QUÍMICA
EN LA INGENIERÍA
LABORATORIO
MEMORIA
PRÁCTICA 6 – ENSAYOS DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN. PILA GALVÁNICA.
COMPONENTES:
- Silvia Estébanez Ruiz.
- Diego Fernández Cheliz.
- Clara Fernández Perrote.
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ÍNDICE
DE LA PRÁCTICA
- Fundamento de la práctica.
- Material y reactivos.
- Fundamento teórico.
- Método experimental.
- Cálculos.
- Posibles errores.
- Conclusiones.
- Figuras aclaratorias.
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- FUNDAMENTO DE LA PRÁCTICA.
Existen
una serie de reacciones de oxidación-reducción que se caracterizan
porque, en ellas, las dos partes implicadas van a modificar su número
de protones. En este caso no hablaremos de ácidos y bases, sino de
oxidantes (disminuye su número de oxidación, se reduce) y
reductores (aumenta su número de oxidación, se oxida).
En
esta práctica vamos a estudiar algunos de los efectos prácticos de
estas reacciones.
De
forma similar a como ocurre en las reacciones ácido-base, nos
encontramos con que el agente que se reduce en la reacción directa
se oxida en la inversa y viceversa.
Un
ejemplo de este tipo de equilibrios podría ser:
Cu
+ Zn+2 ⥨
Cu+2
+ Zn
Podríamos
llevar a cabo un estudio de las dos reacciones por separado.
Estudiamos
en primer lugar la reacción del cobre:
Cu
→
Cu+2
+ 2e-
En
segundo lugar la del cinq:
Zn+2
+ 2e-
→
Zn
Hay
que tener en cuenta, que en la reacción global el número de
electrones que se pierden en la oxidación, debe ser igual al ganado
en la reducción. Por lo tanto, si nos encontráramos con dos
semireacciones con un número diferente de electrones, deberíamos
ajustarlas para que este número de electrones sea el mismo.
Estas
reacciones van a ser importantes para la construcción de las pilas.
Así mismo, se ha llevado a cabo la creación de una tabla de
potenciales de reducción que nos permitirán conocer cuándo una
reacción es espontánea u otras características de las reacciones.
Para ello, se asigna al hidrógeno el potencial de reducción cero.
Así, cuando un metal posea un potencial de reducción positivo
(mayor que cero), este tenderá a reducirse; en caso contrario,
tenderá a oxidarse; teniendo en cuenta que hablamos siempre de
reacciones que ocurren entre un metal y el hidrógeno.
Vamos
a imaginar una pila, construida según el ejemplo de reacción
anterior:
Si
estudiamos lo que ocurre en la disolución de cobre o en la de cinq,
sin la presencia del puente salino; nos encontramos con que en
cuanto se produjera la disolución de primer átomo de cobre o cinq,
aparecería una diferencia de potencial entre en electrodo y la
disolución que se opone a que la reacción continúe. Puesto que lo
que se opone a la espontaneidad de la reacción es una diferencia de
potencial, podemos eliminarlo conectando ambos electrodos. Sin
embargo, es necesaria la presencia de un puente salino, pues las
propias disoluciones también están ganando o perdiendo electrones.
Este puente salino está compuesto por múltiples iones en disolución
que permiten el paso de electrones y evitan la formación de
potenciales que se oponen a la espontaneidad de la reacción.
En
el caso propuesto, nos encontramos con la llamada pila Daniell, que
se trata de una pila galvánica. Las pilas galvánicas son aquellas
en las que la reacción se da de forma espontánea, sin necesidad de
forzarla. En esta pila, cada semireacción ocurre en una semicelda.
Podemos observar los electrodos sumergidos en las disoluciones y
podemos ver como están conectados, obviamente, por un conductor
eléctrico.
Por
definición, se denomina ánodo al electrodo donde ocurre la
oxidación y cátodo al electrodo donde tiene lugar la reducción.
La
pila Daniell puede representarse de forma abreviada:
Zn(s)
| Zn++(ac)
|| Cu++(ac)
| Cu(s)
la
primera celda representada es la anódica y la segunda la catódica.
- MATERIAL Y REACTIVOS.
