TRABAJO PRÁCTICO N 10 PILAS-ELECTRÓLISIS

Transcripción

1 TRABAJO PRÁCTICO N 10 PILAS-ELECTRÓLISIS Las celdas galvánicas (pilas) son dispositivos armados de tal forma que, usando reacciones redox espontáneas, generan energía eléctrica Ejemplo: Pila de Daniel: (-) Zn / Zn 2+ (ac) // Cu 2+ (ac) / Cu (+) El signo negativo a la izquierda indica que el zinc es el electrodo negativo respecto del cobre. Es el electrodo del cual salen espontáneamente los electrones, es el ánodo. En la media pila izquierda: Zn (s) Zn 2+ (ac) + 2 e - (electrodo de oxidación, polarizan al zinc negativamente). En la media pila derecha: Cu 2+ (ac) + 2 e - Cu (s) (electrodo de reducción, la barra de cobre se polariza positivamente). Al cerrar el circuito, las dos reacciones tienen lugar en forma continua de izquierda a derecha y la reacción neta según la cual para la pila será la suma de ambas: Zn (s) + Cu 2+ (ac) Zn 2+ (ac) + Cu (s) a) Fuerza electromotriz de la pila: FEM Es la diferencia entre el potencial de reducción de la especie que se reduce y el potencial de reducción de la especie que se oxida. E C = E Rred. - E Roxid. b) Puente salino: Es el contacto electrolítico, usualmente una solución salina en agar-agar, que separa los dos electrodos o semipilas, proveyendo al mismo tiempo iones que conducen la corriente entre las mismas. c) Polaridad de la pila: En el ánodo se produce la oxidación y es el electrodo negativo, en el cátodo se produce la reducción y es el electrodo positivo PARTE EXPERIMENTAL Drogas y materiales: Solución 1 M de ZnSO 4 Solución 1 M de CuSO 4 Solución saturada de NaNO 2 Lámina de Zn Alambre de cobre Tubo de vidrio Tubos de ensayos Papel de filtro Tapón de goma Algodón o lana de vidrio Potenciómetro o voltímetro PILA DE DANIELL Está formada por tres elementos: DESARROLLO DEL T.P: - un electrodo de cobre ion cúprico - un puente salino - un electrodo de cinc ion cinc Electrodo de cobre: Se arrollan en espiral los 10 cm finales de un trozo de 25 cm de alambre de cobre fino. El tubo que contiene el puente salino, se llena por medio de una pipeta con una solución 1 M de CuSO 4 y se introduce en el mismo la espira de cobre. Luego se arma como se podrá observar en el transcurso del TP. Puente salino:

2 Un tubo de vidrio de aproximadamente 150 mm de largo y 6 mm de diámetro se suaviza con fuego en una punta y se calienta a la llama en el otro extremo, rotándola hasta que se contraiga a la mitad de su diámetro original. Una vez frío, el tubo se inserta en un tapón de goma un orificio con el extremo al que se le redujo el diámetro hacia abajo. En el extremo contraído se coloca un pequeño tapón de algodón o unas pocas hebras de lana de vidrio. Electrodo de cinc: Se limpia el cinc de acuerdo con las instrucciones que se darán durante la clase. La lámina de cinc que se usa como electrodo, se une a un trozo de alambre de cobre de 15 cm de largo que constituirá el conductor exterior. Se colocan 50 cm 3 de solución 1 M de ZnSO 4 en el tubo de ensayos, se introduce el electrodo y el conductor de cobre de manera que sólo el electrodo quede en contacto con la solución y que el conductor se prolongue fuera del tubo. Dirección del flujo electrónico. Polaridad de los electrodos. Se usa un trozo de papel de filtro humedecido con una solución de NaCl que contiene gotas de fenolftaleína. El papel indicador se coloca enganchando los extremos de los alambres de cada electrodo. Se produce un a coloración roja alrededor del conductor que transporta electrones desde la pila galvánica. Indicar la polaridad de los electrodos. Determinación de la FEM de la pila de Daniell. Se determinará usando un potenciómetro o voltímetro. INFORME: PILA DE DANIELL 1. Valor de la FEM: 2. Esquematizar la pila de Daniell e indicar la migración iónica y el flujo de los electrones. 3. Escribir las ecuaciones balanceadas de las reacciones de los electrodos de la pila de Daniell 4. Escribir las ecuaciones que tienen lugar sobre el papel de filtro humedecido con solución de NaCl ubicado entre los electrodos de la pila de Daniell. ELECTRÓLISIS.

