

Cu2+(ac) + 2e- → Cu(s) ⇒ 0,34V

Ánodo ⇒

Fe(s)

→ Fe2+(ac) + 2e- ⇒ -0,44 V

E = menor que 1,10V 6. Semicelda Zn en solución de KNO3 y semicelda de Cu fuera de la solución Ánodo ⇒ Zn(s) → Cátodo ⇒

Zn2+(ac) + 2e- ⇒ -0,76 V

Cu2+(ac) + 2e- → Cu(s) ⇒ 0,34V

E = 0,00V El voltaje de este experimento es 0,0 V debido a que no hay forma en que los electrones puedan viajar del ánodo al cátodo, por lo tanto no hay trabajo eléctrico ni voltaje registrado por el voltímetro. Esto no quiere decir que las semirreacciones no se lleven a cabo, porque ellas si suceden respectivamente en sus semiceldas. 7. Electrodo de Zn y Cu en solución Cu(NO3)2 Ánodo ⇒ Zn(s) →

Zn2+(ac) + 2e- ⇒ -0,76 V

Cátodo ⇒

Cu2+(ac) + 2e- → Cu(s) ⇒ 0,34V Zn(s) + Cu2+(ac) → Zn2+(ac) + Cu(s) ⇒ Eº = 1,10V

Reacción global ⇒

0,0592V 2

E = 1,10 V -

log

0,1 M 0,1 M

E = 1,10 V 8. Semicelda Zn y varilla Cu en solución Cu(NO 3)2 Zn2+(ac) + 2e- ⇒ -0,76 V

Ánodo ⇒ Zn(s) → Cátodo ⇒

Cu2+(ac) + 2e- → Cu(s) ⇒ 0,34V Zn(s) + Cu2+(ac) → Zn2+(ac) + Cu(s) ⇒ Eº = 1,10V

Reacción global ⇒ E = 1,10 V -

0,0592V 2

log

0,1 M 0,1 M

E = 1,10 V a. Agregar NH4OH Cu(NO3)2 + 4 NH4OH → [Cu](NO3)2 + 4 H2O ➔ Cu2+(ac) + 4NH3 (ac) ↔ [Cu(NH3)4]+2 (ac) Al agregar el hidróxido de amonio, este reacciona con el cobre, formando el ion [Cu(NH3)4]+2, por lo tanto la concentración del ion Cu 2+ disminuye de a pocos, tornando la solución a un color azul oscuro/ morado. Este al ser un reactivo en la ecuación global hace que el voltaje de la celda disminuya, según disminuye su concentración, lo cual pudo ser observado en los resultados de la práctica. E = 1,10 V -

0,0592V 2

log

0,1 M ¿ 0,1 M

b. Agregar Na2S Cu(NH3)4 + 2 Na2S = CuS2 + 4 NaNH3 ➔ Cu2+(ac) + 2S-(ac) → CuS2(s) Al agregar el sulfuro de sodio, este reacciona con el cobre, formando el precipitado CuS2, por lo tanto la concentración del ion Cu 2+ disminuye rápidamente, tornando la solución a un color negro. Este al ser un reactivo en la ecuación global hace que el voltaje de la celda disminuya, según disminuye su concentración (que en este caso disminuye más drásticamente que al agregar el amonio por formarse un precipitado en donde Kps de la reacción es bastante grande), llegando a ser esta muy cercana a 0 M, debido a esto el voltaje de la celda llega a ser muy bajo, un valor cercano a 0 V. En la práctica, esto no fue observado y se puede deber a que el reactivo era defectuoso, porque otro grupo del laboratorio uso el mismo que nosotros y les sucedió algo muy similar, en donde los resultados no fueron acorde a la teoría de la reacción.

E = 1,10 V -

0,0592V 2

log

0,1 M ¿ 0,1 M

Al dejar la lámina de Zn por varios minutos en la solución de nitrato de cobre, los iones Cu 2+ en la solución oxidan e Zn metálico y en consecuencia se deposita Cu metálico en la lámina de Zn, debido a esto es que la lámina va teniendo un color negro oscuro, que es el cobre metálico en esta. Al mismo tiempo como la concentración de Cu 2+ va disminuyendo, el color azul de la solución se va tornando menos intenso al pasar el tiempo. Un cátodo puede ser convertido en un ánodo, si al montaje de la celda se conecta una batería. Al añadir la batería, se crea una celda electrolítica no una celda galvánica, lo cual hace que la reacción redox que se lleva a cabo sea una reacción no espontánea, gracias a que se añade corriente, y es así como el cátodo “pasa a ser” el ánodo y viceversa. El ánodo será el electrodo positivo y el ánodo el negativo.

4.

CONCLUSIONES Después de realizar el respectivo análisis de esta práctica se puede concluir que la base fundamental de las celdas electroquímicas son las reacciones redox que se presentan respectivamente en cada semicelda, ánodo - oxidación y cátodo - reducción. Adicionalmente, se pudo observar que factores tales como la temperatura y la concentración de las soluciones empleadas repercuten directamente en el potencial de una celda. Al utilizar soluciones a una concentración distinta al estándar (1M), como fue el caso del laboratorio, se hace necesario utilizar la ecuación de Nernst para calcular los potenciales de cada celda respectivamente. Específicamente pudimos evaluar el efecto de la concentración, en donde pudimos notar que al disminuir la concentración de un ión que este en los reactivos de la reacción global de una celda, su efecto es disminuir el potencial de la misma, esto fue observado y analizado en el último experimento al añadir el amonio y el sulfuro a la solución donde se encontraban las semiceldas.

5.

REFERENCIAS Brown, T. (2004). Química. La ciencia central (Novena). Pearson. Recuperado de https://unisabanaedumy.sharepoint.com/personal/sergioce_unisabana_edu_co/_layouts/15/onedrive.aspx? FolderCTID=0x012000159443C619647D4C8DA7E8F8B0F324FC&id=%2Fpersonal %2Fsergioce%5Funisabana%5Fedu%5Fco%2FDocuments%2FQUIMICA%20II %2FLIBROS%2FTheodore%20E%2E%20Brown%2C%20Bruce%20E%2E%20Bursten %2C%20H%2E%20Eugene%20H%2E%20LeMay%2C%20Julia%20R%2E%20Burdge %2DQu%C3%ADmica%2E%20La%20ciencia%20central%20%289a%20edición %29%2DPrentice%20Hall%20%282007%29%2Epdf&parent=%2Fpersonal %2Fsergioce%5Funisabana%5Fedu%5Fco%2FDocuments%2FQUIMICA%20II %2FLIBROS

Chang, R. (2002). Química Chang (Septima). Recuperado de https://clea.edu.mx/biblioteca/Quimica%20General%20-%207ma%20Edicion%20%20Raymond%20Chang.pdf...