1. RESUMEN En la práctica de laboratorio 4 Equilibrios Redox. Electrogravimetría del cobre, se realizó un análisis sobre un electrodepósito de cobre a partir de la reacción redox de cobre y zinc. Se realizaron cálculos estequiometricos para la preparación de una solución con sulfato de cobre pentahidratado a la que posteriormente se le agrega zinc y ácido nítrico. A partir de los valores utilizados para crear este electrodepósito, se procedió a realizar cálculos electrogravimétricos para determinar el potencial de celda de la reacción : Z n o +CuS O 4.5 H 2 O HN O 3 ZnS O 4 +C u o Posteriormente se analizó la variación del potencial de celda en función de la temperatura y al igual que en función del ph. Por lo que se determinó el comportamiento del potencial de celda en ambos casos. 1
2. OBJETIVOS 1 General Evaluar por método electrogravimétrico la variación del potencial de celda zinc/cobre (E zn/z +2 //cu +2 /cu ) en función de la temperatura en un rango de 10 a 80ºC y la influencia que ejerce el ph de la solución. 2 Específicos 2.1.1. Calcular el potencial de celda zinc/cobre a diferentes temperaturas de 10 a 80ºC en intervalos de 5ºC. 2.1.2. Representar gráficamente la variación del potencial de celda zinc/cobre en función de la temperatura en un rango de 10 a 80ºC. 2.1.3. Evaluar la influencia de la variación del ph, causado por el cambio de la temperatura de la celda zinc/cobre, sobre el potencial de la misma. 2
3. MARCO TEÓRICO 3.1 Oxidación y Reducción: En una reacción de oxidación-reducción o rédox existe la transferencia de uno o más electrones de una especia a otra. La oxidación es un proceso en el que una especia pierde uno o más electrones, de forma que, cuando un elemento se oxida su estado de oxidación toma valores más positivos. Una especie oxidante es aquella que gana electrones, reduciéndose durante el proceso. En la reducción hay ganancia de electrones, el elemento que se reduce toma valores más negativos de su estado de oxidación. Un agente reductor es aquel que pierde electrones en una reacción, oxidándose en el proceso. Ambos procesos oxidación y reducción tienen que suceder simultáneamente. 1 3.2 Reacciones Redox: Una oxidación de reducción, comúnmente llama reacción redox, es la que tiene lugar entre un agente reductor y uno oxidante: Ox 1 + 2 1 +Ox 2 (1) Ox1 se reduce a Red1, y Red2 se oxida a Ox2, Ox1 es el agente oxidante y Red2 es el agente reductor. 1 DICK, J.G, capitulo 10 3
La tendencia reductora u oxidante de una sustancia dependerá de su potencial de reducción, que se describe más adelante. Una sustancia oxidante tenderá a tomar un electrón o más, y se reducirá a un estado inferior de oxidación. (a n)+ (2) M a+ +ne M 3.3 Estado de Oxidación: Es la carga que tendría un átomo considerando que los únicos enlaces que forma la especie química en la que interviene dicho elemento son iónicos. En los compuestos iónicos, el número de oxidación coincide con la carga eléctrica de los iones. En los compuestos covalentes el estado de oxidación representa una carga ficticia, ya que en este enlace la transferencia de electrones entre los átomos involucrados no es total. 3.4 Electro gravimetría: En esta técnica se utiliza el pasaje de corriente para separar cuantitativamente uno o más de los iones en solución por precipitación sobre uno de los electrodos. Luego la cantidad de iones en la solución original se obtiene no de una media, sino por pesada del electrodo con el precipitado que contiene analito. 2 3.5 Ecuación de Nernst, efectos de las concentraciones sobre los potenciales: 2 SKOOG, Douglas A 2005, p. 155 4
