procedimiento lab n°2

LABORATORIO DE ELECTROQUÍMICA

EIQ 544 PROCESOS ELECTROQUÍMICOS

PRÁCTICA Nº 2

2015


Celdas electroquímicas 2015 Página 1

LABORATORIO MEDICIÓN DE POTENCIALES DE MEDIAS CELDAS Y ECUACIONES DE MEDIA-CELDA

Experiencia Nº1: Determinación de Potenciales Electroquímicos, FEM

Objetivo: Determinar los potenciales de media celda y potenciales de óxido – reducción de

celdas electroquímicas.

Materiales

Probetas de 100, 250 ml, vasos de 25, 20, 100 ml, papel lija, placas de zinc, placas de cobre,

papel filtro en tiras, placas de plomo, voltímetros

Reactivos

Solución 0.1 M sulfato de zinc, solución 0.1 M sulfato ferroso, solución 0.1 M sulfato cúprico,

solución 0.5 M nitrato de potasio, solución 0.1 M nitrato de plomo (II).

Actividades:

Parte I: Realizar el procedimiento indicado para el estudio de la celda electroquímica Hierro –

Cobre. Responder las preguntas propuestas. Medir el voltaje de la celda.

Parte II: Realizar el procedimiento indicado para el estudio de la celda electroquímica Cinc –

Cobre. Responder las preguntas propuestas. Medir el potencial de la celda.

Parte III: Analizar los sistemas Cinc – Cobre, Plomo – Cobre, Cinc – Plomo, de acuerdo a

instrucciones. Responder las preguntas propuestas. Escribir las reacciones de media celda y

total. Identificar la correcta conexión al voltímetro.

FUNDAMENTO TEORICO

Si una lámina de níquel es puesta en una solución acuosa de sulfato de cobre (II),

inmediatamente se advierte una reacción química.

Ni(s) + CuSO4 (ac) ↔ Cu(s) + NiSO4 (ac) (Ec. 0)

El níquel metálico comienza a disolverse y aparece sobre la lámina de níquel un depósito de

cobre metálico. La ecuación total para esta reacción puede escribirse considerando

separadamente cada proceso.

En esta reacción el níquel metálico Ni(s) pierde electrones para llegar a ser el ión Ni(II), o

Ni+2(ac) y la lámina de níquel comienza a disolverse. La disolución del níquel puede ser escrita

como una ecuación química:



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Ni(s) ↔ Ni+2 (ac) + 2e- (Ec. 1)

Al mismo tiempo, el ión cobre, Cu+2(ac), en solución, gana electrones para llegar al estado de

cobre metálico, Cu(s). La formación del cobre puede escribirse como:

Cu+2 (ac) + 2e- ↔ Cu(s) (Ec. 2)

Las reacciones químicas que ocurren por transferencia de electrones desde un reactante a

otro, son llamadas reacciones de óxido-reducción. El reactante que cede electrones se dice

que se ha oxidado. El reactante que gana electrones, se dice que se ha reducido.

La ecuación total de oxidación-reducción para esta reacción puede obtenerse por la suma de

las ecuaciones 1 y 2.

Ni(s) + Cu+2(ac) ↔ Ni+2(ac) + Cu(s) (Ec.3)

Las ecuaciones 1 y 2 son llamadas ecuaciones de medias- celdas porque cada una constituye

la mitad de la reacción química total. Los electrones que aparecen en las ecuaciones 1 y 2 se

cancelan cuando se suman las medias- ecuaciones. En una ecuación oxidación-reducción, el

número total de electrones transferidos en cada media-ecuación debe ser igual al número total

de electrones perdidos en la otra media-ecuación.

Si una lámina de cobre metálico es puesta en una solución acuosa de una sal de níquel(II) tal

como NiSO4, no se observa una reacción visible. Esto puede hacer concluir que el Ni(s) tiene

una tendencia para dar electrones a iones cobre(II) en solución acuosa mayor que la del Cu(s)

para dar electrones a iones Ni(II), Ni+2 , en solución.

Una notable característica de una reacción de oxidación-reducción es que la reacción puede

ocurrir con cada reactivo puesto en recipientes separados.