Para
llevar a cabo la práctica será necesario:
|
Material
|
Reactivos
|
|
9
tubos de ensayo
Gradilla
Pipetas
Pasteur (cuentagotas)
Tubo
en U (puente salino)
Algodón
Cables
de conexión
Voltímetro
|
Zn,Fe
y Pb en polvo o granalla
Hilo
de Cu
HCl
(6M)
Zn(NO3)2,
Pb(NO3)2,Cu(NO3)2
Electrodo
de aluminio y electrodo de cobre
Sulfato
de cobre (II) pentahidratado CuSO4·5H2O
Cloruro
de aluminio hexahidratado, AlCl3·6H2O
|
3.FUNDAMENTO TEÓRICO.
En
una pila galvánica, podemos observar como los electrones fluyen del
ánodo al cátodo debido a una diferencia de potencial. A esta
diferencia de potencial se la denomina fuerza eletromotriz de la pila
(E o Ԑ) y es la que impulsa a los electrones por el circuito
externo.
Para
llevar a cabo el estudio de la reacción que ocurre en la pila,
podemos recurrir a la termodinámica. Para estudiar el equilibrio
podemos recurrir a la energía libre de Gibbs. Será esta la que nos
indique si el proceso que tiene lugar el o no espontáneo, siendo
espontáneo cuando G es mayor que cero. Además, podemos relacionar
esta energía con el trabajo útil:
∆Gº
= - Wútil
Este
trabajo dependerá de la carga transportada y de la diferencia de
potencial entre las zonas donde se traslada la carga:
q·∆V=
W
También
se tiene en cuenta el número electrones que libera cada átomo y el
número de átomos contenidos en un mol del elemento:
W=
Eº·n·NA·qe-
La
carga de un mol de electrones (NA·qe-)
equivale a un Faraday (96500C).
Entonces:
∆Gº
= - Wútil=
-Eº·n·NA·qe-
=
- ∆Eº·n·F
Además,
podemos encontrarnos casos en los que la energía libre de Gibbs no
esta medida en condiciones estándar, en ese caso:
E
= Eº – (RT/nF)·lnQ
Por
lo general, estos procesos se dan a tempertura ambiente, lo que
significa que la temperatura del sistema no varía, luego (RT/F)=cte
:
E
= Eº – (0,059/n)·logQ
Esta
última, es la llamada ecuación de Nerst. En ella, el potencial de
reacción global procede del potencial de las semireacciones. De
forma que:
Eº=
Eºreducción
+ Eºoxidación
Eº=Eºcátodo
-
Eºánodo
La
segunda ecuación es evidente. Cuando calculamos el potencial de
reacción global a partir de los potenciales de reducción, debemos
tener en cuenta que el potencial de oxidación es el valor del
potencial de reducción cambiado de signo. Por lo tanto, ese
potencial global es la suma de los potenciales de las distintas
semiceldas o, lo que es lo mismo, la diferencia de los potenciales de
reducción del cátodo y el ánodo.
Por
lo tanto, para calcular el potencial global será necesario acudir a
una tabla de potenciales normales de reducción.
Es
importante tener en cuenta que para todo proceso redox se cumple que:
- Si ∆Eº>0 la reacción es espontánea.
- Si ∆Eº=0 la reacción está en equilibrio.
- Si ∆Eº<0 la reacción no es espontánea, se dará la reacción inversa.
Así
pues, si nos encontramos con un sistema en equilibrio: 0=.nF∆E.
Una fuerza electromotriz nula significa que no se está produciendo
una reacción neta. Si sustituimos en la ecuación de Nerst:
log
K= (n∆E)/(0,0592)
Los
procesos redox suelen tener una k muy alta, lo que significa que la
reacción está totalmente desplazada hacia la derecha y que, por lo
tanto, la reacción es espontánea.
4.MÉTODO
EXPERIMENTAL.
