Manual de Practicas Electro 2013 2

UNIV UNIVER ERSI SIDA DAD D AUT AUT NOMA NOMA DE QUER QUER TARO TARO FACULTAD DE QUÍMICA

Laboratorio de Electroquímica

CLAVE

Prerequisito

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ACADEMIA DE QUÍMICA

IV. PRACTICAS. Nombre de la práctica: IV.1 Identificación de electrolitos y no electrolitos

Práctica

8 Páginas

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4 a 11

Realizó:

Revisó:

Autorizó:

Fecha:

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Contenido

Página

I. INTRODUCCIÓN

5

II. CONOCIMIENTOS PREVIOS

6

III. OBJETIVO

6

IV. METODOLOGÍA IV. 1. Material y equipo

6

IV. 2. Reactivos y soluciones

7

IV. 3. Requerimientos de seguridad

7

IV.4. Disposición de residuos

8

IV. 5. Procedimiento

8

V. RESULTADOS Y DISCUSIÓN

10

VI. CONCLUSIONES

11

VII. BIBLIOGRAFÍA

11

4

Páginas de la


Laboratorio de Electroquímica ACADEMIA DE QUÍMICA

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I. INTRODUCCIÓN El movimiento de los electrones en un alambre metálico produce corriente eléctrica y no es la única forma de transportar electricidad, existe la teoría de la disociación electrolítica mediante la cual Arrenius trató de explicar la conductividad eléctrica de ciertas disoluciones acuosas. En estas disoluciones la corriente es transportada por los iones disueltos que provienen de la disociación de ciertos compuestos cuando entran en contacto con el agua. A las sustancias que no pueden conducir la electricidad cuando están en estado sólido, pero que pueden hacerlo al disolverse en agua, se les llama electrolitos. Todos los solutos que se disuelven en agua se agrupan en dos categorías: electrolitos y no electrolitos. Se llaman soluciones electrolíticas a todas aquellas en las que el soluto se encuentra disuelto en el solvente formando iones y que conducen la corriente eléctrica. Los electrolitos se disocian en dos tipos de iones: los aniones con carga negativa y cationes con carga positiva, estos son los responsables de la conducción eléctrica, porque en disolución el movimiento de los electrones libres no es como en los metales. Si se sumergen en una disolución electrolítica dos placas o alambres con cargas opuestas, los cationes se moverán al lado negativo y los aniones lo harán al polo positivo. La corriente eléctrica que se establece en la disolución por el movimiento de los iones, se mantiene hasta que el número de cargas acumuladas en su superficie cancela su propia carga y elimina así la atracción eléctrica del polo sobre los iones disueltos. Por ejemplo, en una solución de NaCl, KCl o Na2SO4 no hay ni una sola molécula de cloruro de sodio, cloruro de potasio o sulfato de sodio: NaCl ! Na+ + ClKCl ! K+ + Cl-

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Na2SO4 ! Na+ + Na+ + SO4= El NaCl y el KCl se disocian en 2 iones elementales, mientras que el Na 2SO4 se disocia dando, por un lado, 2 iones sodio y, por el otro, un radical sulfato, que tiene 1 azufre y 4 oxígenos. Esto es debido a la disociación y cómo ésta se relaciona con los tipos de enlace que hay entre las distintas partes de una molécula y con las propiedades o la naturaleza del agua. Un no electrolito electrolito no conduce la corriente eléctrica cuando se disuelve en agua. II. CONOCIMIENTOS PREVIOS. 1.

Investigar la clasificación de los electrolitos.

2.

Definir los conceptos: electrolito, electrolito fuerte, electrolito débil, no electrolito, disociación y grado de disociación.

3.

¿Porqué las sales hacen al agua más conductora de la electricidad?

4.

Explique ¿Cómo es que la electricidad fluye en un metal?

5.

¿Porqué los plásticos, hules y cerámicas no conducen la electricidad? III.

1.

OBJETIVOS

Identificar que sustancias funcionan como electrolitos, no electrolitos o electrolitos débiles, a través de la conductividad de líquidos.

2.

Determinar el efecto de la temperatura y la concentración de soluciones electrolíticas sobre la conducción de la corriente eléctrica. IV.

METODOLOGÍA

IV.1 Material y equipo 6

UNIVERSIDAD AUT NOMA DE QUER TARO FACULTAD DE QUÍMICA


1 Espátula 1 Fuente de poder 1 voltímetro 1 amperímetro 1 termómetro 1 par de pinzas caimán-banana 3 pinzas banana-banana 13 vasos de precipitados de 250 ml 8 matraces aforados de 25 ml 1 plato caliente 5 probetas de 25 ml 3 pipetas graduadas de 1 ml 2 pipetas graduada de 5 ml 3 pipetas graduadas de 10 ml IV. 2. Reactivos y soluciones Agua destilada Hielo Agua de la llave Ácido clorhídrico Ácido acético Hidróxido de sodio Hidróxido de amonio Cloruro de sodio Azúcar Etanol 2 electrodos de níquel IV. 3. Requerimientos de seguridad Bata blanca de algodón 7

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Guantes resistentes a ácidos Lentes de seguridad Mascarilla resistente a vapores Campana de extracción IV.4. Disposición de residuos Reunir en un recipiente las soluciones de ácido clorhídrico y ácido acético, adicionarle las soluciones de hidróxido de sodio y amonio, medir el pH, para poder desechar en el recipiente de sales el pH deberá ser de 7. Las soluciones de sal y azúcar podrán desecharse en el drenaje. IV. 5. Procedimiento Conectar dos electrodos de níquel mediante pinzas caiman-banana y pinzas banana-banana a una fuente de poder, un amperímetro y un voltímetro, de acuerdo a la Figura 1. Encender la fuente de poder y aplicar 10V de corriente alterna (evitar siempre que se toquen los electrodos), una vez impuesta la corriente a los electrodos no se debe de modificar. Formar una celda colocando los electrodos de níquel en los extremos de un vaso de precipitados de 250 ml. Agregar al vaso de precipitados 25 ml de una de las soluciones enlistadas en el cuadro 1, la medición se hará a corriente alterna, AC, leer el valor de la intensidad de corriente en el amperímetro, anotar la lectura en el cuadro 2. Después de medir, sacar los electrodos de níquel enjuagarlos con agua destilada, secarlos con papel absorbente sin frotar, volver a conectarlos y colocarlos en la siguiente solución, medir la intensidad de corriente para cada solución del cuadro 1.

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Fi ura 1. Celda de conductividad

Nota. Las mediciones de las siguientes soluciones de prueba: agua destilada, agua de la llave, ácido acético, hidróxido de amonio, etanol, azúcar y agua de la llave a 15 y 50°C, se harán conectando el amperímetro en la entrada de 200 mA. En el centro del amperímetro se encuentra una perilla que debe girarse en el sentido de las manecillas del reloj y colocarse en la posición de 200 mA corriente alterna ( ). Las mediciones de las siguiente soluciones de prueba: hidróxido de 9



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sodio, cloruro de sodio, ácido clorhídrico 1, 0.5 y 1 M, se harán conectando el amperímetro en la entrada de 10 A y la perilla del centro del multímetro deberá colocarse en 10 ó 20 A corriente alterna, según corresponda.

Cuadro 1. Soluciones de prueba para identificar electrolitos, no electrolitos y electrolitos débiles. 1 Agua destilada 2 Agua de la llave 3 Ácido clorhídrico 0.1 M 4 Ácido clorhídrico 0.5 M 5 Ácido clorhídrico 1 M 6 Ácido acético 0.1M 7 Hidróxido de sodio 0.1M 8 Hidróxido de amonio 1:5 9 Cloruro de sodio 5% 10 Soln. de azúcar al 5% 11 Etanol 12 Agua de la llave a 16°C 13 Agua de la llave a 50°C

V.

RESULTADOS Y DISCUSIÓN

Llenar el cuadro 2 con las mediciones realizadas. Con los resultados obtenidos determine el tipo de electrolito. Realice la discusión de los resultados utilizando los fundamentos teóricos.