Los electrones pueden ser transferidos desde un reactante al otro, por medio del paso de los

electrones a través de un alambre externo conectado a los dos recipientes.

Si una lámina de níquel es puesta en una solución acuosa que contiene una sal de níquel(II)

y una lámina de cobre es puesta en un vaso separado, que contiene una solución acuosa de

una sal de cobre(II), los electrones pasarán a través de un alambre externo desde la placa de

níquel a la placa de cobre dado que se usa una conexión adicional entre los dos recipientes

separados.

Esta segunda conexión se refiere a un puente salino, como se muestra en la figura 1.



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Los electrones son conducidos desde la media-celda de Ni a la media celda de Cu por una

diferencia de potencial eléctrico llamada fuerza electromotriz, esta fuerza conductora puede

ser medida por medio de la conexión de un voltímetro entre las medias-celdas. La magnitud

de la fuerza electromotriz y la dirección del flujo de electrones a través del alambre externo

depende de la habilidad (o capacidad) relativa de la dupla metal-ión metal para dar o aceptar

electrones. Esta tendencia depende de la naturaleza del metal y del correspondiente ión

metálico usado para construir la celda electroquímica.

Para usar diferentes combinaciones de metales y soluciones de sus sales, es posible ordenar

varios metales en relación a sus capacidades relativas para aceptar o ceder electrones porque

éstas capacidades relativas determinan la magnitud de la fuerza electromotriz, es así que para

recopilar estos datos es conveniente ponerlos en una tabla en orden a sus relativas facilidades

para dar o recibir electrones. Desde tales tablas, la dirección del flujo de electrones puede ser

predicho, y también podría predecirse la reacción química que podría ocurrir cuando varias

medias-celdas son combinadas. En la tabla 1, se entrega una lista de varios metales en orden

creciente de su tendencia para aceptar electrones.



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Tabla 1 Ecuaciones de media-celda según su tendencia creciente para aceptar electrones.

(Potenciales de Reducción)

Ecuación media-celda

FEM (V)

Mg+2 (ac) + 2e- ↔ Mg (s) -2.370

Al+3 (ac) + 3e- ↔ Al (s) -1.660

Cr+2 (ac) + 2e- ↔ Cr (s) -0.910

Zn+2 (ac) + 2e- ↔ Zn (s) -0.763

Fe+2 (ac) + 2e- ↔ Fe (s) -0.440

Ni+2 (ac) + 2e- ↔ Ni (s) -0.250

Sn+2 (ac) + 2e- ↔ Sn (s) -0.136

Pb+2 (ac) + 2e- ↔ Pb (s) -0.126

Cu+2 (ac) + 2e- ↔ Cu (s) +0.337

Ag+ (ac) + 1e- ↔ Ag (s) +0.799

Como ilustración de como la tabla 1 puede ser usada, considere la celda electroquímica

plata-cobre. La fuerza electromotriz (FEM) de la media-celda de Ag.

Ag + (ac) + 1e- ↔ Ag(s) (Ec. 4)

y la de media celda de cobre es:

Cu(s) ↔ Cu+2 (ac) + 2e- (Ec. 5)

Para encontrar la reacción total, las reacciones de media celda, son restadas. En relación

a tener el mismo número de electrones en cada reacción de media-celda, la ecuación 4 debe

ser multiplicada por dos. Así,

FEM (V)

2Ag+ (ac) + 2e- ↔ 2Ag(s) +0.799

Cu(s) ↔ Cu+2 (ac) + 2e- -(+0.337)

2Ag+ (ac) + Cu(s) ↔ 2Ag(s) + Cu+2(ac) +0.462 (Ec. 6)

Para determinar la FEM de la celda, se resta al potencial de reducción de media celda

mayor el potencial de reducción de media celda menor. En este caso se resta al potencial de

la plata el potencial del cobre. La resta de las FEM de las dos medias celdas da una voltaje

para la celda de trabajo de +0.46 V.



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Note que aunque la ecuación de media-celda de Ag fue multiplicada por dos para

obtener una igual transferencia de electrones, el voltaje para la media celda no es

multiplicado por dos.

