DEPARTAMENTO DE ELECTRÓNICA Y AUTOMÁTICA

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1 DEPARTAMENTO DE ELECTRÓNICA Y AUTOMÁTICA FACULTAD DE INGENIERÍA UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN JUAN Practica Laboratorio Nº 05 PILAS Asignatura: Química 1 Bioingeniería Autores del Grupo: Apellido, Nombre Registro 2º Semestre Año 2017

2 1. INTRODUCCIÓN La reducción y oxidación son reacciones químicas muy comunes que ocurren en la naturaleza todo el tiempo, es por eso que su estudio es vital. En esta práctica, es importante identificar en cada reacción, el voltaje que se produce después de que se lleva a cabo la reacción (redox). Entender este principio a fondo, nos puede proporcionar las herramientas necesarias para entender el funcionamiento de las baterías: cuyo principio se basa en las celdas galvánicas. La práctica se divide en dos secciones: En la primera se determina el potencial oxi/red de los electrodos a emplear, a partir de un electrodo de referencia, y en la segunda sección se determina la FEM de las pilas armadas a partir de los electrodos anteriores. 1.1 Objetivos: Identificar reacciones de oxidación y reducción. Comprender el concepto de electrodo. Verificar experimentalmente los valores relativos de ciertos potenciales de oxidación. Comprender el proceso de óxido-reducción aplicado a celdas galvánicas mediante las pilas. Comprender el funcionamiento de una pila de concentración. 2. FUNDAMENTO TEÓRICO La energía de una reacción química puede ser transformada en energía eléctrica. En una celda galvánica, la reacción química ocurrirá de forma tal que los electrones migrarán del ánodo al cátodo, a través de un hilo conductor externo. Cerrando este circuito la energía química liberada se transforma en energía eléctrica. En el ánodo tiene lugar la reacción de oxidación; aquí se pierden electrones y ello origina la liberación de iones positivos a la disolución, los electrones que pierden los átomos circulan por el hilo conductor exterior hasta el cátodo. Una vez en el cátodo, estos electrones son consumidos por los iones que se encuentran en solución, produciéndose la reacción de reducción. Cabe aclarar que la cantidad de iones en disminuyen en la solución. Ninguna de las dos hemi-reacciones ocurre de forma independiente una de la otra. Cuando se trabaja con las celdas separadas se utiliza un puente salino para conectarlas. En este caso, en el cátodo quedarán libres los aniones porque los cationes del metal en solución se transforman en la especie metálica y se deposita en el electrodo. Esto provoca un aumento de aniones en la solución; por ello hay una migra de aniones del puente salino hacia el ánodo. Por otro lado, en el ánodo se forman cationes, aumentando la cantidad de cationes en la solución porque la especie metálica se transforma en cationes metálicos y se disuelven en la solución, por lo que los aniones del puente salino migran hacia la hemicelda anódica para conseguir la neutralidad de la hemicelda. a. Electrodos de referencia Los procesos que tienen lugar en la interfase metal-solución de cualquier metal en contacto con un electrolito, no se pueden medir de una manera absoluta, mediante una medición directa, sino que tiene que ser medido sólo de manera relativa. El metal en contacto con el electrolito tiene, por un lado, tendencia a disolverse, con lo que queda cargado negativamente. Por otro lado, los iones del electrolito se depositen sobre el metal con lo que se alcanza el equilibrio en un determinado momento. Se crea una diferencia de potencial entre el metal y el electrolito. Para poder medir esta diferencia de potencial se adoptó un electrodo patrón que es el electrodo normal de hidrógeno, al cual, por convención y a cualquier temperatura, se le asignó el valor cero. Tomando como referencia el electrodo de hidrógeno, el potencial de un metal cualquiera sumergido en una solución de sus iones de concentración 1M, corresponde a la fuerza electromotriz de una pila, en la cual el electrodo metal/solución de sus iones (electrodo incógnita) actúa como polo positivo, cátodo, y el electrodo de H 2 como ánodo, según la convención propuesta por la IUPAC. Las dificultades operativas que se presentan en el manejo de un electrodo de H 2, demasiado frágil para la mayoría de las aplicaciones prácticas, han dado lugar a la utilización de otros electrodos de referencia que lógicamente deben de reunir determinadas condiciones. Aparte de ser manejables y de construcción sencilla, la condición fundamental es que el potencial de equilibrio de la reacción de óxido-reducción (redox) que tenga lugar en ellos, Página 1 de 8

