UNIVERSIDADNACIONAL NACIONAL DE UNIVERSIDAD DEINGENIERIA INGENIERIA FACULTADDE DECIENCIAS CIENCIAS FACULTAD Quimica II. CURSO: CURSO: Quimica CURSO: Quimica II. NUMERO DE PRACTICA: Laboratorio PRACTICA: Laboratorio Laboratorio N° 08. N° 09. NUMERO DE PRACTICA: INTEGRANTES DEL GRUPO:
INTEGRANTES DEL GRUPO: Chancafe Valladares, Andre
20110321K
Chancafe Valladares, Andre 20110321K 20112174E
Jimenez Vilcayauri, Max
Jimenez Vilcayauri, Max
20112174E
JEFES DE PRACTICAS: Denisse JEFES DEMallaupoma. PRACTICAS: Lucy Coria.
Denisse Mallaupoma. Mallaupoma.
Lucy Coria.
FECHA DE EJECUCION DE LA PRÁCTICA PR ÁCTICA:: 14 de noviembre de 2011.
FECHA DE EJECUCION DE LA PRÁCTICA: de noviembre de 2011. FECHA DE21 ENTREGA DEL INFORME: 21 de noviembre de 2011.
FECHA DE ENTREGA DEL INFORME: 28 de noviembre de 2011.
CELDAS ELECTROLÍTICAS I.
OBJETIVOS
II.
Construir una pila de Daniell con una solución de CuSO4,ZnSO4 y un electrodo de zinc y determinar su voltaje. Construir una pila a base de una solución de Pb(NO3)2,CuSO4 y un electrodo de cobre; y dar con sus características. Realizar experimentalmente la electrolisis de la solución de yoduro de potasio (KI) y determinar los productos de ello. Realizar experimentalmente la electrolisis de la solución de sulfato de cobre (CuSO4) y determinar los productos de ello.
FUNDAMENTO TEÓRICO
La electroquímica es el estudio de las relaciones entre la electricidad y las reacciones químicas. Incluye el estudio tanto de los procesos espontáneos como los no espontáneos.[1] El tipo de reacción química analizada en estos procesos, son reacciones de oxidación-reducción (REDOX). En toda reacción REDOX, debe ocurrir tanto la oxidación (pérdida de electrones) como la reducción (ganancia de electrones), es decir, si una sustancia se oxida, entonces otra debe reducirse, de tal manera que los electrones deben ir formalmente de un lugar a otro. La sustancia que se reduce se llama agente oxidante, ya que provoca la oxidación de otra sustancia; mientras que la sustancia que se oxida se llama agente reductor , ya que provoca la reducción de otra sustancia. [1]
Celdas Voltaicas
Las celdas voltaicas (o galvánicas), son dispositivos en los cuales la transferencia de electrones, producto de una reacción REDOX espontánea, se llevan a cabo mediante una ruta externa; estos dispositivos se pueden usar para generar energía eléctrica. Las celdas voltaica están conformadas por dos compartimientos (semi- celdas), los cuales contienen dos soluciones diferentes, también contiene dos metales sólidos, conectados mediante un circuito externo, llamados electrodos. Por definición, el electrodo en el que ocurre la oxidación se llama ÁNODO, y el electrodo en el que ocurre la reducción se llama CÁTODO. Para el caso de las celdas voltaicas, al ánodo se conoce como electrodo negativo y al cátodo, como electrodo positivo. Para que una celda voltaica funcione, las disoluciones de las semi- celdas, deben permanecer eléctricamente neutras, para lo cual se usa un dispositivo llamado puente salino, que consiste de un tubo de forma de U que contiene una disolución electrolítica, cuyos iones no reaccionan con otros iones en la celda o con los materiales de los electrodos. [1] Figura N° 1.- Estructura de una celda galvánica o voltaica.
Celdas Electroquímica
Una segunda clase de celdas electroquímicas es la celda electrolítica, donde se usa una corriente eléctrica para activar una reacción química no espontánea, de esta manera se puede decir que los procesos que suceden en celdas galvánicas y electrolíticas son inversos entre sí, ya que una celda galvánica convierte energía química en energía eléctrica, mientras que una celda electrolítica convierte energía eléctrica en energía química. El proceso de usar corriente eléctrica para producir un cambio se conoce como ELECTRÓLISIS. Una celda electrolítica está formada por dos electrodos sumergidos en un electrolito y se conectan con a fuente de corriente eléctrica. Al igual que en las celdas galvánicas, el ánodo es el electrodo donde se efectúa la oxidación y el cátodo es el electrodo donde se lleva a cabo la reducción. Sin embargo, en las celdas electrolíticas, el ánodo es el electrodo positivo y el cátodo es el electrodo negativo. [2] Figura N° 2.- Estructura de una celda electrolítica.