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Cuadro 2. Resultados obtenidos para identificar el tipo de electrolito No. Solución de prueba 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13

Intensidad de Corriente (~) mA

Tipo de electrolito

Agua destilada Agua de la llave Ácido clorhídrico 0.1 M Ácido clorhídrico 0.5 M Ácido clorhídrico 1 M Ácido acético 0.1M Hidróxido de sodio 0.1M Hidróxido de amonio 1:5 Cloruro de sodio 5% Soln. de azúcar al 5% Etanol Agua de la llave a 16°C Agua de la llave a 50°C

VI.

CONCLUSIONES

Sacar conclusiones respecto a resultados e importancia de las soluciones electrolíticas. VII.BIBLIOGRAFÍA

11



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Nombre de la práctica: Práctica IV.2 Migración de iones y celdas electrolíticas 2 Realizó: Revisó: Fecha:

Fecha: Contenido

11 Páginas Autorizó: Fecha: Página

I. INTRODUCCIÓN

13


14

III. OBJETIVO

14


15


15


16


16


16


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VI. CONCLUSIONES

18

VII. BIBLIOGRAFÍA

18

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Páginas de la 12 a 18



I.

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INTRODUCCIÓN.

La migración de iones debido a la presencia de un campo eléctrico genera un flujo de iones, esto implica el movimiento de iones positivos hacia el cátodo y de iones negativos hacia el ánodo. Las celdas electrolíticas requieren una aportación de energía eléctrica (en la forma de una fuente de poder o una batería) para producir transformaciones químicas. Estas celdas tienen un equilibrio de potencial de celda negativo y un valor positivo para el cambio de energía libre de Gibbs. El cátodo es forzado para tener un potencial negativo con respecto al ánodo, cuando se conecta el cátodo a la terminal negativa de la fuente de poder. Para conocer si una celda es galvánica o electrolítica se utiliza la siguiente expresión: " E E =

cátodo

! E ! ánodo

iR

En donde iR es conocida como la caída óhmica de potencial y se debe a la acumulación de resistencias en el sistema debida a las distintas conexiones y cambios de fase, si se considera que dicha caída óhmica es insignificante con respecto al resto del sistema se simplifica la expresión: " E E ! E cátodo ánodo =

Para las reacciones de óxido-reducción, si el potencial de reducción del cátodo, es mayor que el potencial del ánodo, se genera una reacción química espontánea. Entonces cuando: !E > 0 la celda es galvánica y cuando

E < 0 la celda es

!

electrolítica. En la mayoría de los casos, la reacción deseada toma lugar en uno de los electrodos y la reacción en el otro electrodo no es productiva, o sirve solo para mantener constante el pH. Existen varias excepciones, una de las más 13



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importantes es la celda cloro-álcali, esta celda produce tres productos: cloro en el ánodo, hidrógeno en el cátodo e iones hidroxilo durante la reacción catódica: 2Cl 2 H 2 O

+

!

Cl 2

"

2e

!

"

+

H 2

2e

+

!

2OH

!

Electrolisis cloro-álcali: La electrolisis cloro-álcali es usada industrialmente para la producción de cloro, hidróxido de sodio e hidrógeno. En este caso es necesario mantener separados el ánodo y el cátodo para evitar que el cloro formado reaccione con el hidróxido de sodio y se forme el hipoclorito. 2OH- + Cl2 ! Cl- + ClO- + H2O Sin embargo parte del cloro formado durante la electrolisis reacciona con el agua: Cl2 + 2H2O ! H3O+ + Cl- HClO II.

CONOCIMIENTOS PREVIOS.

1. Definir: ánodo, cátodo, electrodo, ión. 2. ¿Cómo están constituidas las celdas electrolíticas. a. OBJETIVOS 1.

Identificar el ánodo y cátodo en una celda electrolítica por medio de la migración de iones.

2.

Comprender el funcionamiento de las celdas electrolíticas. IV.

METODOLOGÍA

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IV.1. Material y equipo 1 caja de acrílico de 3 X 7 cm 1 Espátula 1 Fuente de poder 1 Reloj con segundero o cronómetro 1 par de pinzas caimán 2 matraces aforados de 50 ml 2 matraces aforados de 100 ml 1 probeta de 50 ml 2 pipetas graduadas de 1 ml 3 pipetas graduadas de 5 ml 4 pipetas graduadas de 10 ml 2 vasos de precipitados de 50 ml 1 vaso de precipitado de 100 ml 2 vasos de precipitado de 10 ml 1 tijeras para cortar papel 1 marcador indeleble 1 gotero 1 piceta para agua destilada

IV. 2. Reactivos y soluciones 1 electrodo de plomo (1 X 3 cm) 1 electrodo de fierro (clavo 3 cm) o clip no recubierto de plástico) Sulfato de amonio 2 electrodos de grafito de 5 cm Cloruro de sodio Papel filtro Indicador universal 15



"

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Solución de cromato de cobre amoniacal (100 ml, repartir 25 ml por equipo): Pesar 5.06 g de CuSO4" 5H 2O, disolver en agua destilada y aforar a 50 ml; pesar 0.506 g de K 2CrO4, disolver en agua destilada y aforar a 50 ml, tomar 33.2 ml de cada una de las soluciones anteriores y mezclarlas en un vaso de precipitado de 150 ml, agregarle 33.6 ml de sulfato de amonio al 10%. Se obtiene una solución de color verde que consiste de iones [Cu(NH 3)4]2+ (azul oscuro) y iones CrO42- (amarilla). Calentar esta solución y agregar 3 gr de agar bacteriológico hasta su disolución. IV. 3. Requerimientos de seguridad Bata blanca de algodón Guantes resistentes a ácidos Lentes de seguridad Mascarilla resistente a vapores Campana de extracción IV.4 Disposición de residuos

El agar solidificado deberá depositarse en un recipiente para desechos sólidos o en su defecto en el contenedor de sales. Todas las soluciones de sales disponerlas en el contenedor para sales. Todos los electrodos son reutilizables. IV. 5. Procedimiento

A. MIGRACIÓN DE IONES EN UN CAMPO ELÉCTRICO Llenar con la solución de cromato de cobre amoniacal una caja de acrílico (3X7 cm, proporcionada por la maestra), esperar a que solidifique (puede ser necesario ponerla en hielo); dividir la caja en tres secciones iguales y eliminar el agar de los extremos, llenar las dos secciones vacías con la solución de sulfato de amonio al 20%. Insertar en uno de los extremos un electrodo de plomo y conectarlo a la terminal positiva de una fuente de poder, en el otro extremo insertar un electrodo de fierro (clavo o clip) y conectarlo a la terminal negativa de la fuente de poder; 16



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aplicar 15 V (figura 2). Observar los cambios en intervalos de 30 segundos, hasta identificar ánodo y cátodo, así como la migración de iones.

Figura 2. Esquema de la celda electrolítica para observar la migración de iones.

B. CELDAS ELECTROLÍTICAS Electrolisis cloro-álcali 1.

Forme una celda con dos vasos de precipitados de 10 ml, colocando un electrodo de grafito (4 cm) en cada uno.

2.

Conecte los electrodos de grafito a una fuente de poder.

3.

Agregue 5 ml de una solución de cloruro de sodio 1M a cada una de las dos medias celdas.

4.

Una los vasos con un puente de papel filtro (0.3 X 5 cm) y espere a que las dos medias celdas entren en contacto a través de la solución de NaCl que asciende por el papel filtro.

5.

Agregue 3 gotas de indicador universal a cada una de las medias celdas y mezcle. 17



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6.

Aplique 3 V (C.D.).

7.

Observe la generación de gas, perciba el olor y los cambios de color. V.


Hacer un diagrama general de las celdas electrolíticas construidas, indicando las partes de la celda y la dirección del flujo de electrones.

Sección A: a. Indicar que iones migraron migraron hacia cada electrodo. b. Indicar que electrodo funciona como ánodo y cual como cátodo así como sus respectivas cargas. c. Reportar las reacciones balanceadas de óxido-reducción que se llevan a cabo. d. Discuta las observaciones y los resultados

SECCIÓN B: e. Para la celda cloro-álcali reporte las reacciones completas (oxido-reducción) indicando las reacciones del ánodo y cátodo respectivamente, reporte las observaciones realizadas en cuanto a los cambios en las soluciones electrolíticas de cada media celda. Con las observaciones realizadas interprete los cambios de color en la solución electrolítica. Realice la discusión de los resultados utilizando los fundamentos teóricos. VI.