Si el cálculo entrega un valor positivo, entonces la reacción global de la celda tiene la

tendencia a ocurrir de manera espontánea como fue escrita y la celda global se conoce

como celda galvánica.

El sitio donde ocurre la reacción de semi-celda que cede electrones se denomina ánodo

y se le asigna el signo (-).

El sitio donde ocurre la reacción de semi-celda que capta electrones se denomina cátodo

y se le asigna el signo (+).

La ecuación 6 puede ser usada para predecir lo que sucederá si una lámina de cobre es puesta

en una solución acuosa que contenga nitrato de plata (I). La placa de cobre se disolverá y un

depósito de plata metálica se adherirá a la placa de cobre.

Preguntas

1.- Si una lámina de Sn es puesta en una solución acuosa de una sal de plata(I), ¿qué

sucederá?. Escriba una ecuación química que describa lo que ocurre.

2.- Las reacciones que ocurren en una pila de linterna son:

Zn(s) ↔ Zn+2 (ac) + 2e-

2MnO2 (s) + Zn+2 (ac) + 2e- ↔ ZnMn2O4 (s)

¿Cuál es la ecuación química de la reacción total de la celda, que reacción ocurre en el cátodo

y cuál en el ánodo?

3.- Para una celda electroquímica en la cual ocurren las siguientes reacciones de media celda:

Ag+ (ac) + 1e- ↔ Ag(s)

Mg(s) ↔ Mg+2 (ac) + 2e-

a).- Escriba la ecuación química para la reacción total de la celda

b).- ¿Cuál acepta electrones más rápidamente, la media-celda de Ag o la de Mg?

c).- ¿Cuál es el voltaje FEM de la celda?



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PROCEDIMIENTO

Las preguntas incluidas en el procedimiento deberán ser respondidas durante el desarrollo del

laboratorio.

Parte I: Celda Electroquímica de Hierro - Cobre

1. Preparar un puente salino de agar – agar saturado en KNO3 en la unión de los dos

vasos.

2. Poner una lámina de hierro limpia y brillante en uno de los vasos unidos por el puente

salina y agregar 30 ml de una solución 0.1 M de sulfato de hierro (II).

Pregunta 4: ¿Por qué la superficie de hierro debe limpiarse con papel lija antes de instalarla

en la celda?

3.- En el segundo vaso, agregar 30 ml de una solución 0.1 M de sulfato de cobre (II), colocar

una placa de cobre brillante y limpia.

Pregunta 5: ¿Por qué la placa de cobre es puesta en una solución de sulfato de cobre (II)

y no en una solución de sulfato de Cinc (II)?

Pregunta 6: ¿Cuál es el propósito de tener el agar - agar saturado de KNO3 en contacto

con ambas soluciones, la de sulfato de hierro (II) y la de sulfato de cobre

(II)?

4.- Unir un trozo de alambre de cobre a la placa de fierro. Unir otro pedazo de alambre de cobre

a la placa de cobre.

Pregunta 7: ¿Por qué se une un trozo de alambre de cobre a ambas placas, la de cobre y la

de hierro?

5.- El alambre de la placa de hierro es conectado al terminal negativo del voltímetro.

6.- El alambre de la placa de cobre es conectado al otro terminal.

Pregunta 8: ¿Cuál es la diferencia entre los dos terminales del voltímetro?

Pregunta 9:

¿Por qué el cable unido a la placa de cobre se conecta al terminal

positivo?



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Pregunta 10: El voltaje registrado en el Voltímetro es de ______ Volt

Pregunta 11: Escriba una media - ecuación para la media - reacción que ocurre en el

vaso que contiene el sistema hierro.

Pregunta 12: Escriba una media - ecuación para la media - reacción que ocurre en el

vaso que contiene el sistema cobre

Pregunta 13: Escriba la ecuación neta para la celda electroquímica hierro - cobre.

Parte II: Celda Electroquímica de Zinc-Cobre

7.- En uno de los vasos unidos con el puente salino saturado en nitrato de potasio agregue 20

ml de una solución 0.1 M de sulfato de zinc (II). Etiquete el vaso.