III.
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
Experimento N° 1.- Construcción de la pila de Daniell. En un vaso ancho se agrego un considerable cantidad de una solución de CuSO4 0.1M colocando luego una barra de cobre, en otro vaso pero este
poroso se agrego una cierta cantidad de ZnSO4 0.1M y de igual manera se coloco una barra de zinc. El electrodo de cobre se conecto al Terminal positivo del voltímetro así como el electrodo de zinc al Terminal negativo del voltímetro. Posteriormente se procedió a medir el voltaje.
Experimento N° 2.- Construcción de otra pila. En un vaso ancho se agrego una solución de sulfato de cobre (CuSO4) 0.1M considerable, posteriormente se puso una barra de cobre. En otro vaso pero esta vez de 150ml se añadió una solución de Pb (NO3)2 0.1M, colocando luego una barra de plomo. El electrodo de cobre se conecto al Terminal positivo mientras que el electrodo de plomo al Terminal negativo. Posteriormente se procedió a medir el voltaje.
Experimento N° 3.- Electrólisis de una solución de yoduro potásico, KI. Sujetando un tubo en forma de U a un soporte universal, se introdujo una solución de de yoduro de potasio (KI) 0.5m para luego colocar en cada extremo del tubo electrodos de carbón sujetados por cocodrilos, luego se conecto a una fuente de poder los cocodrilos. Pruebas de reconocimiento de los productos de la electrolisis de KI 0.5M: Utilizando una pipeta pasteur se extrajo 1 ml de solución del extremo del tubo en forma de U donde se ubicaba el cátodo, luego se puso la solución en tu tubo de ensayo para proceder a agregarle unas gotas de fenoltaleina. Por otro lado se extrajo 1 ml de la solución del otro extremo del tubo en forma de U que seria el ánodo, se coloco dicha extracción en un tubo de ensayo de 13x100mm y se echo unas gotas de cloroformo.
Experimento N° 4.- Electrólisis de una solución de sulfato de cobre (II). Se coloco un tubo en forma de U con un soporte universal, preparado el tubo en forma de U se introdujo una solución de sulfato de cobre (CuSO4)0.5M se
coloco en cada extremo del tubo un electrodo de carbón, posteriormente se sujeto con unos cocodrilos. Pruebas de reconocimiento de los productor de la electrolisis de CuSO4 0.5M. Extrayendo 1ml de muestra del extremo del tubo en forma de U donde se ubicaba el ánodo, se coloco e un tubo de ensayo de 13x100 ml para agregar 2 gotas de fenoltaleina.
IV. OBSERVACIONES EXPERIMENTALES Y DATOS TABULADOS
Experimento N° 1.- Construcción de la pila de Daniell.
En este experimento, al conectar los electrodos de zinc y cobre, de la celda voltaica, a un voltímetro; se observó que este indicó +1.01 volt. También se observó que en el electrodo de cobre se formó una pequeña capa rojiza. Tabla N° 1.- Potencial experimental de la celda voltaica de
CuSO4 y ZnSO4, con electrodos de Cu(s) y Zn(s).
volt E°celda (experimental)
+ 1.01
Experimento N° 2.- Construcción de otra pila.
En este experimento, al conectar los electrodos de plomo y cobre, de la celda voltaica, a un voltímetro; se observó que este indicó +0.56 volt.
También se observó que en el electrodo de cobre se formó una pequeña capa rojiza, y en el electrodo de plomo se observó una sustancia de color negro adherida a este electrodo. Tabla N° 2.- Potencial experimental de la celda voltaica de
CuSO4 y Pb(NO3)2, con electrodos de Cu(s) y Pb(s).
volt E°celda (experimental)
+ 0.56
Experimento N° 3.- Electrólisis de una solución de yoduro potásico, KI. En este experimento, se observó que la solución de KI (incoloro), en la parte del ánodo se tornó de color amarillo oscuro (ámbar), mientras que en la parte del cátodo se observó, en la solución, un pequeño burbujeo y además permaneció incoloro. Al agregarle cloroformo a la solución resultante (después de la electrólisis) en la parte del ánodo, se observó la formación de dos fases. Al agregarle fenolftaleína a la solución resultante (después de la electrólisis) en la parte del cátodo, se observó que esta solución se tornó de color rosado.