CONCLUSIONES

Elaborar las conclusiones acerca de los fundamentos de las celdas electrolíticas, sus distintas aplicaciones. VII.

BIBLIOGRAFÍA

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Nombre de la práctica: IV.2 Leyes de la electrolisis

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11 Páginas

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Contenido

Página

I. INTRODUCCIÓN

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III. OBJETIVO

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VI. CONCLUSIONES

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VII. BIBLIOGRAFÍA

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III.

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INTRODUCCIÓN.

Michael Faraday descubrió, entre 1831 y 1834, las relaciones cuantitativas entre la carga eléctrica y los pesos de las sustancias consumidas o producidas durante la electrólisis. Estos hallazgos quedaron resumidos en la primera y segunda ley de Faraday para la electrólisis. La primera ley señala que la masa de una sustancia que se deposita o libera durante una reacción electrolítica, es directamente proporcional a la cantidad de carga eléctrica que pasa a través de la celda electrolítica. La segunda ley dice que las masas de diferentes elementos liberados o depositados en los electrodos por la misma cantidad de electricidad, son proporcionales a los pesos equivalentes de los elementos. Actualmente se s e sabe que no se trata de leyes independientes. Los experimentos de Faraday son anteriores a la identificación del electrón. El concepto de electrón, como identidad común a todas las reacciones electrolíticas, permite reducir las leyes de Faraday a una sola afirmación; además permite entender cómo las leyes anteriores están relacionadas con la estequiometría de la reacción en los electrodos. Por ejemplo, las siguientes reacciones de electrodos: +

Ag Cu

2+

3+

Al

"

+

e

+

2e

"

+

3e

"

!

0

Ag

!

Cu

!

Al

0

0

Las leyes sugieren que para depositar un mol de plata se requiere un mol de electrones, mientras que para un mol de cobre se necesitan dos moles de e - y para un mol de aluminio deben consumirse tres.

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La cantidad de carga que corresponde a un mol de electrones es el faradio (F) y equivale a aproximadamente 96,500 culombios. Es así como un faradio de electricidad reducirá a 1 mol de Ag +, 0.5 moles de Cu 2+ y 0.33 moles de Al3+, esto es los pesos equivalentes de los elementos. Por lo tanto, las leyes de Faraday quedan resumidas en el siguiente enunciado: “El paso de un faradio a través de un electrolito descompondrá, liberará o depositará en cada electrodo un equivalente electroquímico de sustancia. IV. 1.

2.

CONOCIMIENTOS PREVIOS. Defina los siguiente términos: !

Equivalente electroquímico

!

Equivalente gramo de un elemento

!

Intensidad de corriente

!

Coulomb

!

Número de Avogadro

Investigue tres aplicaciones industriales de las leyes de la electrolisis de Faraday diferentes a las mencionadas en esta practica.

3. III.

Calcule el equivalente electroquímico de la plata, cobre y aluminio. OBJETIVOS 1. Comprobar experimentalmente las leyes de Faraday sobre electrolisis. 2. Determinar la constante de Faraday y el número de Avogadro.

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V.

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METODOLOGÍA IV.1. Material y equipo 1 equipo Hoffman 1 vaso de precipitados de 500 ml 1 embudo de vidrio 1 matraz volumétrico de 250 ml 1 voltímetro

IV. 2. Reactivos y soluciones Hidróxido de sodio 0.1 M IV. 3. Requerimientos de seguridad Bata blanca de algodón Guantes resistentes a ácidos Lentes de seguridad Mascarilla resistente a vapores Campana de extracción IV.4 Disposición de residuos La solución de hidróxido de sodio se dispone en el contenedor de bases. IV. 5. Procedimiento

Electrolisis del agua. Comprobación de las leyes de la electrolisis a. Arme el equipo Hoffman para electrolisis proporcionado por la maestra (figura 3).

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b. Llene el equipo Hoffman para electrolisis con una solución de hidróxido de sodio 0.1M, empleando un embudo de vidrio. El equipo se llena con aproximadamente 300 ml. c. Conecte una fuente de poder y un amperímetro al equipo de electrolisis. d. Aplique el voltaje suficiente hasta alcanzar una intensidad de corriente de 0.1 a 0.20 A, la cual es suficiente para llevar a cabo la electrolisis (se observará el desprendimiento de los gases hidrógeno y oxígeno de los electrodos), cuide que la intensidad de corriente no rebase los 0.25 A. e. Tome la lectura del amperímetro a tiempo cero y cada 30 seg, hasta obtener un volumen de gas hidrógeno de 30 ml. f. Apague la fuente de poder y anote el volumen de gas y el tiempo total. g. Medir la altura como se indica en la figura 3.

Figura 3.

Equipo Hoffman para electrolisis

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VII.

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RESULTADOS Y DISCUSIÓN a. Reportar todos los datos colectados durante la electrolisis del agua, los datos de tablas necesarios para realizar los cálculos y las formulas a emplear. b. Calcular el número de moles de gas hidrógeno producido. c. Calcular los moles de electrones requeridos para la producción del hidrógeno. d. Calcular la constante de Faraday. e. Calcular el número de Avogadro. f. Realice la discusión de los resultados utilizando los fundamentos teóricos VIII.

CONCLUSIONES

Elaborar las conclusiones acerca de los resultados obtenidos, sus distintas aplicaciones y la eficiencia de los procesos electrolíticos de acuerdo con las leyes de la electrolisis. IX.

BIBLIOGRAFÍA

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Nombre de la práctica: IV.3 Celdas galvánicas

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Contenido

Página

I. INTRODUCCIÓN

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III. OBJETIVO

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VI. CONCLUSIONES

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VII. BIBLIOGRAFÍA

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I. INTRODUCCIÓN. Muchas reacciones de oxidación-reducción pueden llevarse a cabo en forma tal que se genere electricidad. Este es el caso de reacciones de oxidación-reducción espontáneas y acuosas si los agentes oxidante y reductor no son iguales (como en la auto oxidación-reducción del peróxido de hidrógeno), un arreglo de este tipo para la producción de corriente eléctrica recibe el nombre de celda galvánica. Una celda galvánica, también llamada celda voltaica, es aquella en la que una reacción química espontánea genera una tensión eléctrica. Para lograrlo uno de los reactivos debe oxidarse y otro debe reducirse. No debe haber contacto entre ambos, pues de lo contrario los electrones fluirían directamente del agente reductor al agente oxidante. El oxidante y el reductor están físicamente separados, y los electrones son forzados a circular por un circuito externo para ir de un reactivo al otro. Con los potenciales estándar de reducción de los electrodos y la ecuación de Nernst se puede calcular el potencial que tendría una celda galvánica o el que necesitaría una celda electrolítica para funcionar. El potencial de una celda electroquímica es la diferencia entre el potencial de electrodo del cátodo E cátodo, y el potencial de electrodo del ánodo E ánodo; es decir: E

celda

II.

=

E

cátodo

! E

ánodo


2. ¿De acuerdo a la energía libre de Gibbs, cuando se dice que una reacción química ocurrirá espontáneamente? 3. Explicar que es la fuerza electromotriz (fem). 4. De que depende el valor de la fem. 26



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5. ¿Cuáles son las partes de una celda galvánica? 6. Explique como funciona un puente salino en una celda galvánica. 7. ¿Por qué en una celda galvánica no deben mezclarse las soluciones anódica y catódica, pero sí debe permitirse que se difundan los iones? 8. Investigar la ecuación de Nernst y su aplicación a las celdas galvánicas. 9. Investigar la nomenclatura de las celdas galvánicas utilizada en ésta práctica. 10. ¿Qué es una batería? 11. Investigar sobre las aplicaciones de las celdas galvánicas (por ejemplo, pila: eléctrica, primaria, combustible, secundaria, alcalina, batería, solar) y que reacciones se llevan a cabo. 12. ¿Cuáles son las diferencias entre una celda galvánica y una celda electrolítica? III.