3 Introducción teórica: a) Conductores y no conductores: Si se prueban las diversas sustancias existentes desde el punto de vista de su comportamiento frente a la corriente eléctrica, se observan dos categorías fundamentales. 1. Sustancias conductoras. 2. Sustancias no conductoras (aisladoras). En las primeras se pueden distinguir dos grandes grupos según sufran o no transformaciones químicas durante el pasaje de la corriente eléctrica: 1.a. Sustancias que no sufren alteraciones en su composición química: conductores de primera clase. Este tipo de conducción, también llamada metálica, consiste en un flujo de electrones a través del conductor: por ej: Cu, Ag, grafito. 1.b. Sustancias que sufren transformaciones químicas: conductores de segunda clase. La sustancias que presentan este segundo tipo de conducción y que son las que nos interesan, son las soluciones acuosas de ácidos, hidróxidos y sales, y también hidróxidos y sales en estado de fusión. Estas sustancias en solución o fundidas se disocian en iones. Como no todos los electrolitos están totalmente ionizados, se define como grado de ionización (α) al número de moles ionizados (n) dividido por el número total de moles que habría si no hubiera ionización (N): α = n / N Si α es grande, por ejemplo 0,9, el electrolito está muy ionizado (electrolito fuerte). Si en cambio es pequeño, por ejemplo 0,0001, el electrolito está muy poco ionizado (electrolito débil). ELECTRÓLISIS Es la transformación química que ocurre en un conductor de segunda clase cuando es atravesado por una corriente eléctrica. Cuba electrolítica: es el recipiente donde está contenida la solución o masa fundida de un electrolito durante una electrólisis. Electrodos: son los extremos de los conductores introducidos en el electrolito. Ánodo: es el electrodo positivo, en él ocurre la oxidación. Cátodo: es el electrodo negativo, en él ocurre la reducción. Durante una electrólisis los aniones se dirigen al ánodo y los cationes al cátodo, allí neutralizan su carga por pérdida o ganancia de electrones. Leyes de Faraday. La soluciones acuosas de electrolitos y los electrolitos fundidos tienen la propiedad de permitir el paso de la corriente eléctrica al mismo tiempo que sufren modificaciones de carácter químico, produciendo depósito de metales, desprendimiento de gases, etc. en los electrodos de la cuba electrolítica. Este hecho experimental fue estudiado cuantitativamente por Faraday quien enunció las leyes que llevan su nombre. Dichas leyes son: 1 Ley: Si se dispone de un solo electrolito y se hace circular por él distintas cantidades de corriente, midiendo las masas sucesivamente liberadas se encuentra que la masa de elemento desprendido es directamente proporcional a la cantidad de corriente que circula por el electrolito. ma ( a n oxidación cte) = ka. q ma = masa de sustancia depositada. q = cantidad de electricidad. ka = constante de proporcionalidad, denominada equivalente electroquímico (del elemento considerado). Para q = 1 coulomb, ma = ka, es decir que ka es la masa de elemento depositada en una electrólisis al circular 1 coulomb a través de la solución. ka tiene valor propio para cada elemento, independientemente del compuesto que forma, siempre que actúe con igual número de oxidación. 2 Ley:

