UNIVERSIDAD DE LOS ANDES LABORATORIO DE QUIMICA 11 INGENIERIA QUIMICAPráctica # 8 SEMIREACCIONES, POTENCIALES DE OXIDACION, CELDAS ELECTROLITICAS. Integrante: Guerrero Rosibeth C.I: 18.636.915 EL VIGIA, FEBRERO 2011 Igual situación existe si introducimos una lámina de cobre metálico. En un sistema que contenga iones Zn2+ y átomos de Zn (vaso de precipitado) pueden ocurrir las siguientes semireacciones: Zn(s) Cu2+(ac) 2+ Zn2+(ac) + 2e+ 2eCu (8) Oxidación (9) Reducción Siendo la reacción de reducción inversa a la de oxidación. ¿ Que hace que una sustancia se oxide o se reduzca? ¿Por qué una dada semireaccion ocurre espontáneamente en cierta dirección y no en la contraria. en un vaso de precipitado que contiene una solución de sulfato de cobre. sino que en algunos de los casos pueden también ocurrir en espacios separados. Veamos. en esta se producen iones Zn mientras que en la primera se produce Zn metálico. siempre y cuando exista una conexión eléctrica entre ellas. la reacción de oxido-reducción: Zn(s) + Cu2+(ac) Zn2+(ac) + Cu (5) Puede escribirse como dos semireacciones: Zn(s) Zn2+(ac) + 2eCu (6) Reacción de oxidación (7) Reacción de reducción Cu2+(ac) + 2e- La ecuación (5) establece que al formarse un ion Zn2+(ac) se forma simultáneamente un átomo de Cu(s). Introducción Semireacciones: las semireacciones que constituyen una reacción oxidoreducción. no solo pueden escribirse separadamente.Objetivos. En el sistema aislado del vaso de precipitado A los átomos de Zn que constituyen la lamina no se transforman a iones Zn2+ ni los iones Zn2+ a Zn(s) por cuanto no existe el receptor (o dador) apropiado de electrones. Ordenar diversas semireacciones según su tendencia a producirse. En este sistema son posibles los dos semireacciones siguientes: Cu(s) Cu2+(ac) + 2e(10) Oxidación . Para visualizar esta reacción a través de las dos semireacciones es necesario que cuando los átomos de Zn cedan electrones. Cu. los iones de Cu2+ los capten simultáneamente. CuSO4. Por ejemplo. Estudio de las celdas electroquímicas. Si el potencial de la pila o fuerza electromotriz. en espacios físicos separados. se invierte el signo del potencial de la semireaccion. esto es. Si se conectan los sistemas A y B se observara que la aguja del galvanómetro se desvía en sentido contrario al electrodo Zn. obtenida por suma algebraica de los potenciales d semireaccion. la tendencia relativa a producirse de cada semireaccion y para predecir si una reacción redox tal como este inscrita. a fin de indicar a través de su valor.Cu2+(ac) + 2e- Cu(s) (11) Reducción Al conectar eléctricamente entre sí dos sistemas cualesquiera. queda inalterado. El alambre ente los electrodos permite el paso de electrones. Los potenciales de oxidación son aquellos asociados con las semireacciones de oxidación. Cuando una semireaccion se escribe multiplicada por un número positivo. 2. su voltaje o potencial. Al combinar una semireaccion de oxidación con una semireaccion de reducción se obtiene la reacción neta de oxido-reducción. Al existir un paso de corriente entre las láminas o electrodos. e un número positivo. es o no espontanea. Su dimensión. El paso de electrones de una lámina a otra puede observarse mediante la desviación de la aguja del galvanómetro conectado entre los electrodos. Por este motivo existen dos escalas potenciales. a la cual le sirve de base la reacción redox. la reacción tal como está escrita procede espontáneamente de izquierda a derecha y ocurrirá en mayor o en . al conectar el sistema A con el C. existe también entre ellas una diferencia de potencial o voltaje. la deviación observada es hacia el electrodo de cinc. con las semireacciones escritas de la siguiente manera: Reductor oxidante + ne- Mientras que los potenciales de reducción son los asociados con las semireacciones de reducción: Oxidantes + nereductor 3. por medio de un alambre entre los electrodos y un puente salino entre las soluciones. Sin embargo. Al invertir la dirección de una semireaccion. los de oxidación y los de reducción. en sentido algebraico. es una medida cuantitativa de la tendencia de la semireaccion a producirse de izquierda a derecha. 