OBJETIVOS

1.

Comprender el funcionamiento de las celdas galvánicas.

2.

Predecir en una celda galvánica, cual de las medias celdas funciona como el ánodo y quien como el cátodo.

3.

Utilizar la ecuación de Nernst para el cálculo de fem de las celdas galvánicas. IV.

METODOLOGÍA IV.1. Material y equipo 8 vasos de precipitado de 10 ml 8 matraces aforados de 10 ml 1 pipeta graduada de 1 ml 8 pipetas graduadas de 5 ml 27



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1 voltímetro 1 fuente de poder 1 resistencia de 1500 # 1 tijeras para cortar papel 1 marcador indeleble 1 pinzas finas (pinzas de relojero) 1 par de pinzas caiman-banana 1 piceta para agua destilada IV. 2. Reactivos y soluciones Papel filtro Nitrato de amonio 2 electrodos de Ag (alambre de Ag calibre 12 ó 14 de 5 cm) 1 electrodo de Zn (0.5 X 3 cm) 1 electrodo de Pb (0.5 X 3 cm) 1 electrodo de Cu (0.5 X 3 cm) 1 electrodo de Cu (alambre de Cu calibre 12 ó 14 de 7 cm) 1 electrodo de fierro (clavo o alambre de Fe de 3 a 5 cm) Nitrato de plata Nitrato de Zinc Nitrato de plomo II Nitrato de cobre II Nitrato de fierro II Cloruro de sodio Cloruro de potasio Ácido nítrico Agua destilada IV. 3. Requerimientos de seguridad Bata de algodón Guantes 28



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Lentes de seguridad Mascarilla Campana de extracción IV.4 Disposición de residuos Todas las soluciones de sales disponerlas en el contenedores para sales. Todos los electrodos son reutilizables. IV. 5. Procedimiento

Antes de realizar las mediciones experimentales se calcularán en el laboratorio los potenciales teóricos de cada celda considerando los coeficientes de actividad igual a la unidad. Con estos datos se podrá determinar en que terminal (positiva ó negativa) del voltímetro se debe conectar cada uno de los electrodos. En la figura 4 se muestra una minicelda sencilla de construirse, que consiste de dos pequeños viales (vasos de precipitados de 10 ml) y un puente salino. En los viales se colocan 5 ml de las soluciones de las sales correspondientes a los metales de la celda a medir y se unen por medio de un puente salino hecho de papel filtro (3 mm de ancho) humedecido con una solución de nitrato de amonio 2M. Los electrodos están formados por pequeños alambres ó tiras de metal. Se completa el circuito con un voltímetro y se mide el potencial de celda para cada sistema. El diseño compacto de esta minicelda reduce la resistencia interna de la celda cuando se mida el voltaje, y por lo tanto el voltaje medido es muy cercano al valor teórico de la fem.

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Figura 4. Esquema de una minicelda galvánica

Los sistemas a probar son los siguientes: Cu$Cu2+(0.1M)% Ag+(0.1M)$ Ag Zn$Zn2+(0.1M) %Cu2+(0.1M)$Cu Zn$Zn2+(0.1M) % Ag+(0.1M) $ Ag Fe$Fe2+(0.1M) %Cu2+(0.1M)$ Cu Fe$Fe2+(0.1M) % Ag+(0.1M)$ Ag Pb$Pb2+(0.1M) %Cu2+(0.1M)$ Cu Pb$Pb2+(0.1M) % Ag+(0.1M)$ Ag Ag$ AgCl, Cl-(sat) % Ag+(0.1M)$ Ag (ver Nota 2) Se puede emplear la misma solución y el mismo electrodo para las distintas celdas, cambiando los puentes salinos en cada medición. Las soluciones 0.1 M a preparar serán nitratos del metal en cuestión (5 ml de cada una), en el caso de la sal de fierro será sulfato .

Nota 1: Los electrodos de Zn. Cu y Pb serán proporcionados por la maestra. El electrodo de fierro puede ser un clavo, los dos electrodos de Ag deberán ser adquiridos en una joyería.

Nota 2: Para la última celda se requieren dos alambres de plata (5 cm longitud, calibre 10 ó 12), un alambre de cobre del mismo calibre que los de plata, una resistencia de 1500 #, 10 ml de una solución de NaCl 0.1 M, y 10 ml de una 30



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solución de KCl sat. (aprox. 4.6M). Para la construcción de la media celda

Ag!AgCl, Cl-(sat), se formará una celda electrolítica como sigue: 1. El alambre de plata se enjuaga varias veces en ácido nítrico diluido (1: 5 v/v), posteriormente se enjuaga con agua destilada y se deja secar al aire. 2. Conectar el alambre de Ag a la terminal positiva de una fuente de poder en serie con una resistencia de 1,500 #. La terminal negativa de la fuente de poder se conecta a un alambre de 5 cm de cobre limpio y seco. Ambos alambres son colocados en un vaso de precipitado de 10 ml que contenga 5 ml de cloruro de sodio 0.1M, sumergiéndolos aproximadamente 1 cm en la solución. Se enciende la fuente de poder y se aplican 2V, se deja transcurrir la reacción por dos minutos ó hasta que se forme una capa obscura de cloruro de plata sobre el electrodo de plata. El electrodo de Ag/AgCl obtenido se enjuaga suavemente con agua destilada y se deja secar al aire. 3. El electrodo Ag/AgCl construido con la celda electrolítica ahora será empleado para formar la última celda galvánica: Ag$ AgCl, Cl-(sat) % Ag+(0.1M)$ Ag 4. El electrodo Ag/AgCl se introduce en un vaso de precipitados de 10 ml que contenga 5 ml de la solución de KCl saturada a la cual se le agrega una gota de nitrato de plata 0.1M para formar la media celda Ag!AgCl, Cl-(sat)

(en la práctica 5 se verá que este es un electrodo de referencia) y se conecta mediante un puente salino de papel filtro humedecido con nitrato de amonio (%) a la otra media celda Ag+(0.1M)!Ag. Medir el potencial de esta celda. 5. Tener cuidado en el manejo del electrodo Ag!AgCl, ya que se utilizará en la práctica 7. V.

RESULTADOS Y DISCUSIÓN 31



CLAVE

Prerequisito

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531

1. Hacer un diagrama general de las celdas galvánicas construidas, indicando las partes de la celda, la dirección del flujo de electrones y la migración iónica. 2. Escribir las reacciones que se llevan a cabo en cada una de las celdas galvánicas, balancearlas y calcular la fem de la celda utilizando la ecuación de Nernst. 3. Comparar la fem medida en cada celda galvánica con la calculada teóricamente (calcular el % de error). 4. En términos de voltaje positivo o negativo con respecto al electrodo de hidrógeno, los elementos químicos que tienen un potencial positivo de reducción tienden a ser ______________, es decir a __________electrones, mientas que los que tienen un potencial negativo tienden a ____________, es decir a _____________ electrones. Desde este punto de vista, el voltaje producido por una celda puede ser calculado encontrando la diferencia entre los potenciales de reducción de dos medias celdas. 5. Reportar las reacciones de la celda electrolítica utilizada para elaborar el electrodo Ag/AgCl. Realice la discusión de los resultados utilizando los fundamentos teóricos: •

•

Analice las diferencias encontradas entre los resultados experimentales y los calculados teóricamente. Discuta las diferencias entre celdas galvánicas y electrolíticas.

VI.

CONCLUSIONES

VII.

BIBLIOGRAFÍA

32



CLAVE

Prerequisito

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Nombre de la práctica: IV.4 Electrodos de referencia

Práctica

11 Páginas

5 Realizó:

Revisó:

Autorizó:

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Contenido

Página

I. INTRODUCCIÓN

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35

III. OBJETIVO

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35


36


36


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37


38

VI. CONCLUSIONES

39

VII. BIBLIOGRAFÍA

39

33




I.