3 permanezca constante respecto al electrodo de hidrógeno. En estas condiciones, en cualquier momento se podría referir un potencial al del electrodo de hidrógeno o viceversa. Durante la práctica se utilizará el electrodo saturado de Calomel como electrodo de referencia. Dicho electrodo está constituido por un sistema Hg 2 Cl 2 Hg Cl -. La pasta de calomel (Hg + Hg 2 Cl 2 + Sol. De KCl sat.), se prepara mezclando una pequeña cantidad de Hg con cloruro mercuroso, humedeciéndola con la solución saturada de KCl, hasta formar una pasta homogénea consistente de color gris claro. El contacto eléctrico con el mercurio se establece a través de un alambre de platino y la unión iónica por medio de un puente de Agar-Agar, o para un electrodo comercial, un tabique poroso (vidrio sinterizado o cerámica). El potencial de la media celda así formada, puede estimarse a través de la ecuación de Nernst, de acuerdo con la reacción: Hg2Cl2 + 2e 2Hg + 2Cl - En la nomenclatura de células electroquímicas, el electrodo se escribe como: b. Ecuación de Nernst Para poder calcular el potencial de electrodo en condiciones de concentración y de presión distintas a las condiciones estándar (1M, 1atm y 298K), se emplea una relación matemática conocida como Ecuación de Nernst. La misma expresa la relación cuantitativa entre el potencial redox estándar de un par redox determinado y las concentraciones de la forma oxidada y reducida de las especies del electrodo. El potencial de electrodo de un par redox varía con las concentraciones de las formas reducida y oxidada del par, en el sentido de que todo aumento de la concentración del oxidante hace aumentar el valor del potencial, y viceversa. La ecuación de Nernst se presenta como: E es el potencial corregido del electrodo. E = E 0,05915 x log n Forma oxidada de la especie Forma reducida de la especie E es el potencial estándar de reducción tabulados para diferentes reacciones de reducción. La constante 0,05915 surge de la agrupación de la constante de los gases de R=8.314 J/molK., la temperatura de 298K, la constante de Faraday de F=96,406 J/V y la relación entre el logaritmo natural y el logaritmo decimal. n es el número de e- transferidos. Esta versión simplificada es la más utilizada para electrodos a temperatura ambiente, puesto que el error que se produce por diferencias entre la temperatura real y la expresada en la ecuación es inapreciable. c. Pilas de Concentración Una pila de concentración es una celda electroquímica que tiene dos semiceldas equivalentes del mismo electrolito, que sólo difieren en sus concentraciones. A partir del empleo de la ecuación de Nernst se puede calcular el potencial desarrollado por dicha pila. Una pila de concentración producirá una tensión o voltaje, en su intento de alcanzar el equilibrio, que se produce cuando la concentración en las dos semipilas son iguales. Página 2 de 8

4 El problema de estas pilas es que la diferencia de potencial obtenida es siempre muy pequeña, y puede descender rápidamente en función del gasto energético que haga la corriente eléctrica producida. 3. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL a. Materiales: Electrodo de Referencia de calomel saturado Multímetro (Voltímetro) Digital Soporte Universal Trípode Base de Madera Papel desecante 4 Vasos de Precipitado de 200 ml 2 Vasos de Precipitado de 500 ml 1 agarradera doble (sostén electrodos para pilas) 1 tubo en U de vidrio 2 cables de conexión Barra metálica cobre, zinc y plomo b. Reactivos: Solución de ZnSO 4 0,1 M Solución de Cu(NO 3 ) 2 0,1 M Solución de Pb(NO 3 ) 2 0,1 M Solución KCl (4 M) agarizada I. Determinación de Potencial de Oxi/Red mediante Electrodo de Referencia Formar pilas entre el electrodo incógnita (Cu/CuSO4 0,1 M, Cu/CuSO 4 1 x10-3 M, Zn/ZnSO 4 0,1 M, Pb/Pb (NO 3 ) 2 0,1 M y el electrodo saturado (Eo = 0,247 Volts), medir el potencial del electrodo incógnita respecto del electrodo de Hg 2 Cl 2 /Hg /Cl - saturado. Anotar datos en el Informe. (V): Voltímetro II. Determinación de fems de Pilas 1- En un vaso de precipitados de 250 ml, se coloca Cu(NO 3 ) 2, 0,1 M (los 2/3 del vaso, aproximadamente) y en otro, ZnSO 4, 0,1 M. 2- El tubo en U se llena con una solución de KCl 4 M con agar-agar. Una vez realizado esto, se coloca invertido, una rama en cada vaso. Página 3 de 8