En
esta práctica vamos a estudiar algunas propiedades de las reacciones
redox:
- Comportamiento de algunos metales frente al ácido clorhídrico:Tomar tres tubos de ensayo limpios:123Punta de espátula de granalla de Zn20 gotas de HCl 6MPunta de espátula de limaduras de Fe20 gotas de HCl 6MTrozo de hilo de Cu
20 gotas de HCl 6M - Comportamiento de algunos metales en presencia de iones metálicos:Coger seis tubos de ensayo limpios:123456Zn(s)
3mL Cu(NO3)2 0,1MZn(s)
3mL Pb(NO3)2 0,1MCu(s)
3mL Zn( NO3)2 0,1MCu(s)
3mL Pb(NO3)2 0,1MPb(s)
3mL Zn( NO3)2 0,1MPb(s)
3mL Cu(NO3)2 0,1M - Construcción de una pila galvánica:Construir una pila galvánica formada por una disolución de cloruro de aluminio y una disolución de sulfato de cobre (II), ambas conectadas por un puente salino y con un electrodo de aluminio y cobre, respectivamente.Una vez construida la pila, medir la diferencia de potencial con ayuda de un voltímetro.
5.CÁLCULOS.
En
este apartado vamos a contestar a las cuestiones propuestas:
Cuestión
1.Comportamiento de algunos
metales frente a los ácidos: si ha observado algún cambio en los
ensayos realizados indique la reacción redox que ha tenido lugar.
Justifique los resultados experimentales.
|
Metal
+ HCl(ac)
|
¿reacciona?
|
Reacción
redox iónica ajustada
|
|
Zn
|
si
|
Zn
+ 2H+ ⥨
Zn+2
+
H2
|
|
Fe
|
si
|
Fe
+ 2H+ ⥨
Fe+2
+
H2
|
|
Cu
|
no
|
|
Tanto
en el cinq como en el hierro, podemos observar que se produce una
reacción en la que se desprende un gas, pues tiene lugar un
burbujeo. Como podemos observar en las reacciones, el gas desprendido
es H2.
El
hecho de que en estos dos metales sí se produzca reacción y en el
cobre no, tiene que ver con los potenciales normales de reducción.
Como ya dijimos anteriormente, el potencial de reducción del
hidrógeno es cero y sirve como referencia para llevar a cabo la
construcción de la tabla de potenciales normales de reducción. El
hierro y el cinq tienen potenciales de reducción negativos, a
diferencia del cobre que lo posee positivo; esto significa que
tienden a oxidarse, mientras que el cobre tiende a reducirse. Puesto
que todos se encuentran en presencia de iones H+,
es evidente que solo podrán darse reacciones en las que este ión se
reduzca, pues ya no posee ningún electrón, luego no podrá
oxidarse. Por ese motivo no tiene lugar ningún tipo de reacción
entre el cobre y el ión H+.
Cuestión
2.Comportamiento de algunos
metales en presencia de iones metálicos: escriba la reacción (si la
hubiere) indicando quién es el oxidante y quien el reductor,
justifique los resultados experimentales.
|
Combinación
|
¿reaccionará?
|
Reacción
iónica neta ajustada
|
oxidante
|
reductor
|
|
Zn(s)
+ [Cu++/NO3ˉ](ac)
|
Si
|
Zn(s)
+ Cu++
⥨
Zn2+
+
Cu
|
Cu++
|
Zn
|
|
Zn(s)
+ [Pb++/NO3ˉ](ac)
|
Si
|
Zn(s)
+ Pb++
⥨
Zn2+
+
Pb
|
Pb++
|
Zn
|
|
Cu(s)
+ [Zn++/NO3ˉ](ac)
|
No
|
|
|
|
|
Cu(s)
+ [Pb++/NO3ˉ](ac)
|
No
|
|
|
|
|
Pb(s)
+ [Zn++/NO3ˉ](ac)
|
No
|
|
|
|
|
Pb(s)
+ [Cu++/NO3ˉ](ac)
|
Si
|
Pb(s)
+ Cu++
⥨
Cu
+
Pb2+
|
Cu++
|
Pb
|
Explicación:
- Los potenciales de reducción son: Zn=-0,76 y Cu=+0,34. Por lo tanto, el que se oxida debe ser el Zn, puesto que es el reductor será el que se oxide. Por lo tanto, si se da la reacción.
- Los potenciales de reducción son: Zn=-0,76 y Pb=-0,13. Por lo tanto, se debe oxidar el Zn, puesto que es él quien pierde electrones, será el que se oxide y sí tiene lugar la reacción.