CLAVE

Prerequisito

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531

INTRODUCCIÓN

El electrodo de referencia ideal tiene un potencial que es exactamente conocido, constante y completamente insensible a la composición de la disolución del analito. Además, un electrodo de referencia debe ser robusto y fácil de montar, y debe mantener un potencial constante al paso de pequeñas corriente. El electrodo estándar de hidrógeno es el electrodo de referencia universal, respecto al cual se dan los potenciales relativos de semicelda. Ahora bien, para que funcione un electrodo de hidrógeno se necesita una corriente de hidrógeno, que tiene cierto peligro, y la preparación y mantenimiento de una superficie platinizada es difícil. Por todo ello, con frecuencia el electrodo estándar de hidrógeno se sustituye por electrodos de referencia secundarios más cómodos. Se han determinado cuidadosamente los potenciales de estos electrodos de referencia secundarios frente al electrodo estándar de hidrógeno, de modo que los datos obtenidos con estos electrodos pueden transformarse en datos referidos al electrodo estándar de hidrógeno. Los electrodos de referencia deben de reunir determinadas condiciones, aparte de ser manejables y de construcción sencilla, la condición fundamental es que el potencial de equilibrio de la reacción de óxido-reducción (redox) que tenga lugar en ellos, permanezca constante respecto al electrodo de hidrógeno. En estas condiciones, en cualquier momento se podría referir un potencial al del electrodo de hidrógeno o viceversa. Las mediciones electroanalíticas relacionadas con potencial o corriente dependientes de la concentración, se basan en la respuesta de un solo electrodo, ya que la otra media celda idealmente deberá ser independiente de la composición de la solución y de las condiciones ambientales. Esta última media celda es conocida como electrodo de referencia; dos son los electrodos que cumplen con

34



CLAVE

Prerequisito

542

531

estas propiedades y son los más comúnmente usados, el electrodo de calomel y el electrodo de plata-cloruro de plata.

II. 1.

CONOCIMIENTOS PREVIOS Investigar las características que deben poseer los electrodos de referencia.

2.

Explicar como funcionan los electrodos de referencia de Calomel, Ag/AgCl (Cl- sat) y Cu/Cu 2+ y reporte sus Potenciales Estándar de Reducción (Eº).

3.

Investigar las características y el funcionamiento de los electrodos indicadores y electrodos ión selectivo ó de membrana.

4.

Investigar como está constituido un electrodo de vidrio para la medición de pH, sus características, su funcionamiento y los errores comunes en las mediciones.

5.

Investigar en que consisten los electrodos de estado solido, membrana líquida y electrodos sensibles a gases.

III.

OBJETIVOS

Construir un electrodo de referencia de Cu/Cu 2+ empleado comúnmente en análisis cuantitativo que sea

económico, seguro y estable y obtener su

potencial estándar de reducción utilizando un electrodo de calomel saturado. IV.

METODOLOGÍA

IV.1. Material y equipo 1 alambre de cobre de 5 cm calibre 22 35



1 lija 1 plato caliente con agitación 1 matraz aforado de 25 ml 1 vaso de precipitados de 50 ml 1 barra magnética para agitación 1 jeringa de 3 ml 2 vasos de precipitados de 10 ml Papel filtro 1 tubo de ensaye de 10 mm X 5 cm 1 electrodo de calomel saturado 1 tijeras para papel 1 voltímetro 2 puntas de 1 ml para micropipeta Silicón caliente para sellar Papel parafilm IV. 2. Reactivos y soluciones Algodón Nitrato de cobre Cloruro de potasio Agar bacteriológico IV. 3. Requerimientos de seguridad Bata de algodón Guantes resistentes a ácidos Lentes de seguridad Mascarilla Campana de extracción IV.4 Disposición de residuos

36

CLAVE

Prerequisito

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CLAVE

Prerequisito

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531

La solución de agar-Cu(NO3)2, se calienta y se puede desechar en el contenedor para sales. Las soluciones de KCl y Cu(NO 3)2 se reutilizan para almacenar los electrodos. IV. 5. Procedimiento ELECTRODO DE REFERENCIA a.

Un alambre de cobre de 5 cm y calibre 22 se lija hasta que quede brilloso, posteriormente se enjuaga con agua destilada y se deja secar al aire.

b.

A una punta azul para micropipeta colocarle un poco de algodón bien compactado en la punta, de tal forma que si se le agrega agua no gotee (figura 5a).

c.

Se preparan 10 ml de una solución 0.1M de nitrato de cobre y se mezcla con 0.3 gr de agar bacteriológico, se calienta a ebullición hasta la completa disolución del agar, se retira del calor (mantener caliente esta solución impidiendo que se solidifique).

d.

Con una jeringa sin aguja tomar la solución de agar-Cu(NO3)2 y llenar la punta que contiene el algodón

e.

Se introduce el electrodo de cobre en la punta con agar-Cu(NO3)2, evitando que entre aire y se deja que solidifique el agar (figura 5b).

f.

Sellar el extremo superior con un poco de silicón, dejar que solidifique y cubrirlo con un poco de papel parafilm.

g.

Determinar el potencial del electrodo Cu/Cu(NO3)2 contra un electrodo de referencia de calomelanos: formar una celda galvánica colocando en un vaso de precipitados de 10 ml el electrodo de Cu/Cu(NO 3)2 con 5 ml de solución de nitrato de cobre 0.1M, unir esta media celda con papel filtro a otra media celda (vaso de precipitados de 10 ml) que contenga el 37



CLAVE

Prerequisito

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electrodo de calomelanos sumergido en 5 ml de una solución de cloruro de potasio 3M. Medir el potencial de celda con un voltímetro y determinar el potencial del electrodo de referencia Cu/Cu(NO 3)2. h.

Posteriormente el electrodo Cu/Cu(NO3)2 se coloca en un tubo de ensaye que contenga un poco de solución de nitrato de cobre 0.1 M y se tapa con papel parafilm para evitar su evaporación mientras no esta en uso. Nota: utilizar la solución de nitrato de cobre de la media celda galvánica para almacenar el electrodo.

a

b

Figura 5. Punta para micropipeta con el electrodo de cobre. (a) Punta para micropitepta con algodón compactado en la punta. (b) Electrodo de Cu/Cu(NO3)2.

V.


1. Hacer un diagrama de la celda galvánica empleada para medir el potencial estándar de reducción del electrodo de referencia Cu/Cu(NO3)2, indicando ánodo, cátodo y las conexiones con el voltímetro. 2. Haga un dibujo esquemático del electrodo de referencia construido.

38



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Prerequisito

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3. Con el potencial de celda medido calcular el potencial estándar de reducción del electrodo de referencia construido y compararlo con el valor teórico. 4. Discuta la diferencia entre el valor teórico y práctico del electrodo de referencia Cu/Cu(NO3)2 y con ello determine la utilidad del electrodo. VI.

CONCLUSIONES

VII.

BIBLIOGRAFÍA

39



CLAVE

Prerequisito

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531


Nombre de la práctica: IV.4 Medición de potenciales estándar

Práctica

11 Páginas

6 Realizó:

Revisó:

Autorizó:

Fecha:

Fecha:

Fecha:

Contenido

Página

I. INTRODUCCIÓN

41


42

III. OBJETIVO

42


43


43


43


43


44


45

VI. CONCLUSIONES

46

VII. BIBLIOGRAFÍA

46

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III.

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Prerequisito

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531

INTRODUCCIÓN

El principio fundamental que rige el comportamiento de las celdas electroquímicas en su carácter de fuentes de corriente eléctrica, está basado en las reacciones químicas que se llevan a cabo entre los electrodos sumergidos en las soluciones electrolíticas por efecto del paso de corriente eléctrica. Los procesos que tienen lugar en la interfase metal-solución de cualquier metal en contacto con un electrolito, no se pueden medir de una manera absoluta (tiene que ser tan sólo relativa). El metal en contacto con el electrolito tiene, por un lado, tendencia a disolverse, con lo que queda cargado negativamente. Me

"

Me

n+

+

ne

!

,

y, por otro lado, a que iones del electrolito se depositen sobre el metal: Me

n+

+

ne

"

!

Me

,

con lo que se alcanza el equilibrio en un determinado momento: Me

"

Me

n+

+

ne !