Experimento N° 4.- Electrólisis de una solución de sulfato de cobre (II). En este experimento, se observó que la solución de CuSO 4(celeste), en la parte del ánodo presentó un leve burbujeo mientras que en la parte del cátodo no se observó ningún cambio. Al agregarle fenolftaleína a la solución resultante (después de la electrólisis) en la parte del ánodo, se observó que se volvió de color blanquecino (No se puso rosado). Se observó en la base del cátodo, que se formó una leve capa de color marrón.
V.
CÁLCULOS, REACCIONES QUÍMICAS Y RESULTADOS TABULADOS Tabla N° 3.-Tabla de potencial estándar de reducción a 25°C.
Semi-Reacción de reducción
[1]
E°red (v)
Cu2+(ac) + 2e-
Cu(s)
+ 0.337
Zn2+(ac) + 2e-
Zn(s)
- 0.763
Pb2+(ac) + 2e-
Pb(s)
O2(g) + 4H+(ac) + 4e2H2O(l) + 2e-
- 0.126 2H2O(l)
+ 1.23
H2(g) + 2OH-(ac)
- 0.83
I2(s) + 2e-
2I-(ac)
+ 0.536
K+(ac) + e-
K(s)
- 2.925
*De manera práctica obtener el potencial de oxidación: E°
oxi =
- E° red
Experimento N° 1.- Construcción de la pila de Daniell.
Semi-reacciones:
Zn2+(ac) + 2e-
Ánodo:
Zn(s)
Cátodo:
Cu2+(ac) + 2e-
Reacción
Cu(s)
E°oxi = + 0.736 v E°red = + 0.337 v
REDOX:
Cu2+(ac) + Zn(s)
Cu(s) + Zn2+(ac) E°celda = E°oxi + E°red E°celda = + 1.100 v
Tabla N° 4.- Potencial teórico de la celda voltaica de CuSO4
y ZnSO4, con electrodos de Cu(s) y Zn(s).
volt E°celda (teórico)
+ 1.100
Cálculo
del error porcentual:
Usando el valor teórico (Tabla N° 4) y valor experimental (Tabla N° 1) potencial de la celda, se tiene:
| v. teórico – v. experimental | Error =
v. teórico
del
| (+ 1.100) – (+ 1.01) | x 100 = x 100 (+ 1.100)
Error = 8.18 %
Experimento N° 2.- Construcción de otra pila.
Semi-reacciones:
Pb2+(ac) + 2e-
Ánodo:
Pb(s)
Cátodo:
Cu2+(ac) + 2e-
Reacción
E°oxi = + 0.126 v
Cu(s)
E°red = + 0.337 v
REDOX:
Cu2+(ac) + Pb(s)
Pb2+(ac) + Cu(s)
E°celda = E°oxi + E°red E°celda = + 0.463 v
Tabla N° 5.- Potencial teórico de la celda voltaica de CuSO4
y Pb(NO3)2, con electrodos de Cu(s) y Pb(s).
volt E°celda (teórico) Cálculo
+ 0.463
del error porcentual:
Usando el valor teórico (Tabla N° 5) y valor experimental (Tabla N° 2) del potencial de la celda, se tiene:
| v. teórico – v. experimental | Error =
v. teórico
| (+ 0.463) – (+ 0.56) | x 100 = x 100 (+ 0.463)
Error = 20.95 %
Experimento N° 3.- Electrólisis de una solución de yoduro potásico, KI.
Semi-reacciones:
2I-(ac)
Ánodo:
2H2O(l) + 2e-
Cátodo: Reacción
I2(s) + 2e-
E°oxi = - 0.536 v
H2(g) + 2OH-(ac)
E°red = - 0.83 v
REDOX:
2I-(ac) + 2H2O(l)
I2(s) + H2(g) + 2OH-(ac)
E°celda = E°oxi + E°red E°celda = - 1.366 v
Tabla N° 6.- Potencial teórico de la celda e lectrolítica de KI.
volt E°celda (teórico)
- 1.366
Experimento N° 4.- Electrólisis de una solución de sulfato de cobre (II).