4 Si se disponen varios electrolitos distintos en serie y se hace pasar una cierta cantidad de corriente (que será la misma a través de cada uno de los electrolitos), se encuentra que: Si por varios electrolitos circula la misma cantidad de electricidad, la masas de cada elemento desprendido es directamente proporciona a su equivalente químico. ma / mb = Eq.A / Eq.B Relacionando la primera y segunda ley de Faraday surge que: KA.q / KB.q = Eq.A / Eq.B Siendo q igual y reordenando: Eq.A / KA = Eq.B / KB = cte = coulomb Es decir que la relación entre el equivalente químico de un elemento y su equivalente electroquímico es un valor constante, independiente del elemento considerado. A este valor se lo denominó Faraday y su valor numérico es aproximadamente coulomb. Eq. / K = Faraday = coulomb Significado físico del Faraday: si para K (g)...1 coulomb para Eq. (g)...eq.(g) / K (g) = coulomb Para depositar el equivalente gramo de cualquier elemento se necesita una cantidad de electricidad igual a coulomb o sea 1 Faraday. Siendo : m = K. q, y q = i. t (donde i = intensidad de corriente y t = tiempo durante el cual circuló corriente), queda pues: K = equivalente químico / Faraday = Eq. / F Eq. = mol de átomos / mol e - en hemirreacción De m = K. q resulta m = Eq. i. t / F Conductividad electrolítica En la electrólisis de soluciones acuosas de electrolitos pueden presentarse las siguiente situaciones: 1) Cátodo metálico: catión de un metal alcalino o alcalino térreo, en el cátodo se libera H 2. 2) Cátodo metálico: catión de un metal que no sea alcalino o alcalino térreo, en el cátodo se libera el metal. 3) Un metal inactivo como ánodo: tal como platino, carbono u otros conductores inertes: a) En las electrólisis de las disoluciones de aniones que contienen más oxígeno, tales como sulfato y nitrato, se libera O 2 (debido a la más fácil descomposición del agua que del anión) como consecuencia de la semirreacción: 2 H 2 O O H e - b) Si el anión es más fácilmente oxidado que el agua, como son los iones cloruro, bromuro y ioduro, se libera la sustancia simple si el potencial es el adecuado. 4) Un ánodo metálico pero no inerte: el ánodo pasa a disolución como ión, mientras que suselectrones pasan a través del hilo conductor. Por ejemplo: Cu Cu e - PARTE EXPERIMENTAL Materiales y reactivos necesarios Tubo en U Electrodos de acero inoxidable Fuente de potencial (12 v), corriente continua Cable para conexiones

5 Soporte, agarradera, nueces Cuentagotas, pipetas. Solución de KI 0,05 M Solución de almidón Solución de FeCl 3 0,1 M Tetracloruro de carbono DESARROLLO DEL TP: ELECTRÓLISIS DE UNA SOLUCIÓN DE KI 1 M 1. Llenar el tubo en U con la solución de KI 0,05 M 2. Colocar los electrodos en las ramas del tubo 3. Conectar a la fuente de potencial (12 v) 4. Dejar transcurrir la electrólisis durante 5-15 minutos a) Observar los cambios de color que tienen lugar en el ánodo, donde se produce la oxidación. b) Observar y anotar todos los cambios producidos en el cátodo. 5. Extraer con una pipeta unas gotas de la rama correspondiente al cátodo y dividir este volumen en 2 tubos. Agregar al tubo N 1 unas gotas de solución alcohólica de fenolftaleína y al tubo N 2, 2 gotas de FeCl Mediante una pipeta, extraer unas gotas de la solución de color pardo de la zona anódica y dividir el volumen en dos tubos. Al tubo N 1 agregar una gotas de solución de almidón y al tubo N 2, 1 cm 3 de tetracloruro de carbono. Tapar el tubo y agitar durante unos segundos. Dejar en reposo. INFORME: ELECTRÓLISIS 1. Escribir las ecuaciones correspondientes al ánodo y cátodo. 2. Escribir las ecuaciones de las reacciones de reconocimiento llevadas a cabo en los tubos de la solución catódica. 3. Escribir las ecuaciones de las reacciones de reconocimiento llevadas a cabo en los tubos de la solución catódica.