Electroquímic a a tu alcance

Transcripción

1 Práctica 2. Electroquímica a tu alcance Mapa conceptual Celdas galvánicas Celdas electroquímicas Principios de las reacciones de óxido reducción Leyes de Faraday Electroquímic a a tu alcance Electrólisi s Baterías y pilas Procesos industriale s Entalpía y energía libre 18

2 Práctica 2. Electroquímica a tu alcance Introducción El concepto de Electroquímica implica transformaciones que requieren la presencia de electrodos. Dos electrodos sumergidos en un electrólito y unidos externamente por un conductor metálico forman lo que se conoce como celda electroquímica. Si en la celda ocurre una reacción química que da lugar a una corriente eléctrica, se llama pila o celda galvánica. Si por el contrario, una corriente externa da lugar a una reacción electrolítica. Puesto que la Electroquímica trata de reacciones químicas que dan lugar a una corriente eléctrica o el fenómeno inverso, su estudio podrá hacerse, como el de la reacciones químicas ordinarias, desde dos puntos de vista diferentes, uno el termodinámico y otro el cinético. Las celdas galvánicas que dan lugar a una diferencia de potencial de equilibrio podrán ser estudiadas con ayuda de la Termodinámica; en cambio, en la celdas electrolíticas el proceso que ocurre es irreversible debido al paso de corriente por la celda, lo que hace que su estudio no pueda hacerse sobre una base termodinámica y habrá que recurrir a leyes cinéticas. Una reacción química, entonces se llama celda o cuba electrolítica. 19

3 Objetivos El objetivo de esta práctica es en primer lugar, llevar a cabo un estudio comparativo del poder oxidante de distintos pares redox, a través de la construcción de pilas galvánicas preparadas a partir de distintos pares redox, o semiceldas. En segundo lugar se tratará de estudiar un proceso electrolítico que nos permitirá aplicar las leyes de Faraday. Materiales - Papel de aluminio - Cloruro de sodio NaCl (sal común) - Sulfato de cobre, CuSO 4.5H 2 O (se consigue en supermercados y viveros) - Cilindro graduado de 100 ml, beaker - Zinc metálico, Zn (granallas) o la cobertura de una pila, o trozos de zinc - Ácido clorhídrico, HCl (Diablo Rojo ácido) - Hidróxido de sodio, NaOH (destapa cañerías o limpiador de hornos sólidos) Realización de la práctica Experimento 1a En un beacker coloca una cucharadita de cloruro de sodio NaCl (sal común) y una cucharadita de CuSO 4.5H 2 O, agrega 20 ml de agua y remueve para disolver. Toma ahora un trozo de papel de aluminio, dóblalo un poco y sumérgelo en la disolución anterior. Observa que sucede. 20

4 Ves como se desprende un gas (hidrógeno) y el papel de aluminio se disuelve, mientras se forma un precipitado. Para explicar este fenómeno, tenemos que: Cu 2+ H + + 2e Cu(s) Al Al e + 2e H 2 (g) El cobre disuelto Cu 2+ toma electrones liberados por el aluminio Al; se dice que el cobre sufre una reacción de reducción y el aluminio una reacción de oxidación. Los protones H +, también toman electrones para formar gas hidrógeno, que son las burbujas que se desprenden de la reacción. Experimento 1b Toca el beaker, qué observas? Notarás que esta reacción se desprende calor, se dice entonces que es una reacción exotérmica, la temperatura puede alcanzar hasta unos 70 C o más. Solamente con la disolución de sulfato de cobre y el papel de aluminio el experimento funciona, pero normalmente el aluminio tiene siempre una microcobertura de óxido de aluminio que retarda la reacción, en este caso el cloruro de sodio actúa como un electrolito inerte que ayuda a la transferencia de electrones en el medio, acelerando la reacción. Experimento 2a En un beacker coloca unos 20 ml de una disolución de hidróxido de sodio, si no dispones de la misma, disuelve una cucharada de hidróxido de sodio en granallas y añádele agua, remueve bien para disolver (observa que sucede mientras se disuelven las granallas). La disolución de hidróxido se calienta ligeramente sobre una plancha de calentamiento, durante unos 4º seg, agrega 21

5 ahora unos pequeños trocitos de zinc (atención no usar aluminio, porque el hidróxido de sodio disuelve el aluminio). Observa que sucede. La reacción que sucede es la siguiente: Zn(s) + 2 NaOH(ac) ZnO Na + + H 2 (g) El zinc metálico (sólido) reacciona con el hidróxido de sodio acuoso, para producir zinc en solución y en esta reacción se desprende gas hidrógeno. Reserve este experimento para realizar el próximo. Experimento 2b Seguidamente se lava una monedita de cobre, sumergiéndola en unos mililitros de ácido clorhídrico, para eliminar la capa de óxido superficial y la grasa, se enjuagan con agua para que queden brillantes, seguidamente se introducen en el beaker del experimento anterior, trata de que la moneda este en contacto con algún trocito de zinc. Observa que sucede. Lo que sucede es que el cobre metálico Cu se disuelve pasando a Cu 2+ en la disolución y los electrones pasan a través de la interfase entre ambos metales zinc-cobre Zn-Cu (por eso la moneda de cobre y los trozos de zinc deben estar 2- en contacto). Un ion ZnO 2 de la disolución toma dos electrones para transformarse de nuevo en Zn y depositarse en la superficie de la moneda de cobre y por ello se adquiere el color plateado, la reacción es la siguiente: Cu(s) Cu e ZnO H 2 O + 2e Zn(s) + 4OH - (ac) 22