Se ha creado, una diferencia de potencial entre el metal y el electrolito. El voltaje o fuerza electromotriz (f.e.m.), suministrada por una celda galvánica, se desiga como Ecelda y es la diferencia de potencial entre sus dos electrodos. El potencial de los electrodos y la f.e.m. de la celda, dependen de las concentraciones de todas las especies que intervienen en las semireacciones de los electrodos. Por ello, se denomina fuerza electromotriz estandar o normal, al valor de E celda cuando las concentraciones de todos los iones implicados en la reacción de la pila es 1M, la presión de los gases, 1 atm y la temperatura, 25 °C. Esta fuerza electromotriz estándar o normal se denomina como E°celda.

41



CLAVE

Prerequisito

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531

Para asignar valores a los potenciales de los distintos electrodos, se requiere un sistema de referencia que cubra distintas cualidades como: sencillo para su construcción, reproducible en sus mediciones y en su comportamiento, reversible. Se encontró que las cualidades anteriores fueron cubiertas por el Electrodo Normal de Hidrógeno, ENH, también denominado Electrodo Estándar de Hidrógeno y ha sido utilizado en todo el mundo durante muchos años como un electrodo de referencia universal. Por convención, al ENH se le asigna un potencial de cero, para asignar valores a los potencial de los distintos electrodos se elige el ENH como semicelda de referencia, por tanto la f.e.m. de una semicelda medida contra este electrodo corresponde a su potencial estándar de reducción. Los potenciales estándar de reducción pueden ser negativos o positivos, un signo negativo significa que los electrones fluyen por el circuito exterior de la semicelda problema hacia la semicelda del ENH, si el signo es positivo significa que los electrones fluyen por el circuito exterior del ENH hacia la semicelda problema. IV.

CONOCIMIENTOS PREVIOS

1. ¿Qué es el potencial estándar de electrodo, Eo? 2. ¿Cómo esta compuesto el electrodo normal de hidrógeno (ENH)? 3. ¿Cómo se mide experimentalmente el potencial estándar? IV.

OBJETIVO

Determinar los potenciales estándar de reducción utilizando tres halógenos como ejemplo (I2/I-, Br 2/Br -, Cl2/Cl-).

42



VIII.

METODOLOGÍA

IV.1. Material y equipo 5 matraces aforados de 10 ml 1 matraz aforado de 25 ml 1 vaso de precipitados de 50 ml 4 vasos de precipitado de 10 ml 1 pipeta graduada de 1 ml 4 pipetas graduadas de 5 ml 1 jeringa de 3 ml Papel filtro 1 tijeras para papel 1 voltímetro 1 fuente de poder IV. 2. Reactivos y soluciones Ioduro de potasio Bromuro de potasio Cloruro de sodio Ácido Clorhídrico 1 electrodo de platino 3 electrodos de grafito IV. 3. Requerimientos de seguridad Bata de algodón Guantes resistentes a ácidos Lentes de seguridad Mascarilla Campana de extracción IV.4 Disposición de residuos 43

CLAVE

Prerequisito

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531


Las soluciones disponerlas en los contenedores para sales y ácidos inorgánicos, respectivamente. Los electrodos son reutilizables. IV. 5. Procedimiento MEDICIÓN DE POTENCIALES ESTÁNDAR Preparar 10 ml de las siguientes soluciones: KI

1M

KBr

1M

NaCl

1M

25 ml de HCl 1M Colocar 5 ml de la solución 1M de KI en un vaso de precipitado de 10 ml, en otro vaso de precipitado de 10 ml colocar 5 ml de la solución 1M de HCl. En el vaso que contiene la solución de KI colocar un electrodo de grafito y en el vaso que contiene el HCl 1M colocar un electrodo de platino, unir los vasos mediante un puente de papel filtro (tira de 3 mm de ancho), conectar a los electrodos a una fuente de poder y un voltímetro (figura 6), aplicar 5 V durante 5 minutos, determinar quién es el ánodo y cátodo de la celda (electrolítica), observar y anotar los cambios en la celda, escribir las reacciones que se llevan a cabo. Una vez transcurrido el tiempo de reacción, apagar la fuente de poder y desconectar la fuente de poder de la toma de corriente; tomar la lectura del potencial de celda en el voltímetro, determinar quién es el ánodo y cátodo en la celda (galvánica) y con ello determinar el potencial estándar del halógeno correspondiente. Repetir el mismo procedimiento para cada uno de los halógenos.

44



CLAVE

Prerequisito

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Fuente de poder

0.000

0…20V

C O M V

- +

- +

HCl 1M Soln. de Halógeno Figura 6. Conexión de la fuente de poder y voltímetro para medir el potencial estándar.

VI.


1. Hacer un dibujo esquematizando de cada una de las celdas construidas identificando ánodo y cátodo tanto para la celda electrolítica como para la galvánica, incluyendo las reacciones de cada una. 2. Comparar los potenciales estándar de reducción teóricos contra los prácticos, calcular el porcentaje de error y explicar las diferencias encontradas.

45



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3. Discuta las ventajas y desventajas del método utilizado para la medición de los potenciales estándar. 4. Explicar porque el potencial de F!/F2 no puede ser medido por este método. Escribir la reacción de reducción del fluor y su correspondiente potencial estándar. 5. De acuerdo a los resultados obtenidos indicar el sentido en el cual incrementa la reactividad de los halógenos, incluyendo al fluor. 6. Elabore una tabla que contenga cuales y que tipo de electrodos se han utilizado hasta la presente práctica y cual ha sido su uso. VII.

CONCLUSIONES

VIII.

BIBLIOGRAFÍA

46



CLAVE

Prerequisito

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Nombre de la práctica: IV.5 Ecuación de Nernst y constante de formación

Práctica

8 Páginas

7

Realizó:

Revisó:

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Fecha:

Contenido

Página

I. INTRODUCCIÓN

48


50

III. OBJETIVO

50


50


51


51


51


51


53

VI. CONCLUSIONES

55

VII. BIBLIOGRAFÍA

55

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I.

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INTRODUCCIÓN

La formación de un complejo metálico en una solución acuosa puede escribirse Mx+(aq) + n Ly-(aq) ! MLn(x+)+n(y-)(aq)

(1)

donde la constante de formación es Kform = [MLn(x+)+n(y-)(aq)] / [Mx+(aq)] [Ly-(aq)]n

(2)

En el caso de las especies que nos interesan en esta práctica tenemos, x=1 y y=0, estas ecuaciones pueden ser abreviadas Ag+ + 2NH3 ! Ag(NH3)2+

(3)

Kform = [Ag(NH3)2+] / [Ag +] [NH3]2

(4)

y

Con el conocimiento de las tres concentraciones en equilibrio se puede calcular Kform. Para la realización de este experimento se debe tener en cuenta lo siguiente: 1. La fórmula de los complejos formados es conocida (por ejemplo: el valor de “n” y “y”); 2. La reacción alcanza el equilibrio rápidamente; 3. Se asume que todos los coeficientes de actividad son igual a uno y los potenciales de unión son despreciables. 4. Un exceso muy grande de ligando es agregado al ión metálico acuoso; 5. La constante de formación, Kform, tiene un valor relativamente muy grande, ya que la concentración al equilibrio de [Ag(NH 3)2+] es prácticamente la misma que la concentración estequiométrica de Ag +, debido a que prácticamente toda la Ag + reacciona;

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6. Las concentraciones de las especies intermedias (aquellas que contienen tanto agua y el nuevo ligando) son insignificantemente pequeñas. Debido a que el ligando esta en exceso, la concentración de equilibrio del nuevo complejo formado esta definido por los milimoles de Ag + usados y el volumen final. La concentración de los ligandos que permanecen libres puede entonces ser determinada desde la ecuación química balanceada. La baja concentración en equilibrio del ión metálico acuoso es el único dato desconocido para determinar Kform, y este puede ser obtenido usando la ecuación de Nernst. La fem (voltaje) de una celda depende de las concentraciones (actividades) de cada una de las especies involucradas en la reacción de celda. La ecuación de Nernst relaciona las concentraciones en una celda a la fem de la celda: E = Eº – [RT ln F] ln Q

