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ELECTROQUÍMICA I. OBJETIVOS: - Prepara Prepararr celdas celdas electroq electroquími uímicas cas y medir medir cuantita cuantitativ tivamen amente te algunos algunos sistemas sistemas espontáneos de oxidación - reducción.
- Conocer el sistema químico de una pila y estar en condiciones de identificar los electrodos para el cálculo de potenciales estándar.
II. PRINCIPIOS TEÓRICOS: La electroquímica es la rama de la química que estudia los procesos químicos producidos por el paso de la corriente eléctrica y la producción de la energía eléctrica por reacción química.
La corriente eléctrica viene a ser el flujo de electrones desde un punto hacia otro. Los dispositivos experimentales que generan electricidad mediante una reacción redox espontánea se denominan celdas voltaicas o galvánicas.
El material por el cual fluyen los electrones se denomina conductor, pudiendo ser de 2 tipos: conductores electrónicos o metálicos y conductores electrolíticos. La conducción tiene lugar por la migración directa de los electrones a través del conductor, bajo la influencia de un potencial aplicado.
Al conectar dos electrodos o semipilas a través de sus disoluciones y enlazados por un puente salino, se forma una pila galvánica cuya fuerza electromotriz, es igual a la diferencia de potenciales potenciales de sus electrodos. Las reacciones se efectúan en electrodos separados. Los electrones circulan por el circuito externo que se completa con un voltímetro.
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Las celdas galvánicas o también llamadas celdas voltaicas o electroquímicas, son dispositivos experimentales que generan electricidad mediante una reacción redox espontánea. Esto es un sistema compuesto de uno o varios metales que en contacto con soluciones electrolíticas producen reacciones de oxidaciónreducción.
Al funcionar la celda, tiene lugar en el electrodo positivo una reacción electroquímica de reducción y en el electrodo negativo un proceso de oxidación, dichas semireacciones, corresponden a la reacción total de oxidación - reducción que se verifica en la pila.
Un ejemplo clásico de una celda electroquímica es la Celda de Daniels, que está conformada por dos electrodos: cobre y zinc. El electrodo de cobre está sumergido en una solución de sulfato de cobre y el electrodo de zinc en una solución de sulfato de zinc. Para el cierre del circuito se utiliza un puente salino, que también permite una mayor movilidad de los iones a través del sistema.
Este puente salino que viene a ser un tubo en U invertido, contiene una solución de cloruro de potasio y los orificios son cubiertos con un pedazo de algodón para evitar que se vacíe el tubo invertido. Si además ambas soluciones se conectan mediante un voltímetro su lectura reportará 1,10 V, esto debido a que el potencial de oxidación del Zn++ es 0,763 V y el del Cu++ es de –0,337 V, por lo tanto el zinc (de mayor potencial) le cede electrones al cobre (de menor potencial).
Las reacciones químicas que se producen son:
Electrodo de Zn: Znº (s) → Zn+2 (ac) + 2 eElectrodo de Cu: Cu+2 (ac) + 2 e- → Cuº (s) _______________________________________________________
Reacción total: Cu+2 (ac) + Znº (s) → Cuº (s) + Zn+2 (ac)
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Como se observa el zinc actúa como reductor y el cobre como agente oxidante. Los potenciales estándar de oxidación-reducción son los que determinan la naturaleza electroquímica de los electrodos. Cuanto más positivo es el potencial redox, mayor poder oxidante y cuanto más negativo, mayor poder reductor.
El orden de los metales según sus potenciales constituye la serie electroquímica, donde los metales muy activos (potasio y sodio) ocupan las posiciones superiores y los inactivos o metales nobles como: oro, platino, ocupan las inferiores.
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III. PARTE EXPERIMENTAL
a) Materiales
- Tubo en U para puente Salino
- Piceta
- Vasos de precipitado
- Multimetro
b) Reactivos: - Sulfato de Cobre, CuSO4 0,1M - Sulfato de Zinc, ZnSO4 0,1M - Solución saturada de KCl - Sulfato de Plomo, PbSO4 0,1M - Agua destilada
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- Electrodos
- Conectores
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c) Procedimiento: En este experimento se construirán varias pilas que se utilizarán en reacciones espontáneas de oxidación - reducción, de tal forma que los electrones sean transportados a través de un hilo conductor.