4. Al sumar algebraicamente los voltajes de las dos semireacciones se obtiene el potencial o voltaje de la pila. ocurrirán dos semireacciones simultáneas. Potenciales de semireaccion: es posible asignar un voltaje o potencial a cada semireaccion. Los potenciales de semireaccion tienen las siguientes propiedades: 1. se utiliza el concepto de semireaccion.0v 2. por medio de un conductor metálico que conecta los electrodos fuera de la celda. del ánodo al cátodo. Cada pila o celda electroquímica tiene un voltaje característico. A las semireacciones de oxidación que se producen hacia la derecha predominantes a la reacción H2(1atm)/2H+(1M) se les asigna un potencial de oxidación positivo y aquellas que se realizan con una fuerza impulsora más pequeña se les asigna un potencial de oxidación negativo. tomando como base la reacción inversa a la (14) o H+(1M)/ H2(1atm). 3. Para predecir el voltaje de una dada pila. H2(1atm) 2H+(1M) + 2eEº= 0. Los potenciales de reducción se asignan en forma similar a los de oxidación. la reacción de izquierda a derecha no es espontanea. Esto es. La fuerza electromotriz generada por esta celda es de 0. cuyo valor se determina experimentalmente midiendo la diferencia de potencial entre los electrodos. Una celda electroquímica o batería convierte la energía química en energía eléctrica. Si el potencial de la reacción redox es negativo. El ánodo de Zn comienza a disolverse de acuerdo a la semireaccion de oxidación: Zn(s) Zn2+(ac) + 2e- . Funciona de la siguiente manera: 1. Los valores de los potenciales se determinan de la siguiente manera: 1. aquellas reacciones de reducción que predominan sobre la reacción H+(1M)/ H2(1atm) tienen un potencial de reducción positivo y las de fuerza impulsora menor tienen un potencial de reducción negativo. Esto se logra mediante una semireaccion de oxidación que ocurre en el ánodo y una semireaccion de reducción que ocurre en el cátodo. Simultáneamente se efectúa una transferencia de electrones. dependiendo de la magnitud del voltaje.menor grado. La reacción que ocurre en mayor grado es inversa. El potencial asignado a la semireaccion del gas hidrogeno en condiciones normales es de cero voltios. Celda o pila electroquímica: se denomina celda o pila electroquímica a todo sistema que produce corriente eléctrica continúa mediante una reacción química de oxidoreducción la cual ocurre espontáneamente.762 voltios. En una celda galvánica en la cual el metal Zn se comporta como ánodo y el electrodo de hidrogeno como cátodo. Llene otro tubo de ensayo hasta las ¾ partes de su altura. En él se establece la siguiente semireaccion de reducción: 2H+(ac) + 2eH2(g) 4. con una solución 0. 4.Llene completamente un tubo en U con una solución 1M de NH4NO3. con una solución 1M de ZnSO4. Anote el voltaje. 1. con gas hidrogeno a atmosfera de presión burbujeando sobre el electrodo de platino. Permite que los cationes se desplacen hacia la media celda del cátodo y los aniones hacia la media celda del ánodo. 3. El electrodo de hidrogeno. etc.Aumentando la concentración de iones Zn2+(ac) en el compartimiento del ánodo y generando electrones (e-) que fluyen por el circuito externo.1M Pb2+. Desconecte las dos semi-celdas separando cuidadosamente el tubo U y las conexiones eléctricas. . el cual consiste de una tira de platino sumergida en una solución 1 M H+. . el cual está compuesto por un electrolito fuerte como el NH4NO3 o KCl. ¿Cuál electrodo es el polo negativo? 