(5)

donde E es la fem dada por la diferencia entre los electrodos de la celda; Eº es el potencial estándar de reducción para la celda en volts; R es la constante de los gases (8.314 J mol -1K-1); T es la temperatura; F es la constante de Faraday (9.6437 X 104 J V-1mol-1); n es el número de moles de electrones transferidos a través del circuito externo por las cantidades molares indicadas en la ecuación balanceada; y Q es el cociente de la reacción. A 25 ºC, esto se reduce a E = Eº – [(0.0591)/n] log Q

(6)

En este experimento, la celda empleada es una celda de concentración; esto es, las dos medias celdas están construidas del mismo material, pero difieren en la concentración. Usando electrodos de plata e iones de Ag +, las reacciones de media celda son Oxidación (ánodo): 49

Agº ! Ag+(dil) + e-



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Prerequisito

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Reducción (cátodo):

Ag+(conc) + e- ! Agº Ag+(conc) ! Ag+(dil)

Reacción neta:

(7)

Como Eº = 0.0 para esta celda, la ecuación de Nernst se reduce a Ecelda = - (0.0591 V) log { [Ag +(dil)] / [Ag+(conc)] }

(8)

Entonces la ecuación es usada para calcular [Ag +(dil)] cuando esta solución diluida en el ánodo contiene una mezcla en equilibrio de iones plata, ligando e ión complejo. Esta concentración, [Ag +(dil)], es la parte desconocida de la información necesaria para calcular Kform en el experimento. II.

CONOCIMIENTOS PREVIOS. 1. ¿Cuál es la relación entre E° y la constante de Equilibrio? 2. Investigar el empleo de las celdas galvánicas como detectores químicos.

III.

OBJETIVOS 1. Confirmar la valides de la ecuación de Nernst empleando una celda galvánica de concentraciones conocidas. 2. Determinar de manera directa con una celda galvánica y la ecuación de Nernst la constante de equilibrio de iones complejos de plata.

IV.

METODOLOGÍA IV.1. Material y equipo 1 tijeras para cortar papel 1 pinzas finas (de relojero) 1 vaso de precipitado de 50 ml 50



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2 matraces aforados de 10 ml 1 par de guantes para cirujano 2 puntas para micropipeta 8 Vasos de precipitado de 10 ml 8 Pipetas graduadas de 1 ml 1 Pipeta graduada de 5 ml IV. 2. Reactivos y soluciones Papel filtro Nitrato de potasio Nitrato de plata Hidróxido de amonio 2 electrodos de plata de 5 cm (alambre de plata calibre 12 ó 14) IV. 3. Requerimientos de seguridad Bata de algodón Guantes Lentes de seguridad IV.4 Disposición de residuos Las soluciones de nitrato de plata se disponen en el contenedor para sales. La solución de amoniaco se dispone en el contenedor para bases. IV. 5. Procedimiento 1. Preparar seis puentes salinos: cortar 6 tiras de papel filtro de 0.5 mm X 5 cm y sumergirlas en 10 ml de una solución de nitrato de potasio 1M, estos puentes deben manejarse con pinzas. 2. Se lijan dos electrodos de plata, se lavan con agua destilada y se dejan secar al aire.

51



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Prerequisito

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3. Introducir cada uno de los alambres de plata en una punta para micropipeta de tal forma que solo 1 mm de la punta del alambre quede expuesto.

NOTA: El manejo de los puentes salinos y los electrodos de plata con pinzas o con guantes limpios es indispensable, para evitar que las sales de la piel contaminen las soluciones. 4. Para evaluar la valides de la ecuación de Nernst, se deben hacer varias lecturas: a. Se emplean dos vasos de precipitados de 10 ml limpios y secos, uno para cada media celda. Uno se etiqueta como referencia y otro como solución de prueba 1. b. A cada vaso de precipitado se agregan 5 ml de una solución de nitrato de plata 1M y se sumerge un electrodo de plata en cada uno, se unen con un puente salino, teniendo cuidado que el puente salino no toque los electrodos. Los electrodos se conectan al voltímetro y se toma la lectura. De acuerdo con la ecuación (8), el alumno deberá encontrar que la lectura es __________. c. De la solución de prueba 1 empleada en el inciso (b) tomar 0.5 ml y vaciarlos a otro vaso de precipitados (10 ml) que contenga 4.5 ml de agua desionizada, colocar un pequeño agitador magnético para mezclar y etiquetarlo como solución de prueba 2. d. El electrodo de plata de la solución de prueba 1 se enjuaga, se seca y se coloca ahora en la nueva media celda (solución de prueba 2). e. La media celda de referencia y la media celda de la solución de prueba 2 se unen con un nuevo puente salino, los electrodos se conectan al voltímetro, el estudiante deberá definir el ánodo y el cátodo para encontrar la polaridad de los electrodos con la polaridad del voltímetro y realizar la lectura de la celda, la cual debe ser de alrededor de _______. 52



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f. Se harán otras tres diluciones seriadas, repitiendo el procedimiento del inciso c) al e), tomando los 0.5 ml de la solución de prueba 2 para formar la solución de prueba 3, y así sucesivamente (es importante mezclar perfectamente antes de hacer la medición).

El resultado se deberá comparar con el

calculado previamente.

Nota importante: Guardar la solución de prueba 3 para la formación del complejo diamina de plata. Si se presenta turbidez en las soluciones deben desecharse y volverse a preparar con agua libre de iones cloruro. 5. Determinación de la constante de formación K form para el complejo diamina de plata: a. Media celda para la formación del complejo diamina de plata: agregar a un vaso de precipitados de 10 ml limpio y seco 1.5 ml de amoniaco acuoso 0.1M y 1.5 ml de nitrato de plata 0.01M (solución de prueba 3), colocar un pequeño agitador magnético y mezclar. b. Colocar un electrodo de plata en la media celda del complejo. c. Unir la media celda de referencia y la media celda del complejo con un nuevo puente salino. d. Conectar los electrodos de plata a un voltímetro y medir el voltaje. V.


1. Comparar los resultados prácticos y teóricos para la validez de la ecuación de Nernst, discuta las diferencias encontradas. 2. Reportar y construir una gráfica con los resultados de las lecturas de las celdas galvánicas para la validez de la ecuación de Nernst: graficar !"# 53

!

!"!"# ! !"!"#!

en “x” y



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el potencial de celda en “y”, calcular la pendiente y compararla con la teórica. Discuta el significado de la pendiente y lo que implica la diferencia entre el valor teórico y el practico. 3. Calcular la constante de formación determinando las concen traciones molares en el equilibrio de Ag(NH 3)2+, Ag+ y NH3: a. El potencial medido en el punto 5 inciso d, del procedimiento, utilizarlo para calcular la concentración molar del ión libre Ag +(aq) en la media celda del complejo utilizando la ecuación de Nernst (obtenida prácticamente). b. Con la concentración molar y el volumen final de la solución calcular los milimoles de Ag+(aq) al equilibrio. c. Calcular los milimoles iniciales de Ag +(aq). d. Calcular los milimoles de Ag+(aq) que reaccionaron mediante la diferencia entre los milimoles iniciales y al equilibrio de Ag +(aq). e. Con los milimoles de Ag +(aq) que reaccionaron calcular los milimoles formados del complejo Ag(NH3)2+ y los milimoles de NH 3 que reaccionaron, empleando la relación estequiométrica de la ecuación 3. f. Determinar los milimoles de NH 3 al equilibrio (amoniaco que no reacciona), mediante la diferencia entre los milimoles de NH 3 iniciales y los de NH 3 que reaccionaron. g. Obtener la molaridad del Ag(NH 3)2+ y del NH3 en el equilibrio con los milimoles de ambas especies al equilibrio y el volumen final de la solución. h. Calcular la constante de formación utilizando la ecuación 4. Comparar con el valor teórico, discutir las diferencias y la utilidad de este tipo de celdas. i. ¿Qué indica el resultado obtenido? j. Compare la constante de equilibrio teórica y la obtenida en la practica, discuta las diferencias. 54



VI.

CONCLUSIONES

VII.