Los potenciales de la lista que aparece en las tablas se determinaron para el caso en que las concentraciones tanto de la forma oxidada como la reducida (y todas las otras especies) estaban en actividad 1, y se llaman potenciales estándar, designados E ⁰ en condiciones muy controladas y definidas. Nernst las volvió prácticas estableciendo relaciones cuantitativas entre el potencial y las concentraciones. Este potencial depende de la concentración de la especia y varía con respecto a un potencial estándar. Esta dependencia del potencial se describe en la ecuación de Nernst: bred (3) aox+ne E=E o 2.3026 RT log [ ] b nf [Ox ] (4) a Dónde E es el potencial de reducción a las concentraciones específicas; n, el número de electrones que participan en la semireacción (equivalente por mol); R, la constante de los gases (8.3143 V coul grado -1 mol -1 ); T es la temperatura absoluta, y F la constante de Faraday (96487 coul eq -1 ). 2.3026 RT nf A 298.15K, el valor de es 0.05916. La concentración de sustancias puras, como precipitados y líquidos, se toma como igual a la unidad. Obsérvese que el término logarítmico de la semireacción de reducción es la relación de las concentraciones del lado derecho sobre las del lado izquierdo. Reacciones: CuS O 4 5 H 2 O (ac )+Zn(s) ZnS O 4 5 H 2 O(ac)+Cu 5
(ac)+h 2 (g) 2HN O 3 (ac)+zn(s) Z n +2 (ac)+n O 3 Cuº C u +2 +2e Znº Z n +2 +2e C u +2 +Znº Cuº+Z n +2 H 2 ( g) + +2e 2H Znº Z n +2 +2e + +Znº Z n +2 H 2 (g) 2 H 4. MARCO METODOLÓGICO 3 Algoritmo de cálculo 6
1. Se determinó las concentraciones de zinc y cobre presentes en la celda 2. Se determinó el potencial estándar de la celda zinc cobre 3. Se calculó la constante de equilibrio de la celda zinc cobre a diferentes temperaturas en intervalos de 5ºC y un rango de 10 a 80ºC 4. Se calculó el potencial de celda zinc/cobre a diferentes temperaturas en intervalos de 5ºC y un rango de 10 a 80ºC 5. Se graficó la relación del potencial de la celda zinc cobre en función de la temperatura 6. Se buscó una relación matemática directa entre el potencial de celda y su ph. 4 Diagrama de Flujo Figura 1. Metodología de cálculo 7
Fuente: elaboración propia 5. RESULTADOS 8
Grafica I Voltaje vs. Temperatura Voltaje vs temperatura Voltaje 0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 Temperatura Fuente: Elaboración propia 6. INTERPRETACIÓN DE RESULTADOS 9
7. CONCLUSIONES 10
8. BIBLIOGRAFÍA 1. Chang, Raymond. Química. Hernán, Erika (traducción). 10ma. Ed. México: Mc Graw-Hill educación, 2010. 1086 p. ISBN: 978-607-15-0307-7 2. Christian, Gary D. Química Analítica. Álvarez, Rodolfo (revisión técnica). Sexta Ed. México: Mc Graw-Hill educación, 2009. 828 p. ISBN: 978-970-10-7234-9 3. DICK, J.G. Química Analítica. Ing. Alejandro Hill V. México, Editorial El Manual Moderno, 1979. Consulta: Capítulos 10 y 12. 4. SKOOG, Douglas A. Fundamentos de Química Analítica. Traducido del inglés por Jorge Luis Blanco. Octava edición. Editorial Thomson, México 2005. Pág. 150. 11
9. APÉNDICE 5 Muestra de cálculo Reacción de la celda para la reducción del cobre: E celda E cátodo E ánodo [Ec.1] (1)Cu +2 +2 e Cu E 1 =+0.337 v Zn (2) +2+2e Zn E 2 = 0.763 v (1) (2 ) Cu +2 +Zn Zn +2 +Cu E celda =+1.100v Reacción redox para el cobre: Zn+CuSO 4 5 H 2 O HCl ZnSO 4 +Cu+5H 2 O Cálculo estequiométrico para la masa teórica de cobre recuperado: 12
L 0.1 mol CuSO 4 1 molcu 1 L 63.54 gcu 1 mol CuSO 0.05 4 =0.318 gcu 1 molcu Determinación de la constante de equilibrio. E=E 0.0257 V n ln [Zn+2 ] [C u +2 ] Ecuación 5 Donde: E : Potencial de celda (V). E : Potencial de celda estándar (V). n : Número de electrones intercambiados en la reacción. [Zn +2 ] : Concentración molar de cinc. [C u +2 ] : Concentración molar de cobre. Ejemplo: Determinar la constante de equilibrio (Keq) experimental si se tiene Zn 4.7128M y Cu 5.4230M. E=1.0998 V 0.0257 V 2 E=1.1006038 V ln [4.7128] [5.4230] E celda =E º celda RT ln K ec.4 nf 13
6 Datos calculados voltaje Tabla I Datos de temperatura, constante de equilibrio y T (ºC) k eq E (V) 10 0.999995 751 15 0.999993 627 20 0.999991 503 25 0.999989 378 30 0.999987 254 35 0.999985 13 40 0.999983 005 45 0.999980 881 50 0.999978 757 55 0.999976 632 60 0.999974 508 65 0.999972 384 70 0.999970 26 14
75 80 0.999968 135 0.999966 011 15