8.- Con una probeta graduada, mida 20 ml de una solución 0.1 M de sulfato de cobre (II) y

agréguelos en el otro vaso. Etiquete el vaso.

9.- Limpie la superficie de una placa de zinc metálico y la de una placa de cobre metálico

usando un trozo de papel lija.

NOTA: Ambas placas de metal deberían tener un brillo y una limpieza sobre toda la superficie.

Si este no es el caso, continúe lijando hasta que las superficies estén limpias

10.- Ponga la placa de zinc en el vaso que contiene la solución de sulfato de zinc y

la placa de cobre en el vaso que contiene la solución de sulfato de cobre (II).

11.- Conecte un alambre de cobre a la placa de zinc.

12.- Conecte un alambre de cobre a la placa de cobre.

13.- Conecte el alambre de la placa de zinc a un terminal del voltímetro. Conecte el alambre

desde la placa de cobre al otro terminal. Mida el voltaje en el voltímetro. ____ V.

14.- Efectúe nuevas mediciones de voltaje y observe si este varía. Anote la observación.

Pregunta 14: El voltaje registrado en el voltímetro es de ____V.

Parte III: Reacciones de Celda

A.- El Sistema Zinc - Cobre



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15.- Use una probeta graduada para medir 20 ml de una solución 0.1 M de sulfato de cobre

(II). Vacíe la solución en un vaso limpio de 150 ml.

16.- Limpie la superficie de una placa de zinc metálico con papel lija. Ponga la placa de zinc

en el vaso que contiene la solución de sulfato de cobre (II)

17.- Observe la solución y el metal por 10 min. Remueva la placa de zinc desde la solución.

Retenga la solución de sulfato de cobre (II) para usar en la parte B.

Pregunta 15: ¿Qué cambios se observaron mientras la placa de zinc estaba en la solución

de sulfato de cobre (II)?

Pregunta 16:

¿De acuerdo a la tabla 1, cual debería dar electrones más fácilmente, zinc o cobre? ¿Son las observaciones registradas en la pregunta 12 consistentes con su respuesta? Explique brevemente.

Pregunta 17: Escriba una ecuación química que describa las observaciones anotadas en la pregunta 12.

Pregunta 18: Dibuje una celda electroquímica similar a la que se muestra en la figura

1. Esta celda debería tener la misma reacción total de celda que la dada

en la pregunta 14. Indique la dirección del flujo de electrones en la

celda.

B.- El Sistema Plomo - Cobre

18.- Limpie una placa de plomo metálico con papel lija. Ponga la placa de plomo dentro de la

solución de sulfato de cobre (II) del paso 17 del procedimiento.

19.- Observe la solución y el metal por 10 min. Remueva la placa de plomo desde la solución.

Pregunta 19: ¿Qué cambios se observaron cuando la placa de plomo estaba en la solución de sulfato de cobre (II)?

Pregunta 20: ¿De acuerdo a la tabla 1, cual daría electrones más fácilmente, plomo o cobre? ¿Son las observaciones registradas en la pregunta 16 consistentes con su respuesta? Explique brevemente.




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celda.

C.- El Sistema Zinc-Plomo

20.- Use una probeta graduada para medir 20 ml de una solución 0.1 M de nitrato de plomo

(II). Vacíe la solución en un vaso limpio de 150 ml.

21.- Limpie la superficie de una placa de zinc metálico con papel lija. Ponga la placa de zinc

dentro de la solución de nitrato de plomo (II).

22.- Observe la solución y el metal por 10 min. Remueva la placa de zinc desde la solución.

Pregunta 23: ¿Qué cambios se observaron cuando la placa de zinc estaba en la solución de nitrato de plomo (II)?

Pregunta 24: De acuerdo a la tabla 1, cual cedería electrones más fácilmente, zinc o plomo? ¿Son las observaciones registradas en la pregunta 20 consistentes con su respuesta? Explique brevemente.





celda.

BIBLIOGRAFIA

- J. Spencer, A. Neidig

Electrochemistry: Half-cells and half-equations

Ed. Willard Grant Press. 1980.



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