Tema: Electroquímica CÁTEDRA DE FISICOQUÍMICA

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Sandra Jiménez Navarro
hace 7 años
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1 Trabajo Práctico Tema: Electroquímica CÁTEDRA DE FISICOQUÍMICA UNIVERSIDAD TECNOLÓGICA NACIONAL Regional Rosario En el presente se desarrolla una propuesta de trabajo práctico para realizar con los estudiantes de 3º año de la carrera ingeniería química en la cátedra de fisicoquímica. El mismo forma parte de la unidad 7 del programa. Se proponen dos experiencias para realizar con elementos sencillos y cotidianos que permitan a los estudiantes reforzar, a partir de la experimentación, los conceptos de redox y pilas de manera cualitativa. En cada una de ellas se describe: objetivo, fundamento teórico, materiales y procedimientos de las experiencias y cuestiones a responder. Noviembre 2015

Experiencia Nº 1: Barba roja Objetivo: Observar el fenómeno Red-Ox Fundamentos teóricos: Las reacciones Red-Ox, también llamadas reacciones de reducción y oxidación, son aquellas que ocurren en los

2 Experiencia Nº 1: Barba roja Objetivo: Observar el fenómeno Red-Ox Fundamentos teóricos: Las reacciones Red-Ox, también llamadas reacciones de reducción y oxidación, son aquellas que ocurren en los elementos mediante transferencia de electrones, por lo tanto hay elementos que pierden electrones (se oxidan) y otras que ganan electrones (se reducen). La gran mayoría de reacciones que son de interés en química son reacciones de reducción y oxidación, como ejemplos: la combustión de hidrocarburos, la acción de agentes blanqueadores de uso domestico, la obtención de metales a partir de sus minerales, el proceso de respiración, proceso de digestión, la reacción que ocurre en la pila seca y las baterías, etc. Número de oxidación: Corresponde a la carga del elemento químico, es decir, es un valor arbitrario que se le ha asignado a cada elemento químico, el cual indica la cantidad de electrones que podría ganar, perder o compartir cuando se forma un compuesto. Para calcular el número de oxidación se deben tener en cuenta las siguientes reglas: Regla Nº 1: El número de oxidación de cualquier elemento o molécula en estado libre o fundamental; es decir, no combinado, es cero. Ejemplos: Pt, Cu, Au, Fe Regla Nº 2: El número de oxidación del hidrógeno es +l, excepto en el caso de los hidruros que es I. Regla Nº 3: el número de oxidación aumenta si el átomo pierde electrones (o sea se oxida) o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos Regla Nº 4: el número de oxidación disminuye si el átomo capta electrones (o sea se reduce) o los comparte con un átomo que tenga tendencia a cederlos Experiencia: MATERIALES: Sulfato de cobre Esponja de acero (virulana) 2 vasos de precipitado Agua PROCEDIMIENTO: Preparar una solución de sulfato de cobre y agua en un vaso de precipitado. Dejar en otro vaso de precipitado una parte de la solución como testigo de color. Hacerlo también con la virulana de acero. Sumergir luego la esponja virulana en la solución. Retirar tras el paso de algunos minutos. Cuando compara el nuevo estado de la virulana y de la solución con los originales Qué diferencias observa?

3 CUESTIONARIO: 1.- Qué reacciones suceden? 2.- Cuál es la fuerza impulsora de estas reacciones? 3.- Cómo influye la concentración de la solución? 4.- Cuál es la concentración máxima que tolera la solución? Experiencia Nº2: Construcción de pilas galvánicas. Objetivo: Realizar un análisis cualitativo de distintos tipo de pilas galvánicas. Reconocer y construir distintos electrodos. Construir pilas combinando los electrodos en una hemicelda y en dos, analizar sus comportamientos. Construir una pila de concentración. Analizar los fenómenos al modificar distintas variables. Fundamentos teóricos: Cátodo y Ánodo: Cuando la reacciones redox, son espontáneas, liberan energía que se puede emplear para realizar un trabajo eléctrico. Esta tarea se realiza a través de una celda voltaica (o galvánica). Las Celdas galvánicas, conocidas también como pilas, 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. Se entiende por cátodo el electrodo negativo de la celda donde se dirigen los cationes y se entiende por ánodo el electrodo positivo de la celda donde se dirigen los aniones. En la hemicelda anódica ocurren las oxidaciones, mientras que en la hemicelda 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 hemicelda catódica produciéndose en ella la reducción. Puente salino: Las dos hemiceldas pueden estar separadas, unidas por un puente que cierre el circuito, o en una sola celda. Un puente salino puede estar compuesto por un tubo en forma de "U" que contiene una solución muy concentrada de un electrólito (NaCl, KNO 3, entre otros), o un papel de filtro embebido en una solución (por ejemplo: NaNO 3 /H 2 O, NH 4 NO 3 /H 2 O, entre otros) cuyos iones no reaccionan con los otros iones de la celda ni con el material de los electrodos. A medida que se produce la oxidación y la reducción de los electrodos, los iones del puente salino migran hacia la interface (puente salino/solución) para neutralizar la carga en los compartimientos de la celda. Los aniones emigran hacia el ánodo y los cationes hacia el cátodo. De hecho, no se producirá un flujo medible de electrones a través del circuito externo, a menos que se proporcione un medio para que los iones migren a través de la solución de un compartimiento al otro, con lo que el circuito se completa.