5 3- Introducir una barra de cobre en la disolución de sulfato de cobre y una de cinc en la de sulfato de cinc. 4- Utilizando un par de pinzas de cocodrilo y cables, se conecta el electrodo de Cu al borne positivo de un voltímetro (colocado en modo corriente continua) y la de Zn al borne negativo. 5- Leer los voltajes (fem) de cada pila. Completar Informe. 6- Arme pilas en todas las combinaciones posibles, incluyendo pilas de concentración. 4. BIBLIOGRAFÍA Gomez Zacca, D. Química Básica-Nuestros Átomos y los del Universo Ed. UNSJ Chang - Química Ed. Mc. Graw Hill Página 4 de 8

6 5. Informe de Laboratorio I- DETERMINACIÓN POTENCIALES DE OXI/RED MEDIANTE ELECTRODO DE REFERENCIA Potencial de Referencia Hg 2 Cl 2 /Hg /Cl - saturado: 0,2466 Voltios Potencial Experimental Potencial Respecto del par H 2 /2H + Hemicelda Voltios Voltios Zn / Zn +2 (0,1 M) Cu / Cu +2 (0,1 M) Pb / Pb +2 (0,1 M) Cu / Cu +2 (1x10-3 M) Ecuación de Nernst E E o 0,05915 log n Forma Oxidada de la Especie Forma Re ducida de la Especie O bien E E o 0,05915 log n Ox Re d ValorTeórico Valor Re al Error % 100 ValorTeórico Hemicelda Potencial Experimental Voltios (Ref H 2 /2H + ) Potencial Teórico Voltios Potencial estándar Voltios Zn / Zn +2 (0,1 M) Cu / Cu +2 (0,1 M) Pb / Pb +2 (0,1 M) Cu / Cu +2 (1x10-3 M) Cálculos: Página 5 de 8

7 II- DETERMINACIÓN DE FEMS DE PILAS 1) a) Indique en qué electrodo se produjo la oxidación y la reducción en la pila, escriba las hemireacciones (reacción anódica y reacción catódica) que tiene lugar en la misma. 2) 3) b) Complete la siguiente tabla con el valor de fem leído, calcule la fem teórica para cada pila en cuestión y determine el error relativo %. Fem Teórica: E pila = E oxidante - E reductor ó E pila = E cátodo - E ánodo ValorTeórico ValorExperimental ER % 100 ValorTeórico Pila f. e. m. exp. (Volt) f.e.m. teórica (Volt) Error Rel. (%) 1 Zn/ Zn +2 (0,1 M) // Cu +2 (0,1 M)/ Cu. 2 Pb/ Pb +2 (0,1 M) // Cu +2 (0,1 M)/ Cu 3 Cu/ Cu +2 (0,1 M) // Cu +2 (1x10-3 M)/ Cu. Cálculos: 1) 2) 3) c) Conclusiones Página 6 de 8

8 III- REALICE UN ESQUEMA DE LA PILA DONDE FIGURE: Electrodo anódico Solución anódica Hemireacción anódica Electrodo catódico Solución catódica Hemireacción catódica Conductor metálico y dirección de circulación de los electrones Puente salino y dirección de circulación de los iones Voltímetro Página 7 de 8