3. . Procedimientos. Sirve para permitir el movimiento de los iones entre las medias celdas evitando así la acumulación de cargas netas negativas en el comportamiento del cátodo.Invierta el tubo en U y forme un puente entre los dos tubos. es el polo positivo de la celda.Llene un tubo de ensayo hasta las ¾ partes de su altura. en el cual puede ser un simple hilo de resistencia o algún dispositivo que consuma energía eléctrica tal como un bombillo. Este electrodo es el polo negativo de la celda. . Asegúrese de que no hay burbujas de aire. 2.Introduzca un electrodo inerte. Introduzca en sus bocas sendos tampones de algodón.Introduzca el electrodo de cinc en la solución de ZnSO4 y en el de Pb en la solución de Pb+2. Conecte un voltímetro entre los electrodos. Los electrones generados en el ánodo se mueven a través del circuito externo. . Prepare la semi-celda Fe3+ / Fe2+. Prepare la celda galvánica. Para completar el circuito se usa un puente salino.Llene un tubo de ensayo hasta las ¾ partes de su altura con una solución que contenga Fe2+ y Fe3+ 0. 2. . . un motor eléctrico. algunas veces disueltos en una sustancia gelatinosa. .2M. NaBr.Coloque cuidadosamente el tubo U entre las dos semi-celdas Zn/Zn2+ y Fe3+/Fe2+. Anote el color de la fase de tetracloruro de carbono. Prepárelos de la manera que se indica en el cuadro que se da a continuación. Sn. Sustancias a emplear: Solución 1 M de ZnSO4 Solución 0.Conecte un voltímetro entre los electrodos. 2 y 3 se debe a la presencia del halógeno elemental. 1 voltímetro. . Prepare la celda galvanica Pb/Pb2+//Fe3+/Fe2+ . 6. Prepare la celda galvánica Zn/Zn2+//Fe3+/Fe2+ y mida el voltaje.2 M de Fe3+. . Anote el voltaje y cual electrodo es el polo negativo. El color de la fase de CCl4 en los tubos 1. Pb. 1 tubo en U.5. Limpie 18 tubos de ensayo y rotúlelos. Cloruro de sodio. 1 electrodo inerte. NaI Bromuro de sodio. 7. o un electrodo de plomo. Solución 0. Solución acuosa de cloro Solución acuosa de bromo Solución acuosa de iodo Tetracloruro de carbono. 8. Guarde las soluciones de sulfato de cinc y Pb+2 para utilizarlas en el punto 8. 18 tubos de ensayo. NaCl. Cl2 Br2 y I2 respectivamente.1 M de Pb2+ Solución 1 M de NH4NO3 Solución 0. CCl4. CCl4. 2 gradillas. 1 electrodo de estaño. Ioduro de sódio. Materiales y Equipos: 3 vasos de precipitado de 200 ml.Lave el tubo en U y llénelo nuevamente con solución de NH4NO3.2 M de Fe3+/Fe2+. Zn. 1 electrodo de cinc. Utilizaremos el color para identificar la presencia de uno de ellos en los tubos 4 hasta el 18. . . 45 1.Datos y/o observaciones Celda Electroquímica Zn/Zn2+//Pb2+/Pb Pb/Pb2+//Cu2+/Cu Zn/Zn2+// Cu2+/Cu Voltaje (Voltios) 0. Iniciamos resolviendo por celda o pila cada uno de estas operaciones: Celda 1: 0. Además de ello también se deberán escribir las reacciones de oxido-reducción.04 Polo Negativo Zn Pb Zn Cálculos y Resultados Ahora debemos esquematizar la totalidad del circuito para cada pila ensayada.58 0.58 NH4NO3 Zn N Pb 1 M ZnSO4 1 M PbSO4 . Para ello debemos rotular el ánodo y cátodo. Indicando el sentido del flujo electrónico y el sentido en que se desplazan los distintos iones. 46 NH4NO3 Pb uu Cu 1 M PbSO4 1 M CuSO4 Cu2+ + 2e.46 . Cu (Reacción de reducción) (Cátodo) (+) (Reacción de Oxidación) (Ánodo) (-) Pb Pb2+ + 2e- Pb/Pb2+//Cu2+/Cu Voltios producidos: 0.58 Celda 2: 0. Pb Zn Zn2+ + 2e- (Reacción de reducción) (Cátodo) (+) (Reacción de Oxidación) (Ánodo) (-) Zn/Zn2+//Pb2+/Pb Voltios producidos: 0.Pb2+ + 2e. Celda 3: 1.04 NH4NO3 Zn N Cu 1 M ZnSO4 1 M CuSO4 Cu2+ + 2e.04 . Cu Zn Zn2+ + 2e- (Reacción de reducción) (Cátodo) (+) (Reacción de Oxidación) (Ánodo) (-) Zn/Zn2+//Cu2+/Cu Voltios producidos: 1. Ahora bien. luego a los extremos de dichas laminas se le conecto el voltímetro el cual permitió estimar los voltios que se producía en esa reacción. En contraste analizaremos la primera celda para dar un ejemplo generalizado: dicha celda estaba constituida por dos tubos de ensayo en uno de ellos había una solución de 1 M ZnSO4 y en el otro 1 M CuSO4. por lo tanto. Este mismo efecto se produjo de forma similar