- Los potenciales de reducción son: Cu=+0,34 y Zn=-0,76. Por lo tanto, se debe oxidar el Zn. Puesto que es el Cu quien pierde electrones, es este el que se oxida. Por lo tanto, la reacción no se da.
- Los potenciales de reducción son: Cu=+0,34 y Pb=-0,13. Por lo tanto, se debe oxidar el Pb, puesto que es el Cu quien pierde electrones, es este el que se oxida y la reacción no se da.
- Los potenciales de reducción son: Pb=-0,13 y Zn=-0,76. Por lo tanto, se debe oxidar el Zn, sin embargo es el Pb el que pierde electrones y la reacción no se da.
- Los potenciales de reducción son: Pb=-0,13 y Cu=+0,34. Por lo tanto, debe oxidarse el Pb. Puesto que es el Pb quien pierde electrones, es este quien se oxida y si se da la reacción.
Cuestión
3.Construcción de una pila
galvánica:
- Cómo preparar 1 litro de disolución 0,01M de AlCl3·6H2O:0,01=nmoles/L ; nmoles=0,01AlCl3·6H2O = 241,33 g/mol 241,33 · 0,01= 2,41g (gramos de soluto pesados)
- Cómo preparar 1 litro de disolución 0,01M de CuSO4·5H2O:nmoles=0,01CuSO4·5H2O = 233,62 g/mol 233,62·0,01=2,336g (gramos de soluto pesados)
- Escriba las semireacciones que tiene lugar en cada electrodo, así como la reacción total.
-
ÁnodoAl3(g) → Al3+ (ac) +3e-CátodoCu2+ (ac) + 2e- → Cu(s)Reacción iónica neta total:2Al3(g) + 3Cu2+ (ac) ⥨ 2Al3+ (ac) + 3Cu(s)
d. Escriba
la notación de la pila e identifique el ánodo y el cátodo.
Al3(g)
| Al3+
(ac)|| Cu2+
(ac)| Cu(s)
Ánodo
Cátodo
e.
Complete
los siguientes datos.
|
Fuerza
electromotriz estándar de la pila
|
Eº=
|
2
v
|
|
Fuerza
electromotriz de la pila medida experimentalmente
|
Eº=
|
0,69
v
|
|
Fuerza
electromotriz de la pila calculada por la ecuación de Nerst
|
Eº
=
|
|
- Escriba la expresión de la constante de equilibrio y calcule su valor indicando los cálculos.LogK = (n∆E)/(0,0592);
- ¿Para qué sirve el puente salino?Es necesario para completar el circuito eléctrico. En este puente salino se encuentra la disolución de un electrolitro inerte ( NaCl o Na2SO4 ) de forma que los aniones SO42- o Cl- , migran del cátodo al ánodo para compensar la disminución de cationes; y los cationes Na+ migran del ánodo al cátodo para compensar el exceso de cationes producido por la oxidación.
6.POSIBLES ERRORES.
Los
errores que se han podido cometer al llevar a cabo la fabricación de
la pila galvánica son muy numerosos. Entre ellos podemos destacar la
posibilidad de haber preparado mal las disoluciones que participarán
en la reacción redox, ya que se puede cometer error en los cálculos,
al pesar la cantidad de soluto y al tomar la cantidad necesaria de
disolvente.
También
es común que se cometa un error al preparar el puente salino, pues
este debe ir taponado con una mínima cantidad de algodón de forma
que el algodón se empape y no provoque la aparición de burbujas en
el circuito en U, pues estas burbujas interrumpirían el paso de
iones de una disolución a otra.
- A través de los potenciales de reducción podemos conocer si tendrá lugar o no una cierta reacción.
- Gracias a la energía libre de Gibbs podemos conocer si una reacción tendrá lugar en su sentido directo o inverso. De esta forma podemos saber si una pila es galvánica, tiene lugar la reacción directa; o electrolítica, tiene lugar la reacción inversa.
- La ecuación de Nerst deja en evidencia que los procesos redox que tiene lugar en las pilas galvánicas, suelen tener un alto valor de K, lo que significa que la reacción está totalmente desplazada hacia la derecha.
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