Semi-reacciones:
Ánodo:
2H2O(l)
Cátodo: Cu2+(ac) + 2e-
4e-+ 4H+(ac) + O2(g) Cu(s)
E°oxi = - 1.23 v E°red = + 0.337 v
Reacción
REDOX:
2H2O(l) + Cu2+(ac)
Cu(s) + 4H+(ac) + O2(g)
E°celda = E°oxi + E°red E°celda = - 0.89 v
Tabla N° 7.- Potencial teórico de la celda e lectrolítica de CuSO4.
volt E°celda (teórico)
- 0.89
VI. DISCUSIÓN DE RESULTADOS
Experimento N° 1.- Construcción de la pila de Daniell.
Según la Tabla N° 3, el potencial de reducción del Cu 2+ es mayor que el potencial de reducción del Zn2+, por lo cual el Cu 2+ se reduce mientras que el Zn se oxida. La reducción del Cu 2+ generó cobre sólido, el cual se depositó en el electrodo de cobre como una capa rojiza. La transferencia de electrones producto de la reducción y la oxidación generó 1.01 volt, con un error del 8.18% con respecto a su valor teórico, que es de 1.10 volt.
Experimento N° 2.- Construcción de otra pila. De acuerdo a los potenciales estándares de reducción, Tabla N° 3, el Cu2+ se reduce mientras que el Pb (plomo), se oxida. Al reducirse el Cu2+, originó cobre metálico el cual se depositó sobre el electrodo de cobre (capa rojiza), la sustancia de color negruzco adherida al electrodo de plomo se debió a impurezas presentes en este metal. La reacción REDOX, produce una transferencia de electrones lo cual genera 0.56 volt, con un error del 20.95% con respecto al valor teórico (0.463 v).
“La reacción REDOX de los experimentos 3 y 4, originan un
potencial negativo (Tabla N° 6 y Tabla N° 7), esto indica que es una reacción no espontánea, por lo cual se debe conectar a una fuente para activar estas reacciones. (electrólisis)”
Experimento N° 3.- Electrólisis de una solución de yoduro potásico, KI.
En la electrólisis del KI acuoso, se tiene que se puede oxidar tanto el H2O (E°oxi = - 1.23 v)* así como el ion yoduro (E° oxi = - 0.536 v)*, pero se oxidará en el ánodo aquel que tenga mayor potencial de oxidación, por ello el que se oxida es el ión yoduro. De igual manera se pueden reducir tanto el H 2O (E°red = - 0.83 v) así como el ión potasio, K + (E°red = - 2.925 v), pero se reducirá en el cátodo el que tenga mayor potencial de reducción, es por ello que se reduce el H 2O. Después de la electrolisis, solución cerca del ánodo se tornará amarillenta debido a la presencia del yodo, producto de la oxidación del ión yoduro. Por ello al agregarle cloroformo se formó dos fases, ya que el cloroformo extrae al yodo. En la solución cerca del cátodo se formó iones hidróxido, debido a la reducción del agua, por ello al agregarle fenolftaleína, se tornó de color rosado, indicando un medio básico. La reducción del H 2O también origina H 2 gaseoso, el cual se nota mediante un burbujeo en esta parte de la solución. * Estos valores se obtienen de la Tabla N° 3.
Experimento N° 4.- Electrólisis de una solución de sulfato de cobre (II).
En la electrólisis del CuSO 4 acuoso, en el ánodo se lleva a cabo la oxidación del H2O, mientras que en el cátodo se reduce el Cu 2+. Después de la electrólisis, la solución cerca al ánodo presenta iones H +, debido a la oxidación del H 2O, por ello al agregarle fenolftaleína la solución no se torna de color rosado, indicando un medio ácido. La oxidación del H 2O también origina oxígeno, ello se nota a manera de burbujeo en la solución.
En el cátodo, al reducirse el Cu 2+ origina cobre metálico (color marrón rojizo), el cual se deposita en la base de este electrodo.