4 Fuerza Electromotriz (FEM): Los electrones fluyen desde el ánodo, de una celda voltaica, hacia el cátodo a causa de una diferencia de potencial eléctrico. El potencial de los electrones es mayor en el ánodo que en el cátodo, por esta razón, los electrones fluyen espontáneamente del primero al segundo a través de un circuito externo. La diferencia de energía eléctrica, por carga eléctrica (la diferencia de potencial) entre dos electrodos se mide en voltios. Un voltio (V) es la diferencia de potencial que se requiere para impartir 1 Joule (J) de energía a una carga de 1 coulomb (C): La diferencia de potencial entre dos electrodos de una celda voltaica proporciona la fuerza motriz que empuja los electrones a través del circuito externo. Por consiguiente, llamamos a esta diferencia de potencial fuerza electromotriz (que causa movimiento de electrones), o FEM. La FEM de una celda, que se denota como E celda, se conoce como potencial de celda. Puesto que la E celda se mide en voltios, se suele denominr voltaje de la celda. Pilas de concentración: es una pila galvánica en la cual las dos hemiceldas están formadas por el mismo metal en la misma solución. La corriente eléctrica es generada porque las concentraciones de la solución en las hemiceldas son distintas, en una la solución estará más concentrada que en la otra. Fuente: Experiencia: MATERIALES Metales, como por ejemplo: clavos de hierro, clavos de cinc, virulana, alambre de cobre, monedas, aluminio, papel de aluminio, etc. Solventes: agua, vinagre, limón. Sales: sulfato de cobre, ClNa, etc. Recipientes, material de vidrio Cables de cobre Tester Led, lamparita o dispositivo musical Papel secante PROCEDIMIENTO 1) En primer lugar construir distintos tipos de electrodos con diversos materiales que se disponga. Para ello tomarlos distintos elementos de metal y sujetar con un material conductor. Usar cables de cobre.

Estos ya son electrodos? Qué les falta? El metal se oxida o se reduce en la pila? 2) Construir una pila. Tomar dos de los dispositivos que armaron antes y sumergir en ácido o en la solución de sal.

5 Estos ya son electrodos? Qué les falta? El metal se oxida o se reduce en la pila? 2) Construir una pila. Tomar dos de los dispositivos que armaron antes y sumergir en ácido o en la solución de sal. Por ejemplo: -Cu y Zn en limón -Cu y Zn en vinagre - Cu y Fe en vinagre -Cu y virulana de acero (sostenida en un metal inerte) en sulfato de cobre. Esto ya es una pila? 3) Cerrar el circuito y conectar al elemento de medición de voltaje.

Qué se observa? Qué signo tiene la medición de voltaje? Por qué? Qué sucede si lo coloco al revés? CUESTIONARIO: 1- Qué reacciones se dan? 2- Hasta cuándo va a funcionar la pila que se construida?

6 Qué se observa? Qué signo tiene la medición de voltaje? Por qué? Qué sucede si lo coloco al revés? CUESTIONARIO: 1- Qué reacciones se dan? 2- Hasta cuándo va a funcionar la pila que se construida? Por qué? 3- Poner una lámpara led conectada como corresponda para aprovechar la corriente generada, Qué sucede? 4- Cómo puedo lograr más FEM? PILA EN SERIE - Conectar en serie dos pilas de hierro-cobre en vinagre. Cuál es el potencial ahora? -Colocar la lámpara led Qué sucede ahora? y si se coloca una bombita de luz, qué sucederá?

7 Pila en serie de cobre y Cinc PILA DE CONCENTRACIÓN Construir una pila de concentración. Para ello necesita dos hemiceldas unidas por un puente, donde la fuerza impulsora será la diferencia de concentraciones de electrolitos entre los electrodos. Por eso, se debe tener especial atención en colocar dos cantidades significativamente distintas de sal. -Utilizar un papel secante embebido en ácido (vinagre) para construir el puente. -Utilizar electrodos de Cu/Cu++ -Observar cómo evoluciona el potencial con el tiempo

8 CUESTIONARIO: 1- Cuál es el fundamento del funcionamiento de esta pila? 2- Cuál es la concentración máxima que permite la solución? 3- Qué sucede si saturo las dos soluciones de las hemiceldas? 4- Escribir las reacciones que se dan Dónde se produce la reducción y dónde la oxidación?

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