en cada una de las celdas construidas. a diferencia que en la segunda se utilizo 1 M PbSO4 y 1 M CuSO4 y se oxido el plomo. sabemos que este tipo de celdas son las que se encargan de transformar energía química en energía química. dentro de las disoluciones de ácido sulfúrico diluido y sulfato de cobre respectivamente. en la reacción se genera una corriente eléctrica. . son muy importantes porque actúan como electrodos.Discusión de Resultados Esta práctica se basó en la construcción de una celda electroquímica. las láminas de cinc y cobre. al extremo de los tubos de ensayo introducimos electrodos inertes en cuestión. Durante la reacción se pudo observar que el metal de la tira de cinc se consumió un poco (oxidación). mientras que en la tercera se utilizo 1 M ZnSO4 y 1 M CuSO4. dichos tubos de ensayo estaban unidos con un tubo en U (puente salino) que contenía NH4NO3. al tubo que contenía el sulfato de cobre le insertamos la lamina de cobre y al tubo que contenía el sulfato de zinc le introducimos la lamina de zinc. En esta práctica además de construir dicho dispositivo también enfocamos nuestro interés en el estudio de las reacciones químicas que producen esos efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes o voltajes. En cuanto al tubo en U o puente salino (en este caso nitrato de amoniaco) le permite a los electrones fluir entre las cubetas sin que se mezclen las disoluciones. se oxido el cinc. mientras que la tira de cobre creció un poco al reaccionar los electrones con la disolución de sulfato de cobre para producir metal adicional (reducción). Sabemos que cuando el circuito formado entre los dos sistemas se completa. son conocidas como dispositivos por los cuales se puede obtener una corriente eléctrica a partir de una reacción redox que es lo que conocemos como pilas o celdas galvánicas. en ella es de suma importancia la interacción producida entre las reacciones de oxido-reducción. En esta reacción de oxido reducción (o reacción redox) se deduce que el cobre es el agente reductor y el cinc es el agente el oxidante. Mientras que en la celda 3 (Pb/Pb2+//Cu2+/Cu) se produjeron 0. pero las reacciones de oxidación solo se pueden determinar al estudiar la interacción producida entre cada una de ellas. Conclusiones La electroquímica es el estudio de las reacciones químicas que producen efectos eléctricos. el cinc y el plomo. Un oxidante es una sustancia susceptible de captar uno o varios electrones.04. la cual es el efecto de la acción de un cuerpo oxidante sobre un cuerpo reductor. en esta el plomo ha sido oxidado por los iones Zn2+ y este a su vez ha sido reducido por el plomo. Por ejemplo al hacer reaccionar 1a celda 1 (Zn/Zn2+//Cu2+/Cu) se obtuvo un voltaje de 1. que a su vez han sido reducidos por el cobre. y este a su vez fue reducido por el cobre. a través de este experimento queda demostrable la utilidad de la transformación de la energía química en energía eléctrica. un reductor cede fácilmente uno o varios electrones. Entonces. Por tanto. Este tipo de reacciones generalmente ocurren de la siguiente manera el cobre ha sido oxidado por los iones Zn2+. . En las celdas electroquímicas utilizadas en esta oportunidad se utilizaron sustancias como el cobre. Ahora explicaremos lo ocurrido con la celda 2 (Zn/Zn2+//Pb2+/Pb) celda en la que se generaron 0.además en esta también se produjo mucha más cantidad de voltios (energía eléctrica) en relación a las anteriores. la oxidación de un cuerpo corresponde a una pérdida de electrones y la reducción corresponde a una ganancia de electrones.48 voltios y el cobre fue oxidado por la acción de Pb2+.58 voltios. voltaje más elevado en comparación con el producido por las demás celdas. J. Manual de Laboratorio de Química General . Química Experimental.A. Aguilar. R. Educativo U. Química. FONDO Interamericano.A. B. Mahan. y Plane.L. 1973.M.Bibliografía Sienko. 1968. N.