VII. CONCLUSIONES
El voltaje que se obtuvo en el experimento N°1: Construcción de la pila de Daniell fue de aproximadamente 1.01 lo cual dio un margen de error de 8.18% con respecto al valor teórico. Las características electroquímicas que se encontraron en el experimento N°2: Construcción de otra pila. Fueron: Que el cobre(Cu) se redujo porque tiene mayor potencial de oxidación y que debido a que el potencial de celda es positivo genera corriente. El producto de la electrolisis de la solución de yoduro de potasio (KI) fue yodo solidó en una solución básica. (I 2(s) + H2(g) + 2OH-(ac) ). El producto de la electrolisis de la solución de sulfato de cobre (CuSO 4) fue cobre solidó en solución acido ( Cu (s) + 4H+(ac) + O2(g) ).
VIII. CUESTIONARIO
¿Qué diferencia hay entre una celda voltaica y una electrolítica? Una celda voltaica es un dispositivo para producir energía eléctrica a partir de una reacción redox. La principal característica de la celda voltaica es la pared porosa que separa las dos soluciones evitando que se mezclen. La pared es porosa para que los iones la atraviesen; por otro lado una celda electrolítica, es una celda que consume energía eléctrica capaz de comportarse como una pila galvánica. Cuando los dos electrodos son conectados por un hilo, es producida energía eléctrica, y tiene lugar un flujo espontáneo de electrones desde el electrodo del cinc al electrodo del cobre para esto sería necesario introducir en el circuito externo una batería que forzara a los electrones a fluir en la dirección opuesta a través de la celda. [3] ¿Qué es un puente salino y que función cumple en una celda voltaica? El puente salino tiene la función de cerrar el circuito, ya que por ejemplo en una pila (celda voltaica, es lo mismo) en el ánodo se genera un exceso de cargas positivas, mientras que en el cátodo se genera un exceso de cargas negativas. Si no hubiera puente salino llegado cierto momento la reacción dejaría de producirse. Así, el puente formado por alguna sal en forma de gel generalmente compensa dichas cargas, manteniendo la neutralidad eléctrica, migrando los aniones hacia el ánodo y los cationes hacia el cátodo (o en vez de eso puede ponerse entre las celdas una pared porosa que permita la migración de iones). [4]
¿Predecir la electrolisis de la salmuera (solución de NaCl) y como verificaría experimentalmente su predicción? Reacción de la solución acuosa de NaCl: 2NaCl Ánodo: 2 ClCatodo 2 H2O + 2 e2 Cl- + 2 H2O
2Na+ + 2ClCl2 + 2 eH2 (g) + 2OHCl2(g) + H2(g) + 2OH- + 2 Na+
Y se podría verificar de la manera siguiente: Se introduce la salmuera en el compartimiento de ánodo de una celda electrolítica, por otro lado se coloca agua en el cátodo de la celda electrolítica, el ánodo y el cátodo están separados por una membrana cationica se extraen cloro y salmuera agotada a través de una primera conducción común desde el compartimiento de ánodo hasta el punto de recogida de la salmuera y se extraen disolución de hidróxido sódico e hidrógeno a través de una segunda conducción común desde el compartimiento de cátodo hasta un punto de recogida de disolución de hidróxido sódico, caracterizado porque se provee una diferencia de presión entre el compartimiento de ánodo y el compartimiento de cátodo, suficiente para impedir un contacto substancial entre la membrana y el ánodo y para reducir las fluctuaciones de dicha diferencia de presión, por medio del mantenimiento de circulación libre e ininterrumpida de cloro y salmuera agotada a través de dicha primera conducción. [3]
¿Qué es sobrevoltaje? Sobrevoltaje es un término electroquímico que se refiere a la diferencia de potencial (en voltios) entre una semirreacción determinada termodinámicamente por su potencial de reducción y el potencial en que se observa experimentalmente el proceso redox. [4]
IX. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS [1] Brown, Theodore L. (2009). Química, la ciencia central. 11° edición. México: Pearson Educación. (pág. 844 - 845, 851 – 854, 1117) [2] McMurry E, John y Fay C, Robert.(2009). Química general. 5° edición. México: Pearson Educación.(pág. 716-717)
[3] Universidad Autónoma de Madrid, Antonio Aldaz Riera, Fundamentos de la Electroquímica Aplicada, pagina (5-20). [4]J. Wang, Jhon Wiley(2000), Conceptos básicos de Electroquimica,2da edición, New York: Columns.(pagina 13-17).