Los experimentos muestran que los átomos de los metales activos pierden espontáneamente electrones, cediéndoles a los iones positivos de los metales menos activos, cuando ambos están en contacto directo.
1. Construcción y funcionamiento de una pila galvánica: Zn(s) / Zn +2(0,1 M) // Cu+2(0,1M) / Cu (s)
♦ En un vaso de 50 mL añadir, hasta la mitad aproximadamente, sulfato de cobre 0,1M e introduzca el electrodo de cobre limpio en el vaso. Luego, unir dicho electrodo de cobre al terminal positivo del voltímetro.
♦ En otro vaso de 50 mL mida, hasta la mitad aproximadamente, solución de sulfato de Zinc 0,1M y ponga una barrita de Zinc limpia dentro del vaso. Unir éste electrodo de Zinc al terminal negativo del voltímetro. Electroquimica – Carlos Sacsa – UTP del Perú
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♦ Cerrar el circuito empleando el puente salino. ♦ Leer el voltaje que marca el voltímetro y comparar con el valor teórico de la pila voltaica.
2. Celda constituida por las semipilas: Pb(s) / Pb+2(0,1M) // Cu+2(0,1M) / Cu(s) ♦ En un vaso de 50 mL, añadir hasta la mitad aproximadamente solución de sulfato de plomo 0,1M e introduzca el electrodo de plomo limpio en dicho vaso. Luego unirlo al terminal del voltímetro.
♦ En otro vaso de 50 mL añada solución de sulfato de cobre 0,1M e introduzca el electrodo de cobre.
♦ Ponga el puente salino para cerrar el circuito y anote el voltaje leído
Zinc - Cobre Zn → Zn2+ + 2e
Oxidación Agente reductor
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(ánodo)
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Universidad Tecnológica del Perú Cu2+ + 2e
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→ Cu Reducción Agente oxidante
Zn + Cu2+ →
(cátodo)
Zn2+ + Cu
E° = (Zn2+ /Zn) = – 0.763V E° = (Cu2+ /Cu) =
0.337V
E°celda = E°cat + E°anod E°celda = 0.763V – (– 0.337V) E°celda = 1.17V
Plomo - Cobre Pb → Pb2+ + 2e Cu2+ + 2e
Oxidación Agente reductor
(ánodo)
→ Cu Reducción Agente oxidante
(cátodo)
Pb + Cu2+ →
Pb2+ + Cu
E° = (Pb2+ /Pb) = – 0.13V E° = (Cu2+ /Cu) =
0.34V
E°celda = E°cat + E°anod E°celda = 0.34v – (– 0.13V) E°celda = 0.47V
Zinc - Plomo Zn → Zn2+ + 2e
Oxidación Agente reductor
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(ánodo)
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Universidad Tecnológica del Perú Pb2+ + 2e
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→ Pb Reducción Agente oxidante
Zn + Pb2+ → E° = (Zn2+ /Zn) =
(cátodo)
Zn2+ + Pb 0.76V
E° = (Pb2+ /Pb) = – 0.13V E°celda = E°cat + E°anod E°celda = – 0.13V – (– 0.76V) E°celda = 0.63V
Calculo del error porcentual
.
Donde: : Error porcentual (en %) Pexp
: Potencial experimental
Pteo
: Potencial teórica (V)
Zinc Cobre:
(V)
= 11.72%
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Plomo cobre:
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= 16.8%
Zinc plomo:
= 6.35%
IV. TABLA DE RESULTADOS:
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Celda
Semireacciones Químicas
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Potencial
Potencial
experimental
Teórico
(Voltios)
(voltios)
%e
Zn // Cu
Zn + Cu2+ →
Zn2+ + Cu
0.971V
1.10V
11.72%
Pb // Cu
Pb + Cu2+ → Pb2+ + Cu
0.391V
0.47V
16.8%
Zn // Pb
Zn + Pb2+ →
0.590V
0.63V
6.35%
Zn2+ + Pb
V. CUESTIONARIO 1.
¿Qué es la corrosión electroquímica? Mencione el ejemplo de un proceso
electroquímico.
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La corrosión electroquímica es un proceso espontáneo que denota siempre la existencia de una zona anódica (la que sufre la corrosión), una zona catódica y un electrolito, y es imprescindible la existencia de estos tres elementos, además de una buena unión eléctrica entre ánodos y cátodos, para que este tipo de corrosión pueda tener lugar. La corrosión más frecuente siempre es de naturaleza electroquímica y resulta de la formación sobre la superficie metálica de multitud de zonas anódicas y catódicas; el electrolito es, en caso de no estar sumergido o enterrado el metal, el agua condensada de la atmósfera, para lo que la humedad relativa deberá ser del 70%. •
En las pilas se genera corriente eléctrica a partir de una reacción química de
oxido-reducción en donde un metal es oxidado y otro es reducido. •
A nivel industrial es el galvanizado de metales en donde se recubre un metal a
partir de otro, por ejemplo el cromado de tubos o herramientas de acero o hierro con cromo.
2. ¿Cuáles son los fundamentos de una protección catódica? Menciones tres aplicaciones de este proceso. La protección catódica es un sistema de protección contra la corrosión ampliamente difundido
hoy
día
tanto
en
el
campo
naval
como
en
el
de
la
industria.
Este procedimiento tiene como fundamento la polarización, a potenciales más negativos, de la superficie metálica hasta alcanzar un grado de polarización, en el cual se acepta que dicha superficie metálica es inmune a la corrosión.
3. ¿Cuántos tipos de electrodos usted conoce? Hay electrodos de fierro vaciado, aluminio, bronce, y otros metales
4. ¿Qué utilidad tiene el puente salino? Explique el funcionamiento del mismo. Un puente salino, en química, es un dispositivo de laboratorio utilizado para conectar las semiceldas de oxidación y reducción de una pila galvánica (o pila voltaica), un tipo de
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celda electroquímica. La función del puente salino es la de aislar los contenidos de las dos partes de la celda mientras se mantiene el contacto eléctrico entre ellas. [ Los puentes salinos por lo general vienen en dos tipos: tubo de vidrio y papel de filtro.
5. ¿Cuál es el fundamento teórico del funcionamiento de una pila galvánica vegetal? La batería de limón es un experimento propuesto como proyecto en muchos libros de textos de ciencias. Consiste en insertar, en un limón, dos diferentes objetos metálicos, por ejemplo un clavo galvanizado y una moneda de cobre. Estos dos objetos trabajan como electrodos, causando una reacción electroquímica que genere una pequeña cantidad de electricidad. El objetivo de este experimento es demostrar a los estudiantes cómo funcionan las baterías. Después de que la batería está ensamblada, se puede usar un multímetro para comprobar el voltaje generado. Para producir un efecto más visible, se puede usar la batería para dar energía a un LED. Puesto que el voltaje producido es típicamente insuficiente para encender un LED estándar, dos o más baterías son conectados en serie. Técnicamente ocurren la oxidación y la reducción. En el ánodo, el cinc (zinc) es oxidado: Zn → Zn 2+ - 2 eEn el cátodo, se reduce el cobre: Cu+++ 2e- → Cu Un alternativa común a los limones son las patatas1 o a veces manzanas. Cualquier fruta o vegetal que contenga ácido u otro electrolito puede ser usado, pero los limones se prefieren debido a su mayor acidez. 2 Otras combinaciones de metales (como
magnesio y cobre) son más eficientes, pero usualmente son usados el zinc y el cobre porque son razonablemente seguros y fáciles de obtener. Usar una tira de magnesio en vez del zinc debe duplicar, aproximadamente, la corriente producida en la celda de limón (aproximadamente 240 µA con zinc y cerca de 400 µA con magnesio) y también aumenta levemente el voltaje (0.97 V con zinc y 1.6 V con magnesio). Estos números por supuesto dependen de los limones.
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