BIBLIOGRAFÍA

55

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Nombre de la práctica: IV.6 Termodinámica de una celda galvánica Práctica

7 Páginas

8 Realizó:

Revisó:

Autorizó:

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Fecha:

Contenido

Página

I. INTRODUCCIÓN

57


57

III. OBJETIVO

58


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59


59


61

VI. CONCLUSIONES

62

VII. BIBLIOGRAFÍA

62

56




I.

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INTRODUCCIÓN.

En una celda electroquímica, el potencial de celda E es el potencial químico disponible de las reacciones redox. E se relaciona con el cambio en la energía libre de Gibbs por medio de una constante, &G = -nFE, donde n representa el número de electrones transferidos, F, es una constante (constante de Faraday). A su vez, la energía libre de Gibbs se relaciona con la entropía mediante G = H – TS, donde H es la entalpía y T la temperatura del sistema. Usando estas ecuaciones se puede reescribir el cambio en la energía libre de Gibbs como: !G

=

! H " T !S = !G

o

+

kT ln Q,

y el potencial de celda: E

=

E 0

kT

!

ne

ln Q

Esta es la forma general, para una reacción redox: Ox

+

ne

"

!

Re d ,

E

Q= kT

0

=

E

!

ne

[Re d ] , se tiene entonces la ecuación: [Ox] ln

[Re d ] [Ox]

RT

0

=

E

!

nF

ln

[Re d ] [Ox]

La energía libre de Gibbs es el aumento del trabajo mecánico (u otro) que puede obtenerse de un sistema, es este caso, la ecuación: &G = -nFEcelda, proporciona la relación entre la espontaneidad y las celdas electroquímicas. II.


57



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531


!

Consultar en la literatura los valores para la fem estándar de las medias reacciones de la celda galvánica con la que se pretende trabajar.

!

Calcular la fem a las temperaturas que se trabajaran en esta práctica para la reacción completa, con cada una de las siguientes concentraciones: 0.01, 0.05, 0.075 y 0.1 molar de cloruro de sodio asumiendo que los coeficientes de actividad son uno. Cada equipo deberá traer sus propios cálculos el día de la práctica.

!

Investigar la relación de la termodinámica con una celda galvánica: su relación con la energía libre de Gibbs, la entalpía y la entropía.

!

Investigar que es el coeficiente de temperatura en una celda galvánica.

III.

OBJETIVOS

1. Determinar las características termodinámicas de una celda galvánica. 2. Medir experimentalmente la fuerza electromotriz de una celda galvánica como una función de la concentración del ión cloruro y la temperatura. IV.

METODOLOGÍA

IV.1. Material y equipo 7 matraces aforados de 25 ml 3 vasos de precipitado de 50 ml 2 pipetas volumétricas de 10 ml 1 pipeta graduada de 10 ml 1 plato caliente con agitación 1 recipiente para baño María (Vaso de precipitados de 500 mL) Un tramo de tubo de vidrio de 25 cm y diámetro de 0.5 mm 1 jeringa de 5 ml 58



CLAVE

Prerequisito

542

531

1 voltímetro 1 soporte universal 1 pinzas de tres dedos IV. 2. Reactivos y soluciones Nitrato de potasio Agar bacteriológico Ferricianuro de potasio Ferrocianuro de potasio Cloruro de sodio 1 electrodo de platino 1 electrodo de plata-cloruro de plata IV. 3. Requerimientos de seguridad Bata de algodón Guantes Guantes resistentes al calor Lentes de seguridad IV.4 Disposición de residuos Las soluciones de ferro y ferricianuro de potasio disponerlas en el contenedor de sales. La solución de cloruro de sodio puede ser desechada en el drenaje. El tubo con agar, se calienta en un baño María para licuar el agar, este puede ser desechado en el drenaje, el tubo puede ser reutilizado. IV. 5. Procedimiento Puente salino

Preparar 25 ml de una solución de nitrato de potasio 1 M, agregar 1.25 gr de agar bacteriológico, calentar con agitación en un plato caliente hasta disolver y llenar un tubo en forma de “U”, de tamaño adecuado, de tal forma que se puedan unir dos 59



CLAVE

Prerequisito

542

531

vasos de precipitado de 50 ml que contengan un volumen aproximado de 20 ml cada uno y con una separación entre ellos de por lo menos 8 cm. Celda Galvánica 1. Preparar soluciones de NaCl 0.01M, 0.05M, 0.075M y 0.1 M (elegir una concentración por equipo y preparar 25 ml de cada una). 2. Construya la celda galvánica como se muestra en la figura 7. Coloque en un vaso de precipitados de 50 ml, 10 ml de solución de ferrocianuro de potasio 0.1M y adicione otros 10 ml de ferricianuro de potasio 0.1M, mézclelas perfectamente. Inserte un electrodo de platino. 3. Para la media celda de cloruros, coloque 20 ml de la solución de NaCl en un vaso de precipitados de 50 ml (la concentración dependerá de cuál haya preparado cada equipo). Inserte un electrodo de Ag/AgCl en esta media celda. 4. Una las dos medias celdas con el puente salino y conéctelas al voltímetro. 5. Sumerja la celda que contienen cloruros en un baño María y realice las mediciones de voltaje a las temperaturas de 273, 283, 293, 298, 303, 313 y 323 K. Anote los valores de voltaje para cada temperatura, esperando entre cada medición hasta que obtenga una lectura constante.

Figura 7. Diagrama de la celda galvánica, formada por un electrodo de plata-cloruro de plata en una solución de cloruros y un electrodo de60Platino sumergido en una mezcla de Ferro y Ferricianuro de potasio



V.

CLAVE

Prerequisito

542

531


Utilizar la notación de barras para representar la celda galvánica utilizada. Reporte los resultados de potencial para todas las concentraciones en el cuadro 3. Haga un análisis de sus resultados sobre los cambios de concentración y la fem de la celda con respecto a los valores de la fem en condiciones estándar. Haga un análisis de sus resultados sobre los cambios de la fem de la celda con respecto a la temperatura. Grafique la fem (“y”) contra la temperatura (“x”) para la concentración de cloruro de sodio que probó, haga una regresión lineal de los datos y calcule el coeficiente de temperatura de la fem de la celda. Use estos resultados para calcular el cambio de entropía, entalpía y energía de Gibbs a 25ºC para la concentración de NaCl que utilizó. Cuadro 3. Potenciales de celda medidos a diferentes temperaturas y diferentes concentraciones de cloruro empleando la celda de la figura 7. Ecelda Temperatura, K

Concentración NaCl (M) 0.01

0.05

273 283 293 298 303 313 323

61

0.075

0.1



CLAVE

Prerequisito

542

531

Discuta los resultados de los parámetros termodinámicos y su relación con el comportamiento de la celda galvánica. VI.

CONCLUSIONES

VII.

BIBLIOGRAFÍA

62



CLAVE

Prerequisito

542

531


Nombre de la práctica: IV.7 Proceso de corrosión

Práctica

14 Páginas

9 Realizó:

Revisó:

Autorizó:

Fecha:

Fecha:

Fecha:

Contenido

Página

I. INTRODUCCIÓN

64


67

III. OBJETIVO

67


67


68


68


68


68


73

VI. CONCLUSIONES

76

VII. BIBLIOGRAFÍA

76

63




I.

CLAVE

Prerequisito

542

531

INTRODUCCIÓN.

La corrosión es un fenómeno de destrucción de los materiales, principalmente de los metales, causado por un proceso de óxido-reducción; puede llevarse a cabo en medios iónicos (por ejemplo, la corrosión de una plataforma en agua de mar, que es un medio que contiene gran cantidad de iones) dando lugar a la corrosión electroquímica, o en medios no iónicos (por ejemplo, oxidación de una chimenea en aire a altas temperaturas) originando la corrosión química. En esta práctica se estudiará la corrosión electroquímica, en la que se produce el paso de electrones a través de un sistema, ya que éste es un fenómeno sumamente perjudicial en muchas aplicaciones, aun a temperatura ambiente. Por ejemplo, es frecuente el contacto entre materiales distintos tales como una tubería de cobre conectada a una tubería de hierro o bien a una hélice de bronce en contacto con el casco de acero de una bomba; este efecto de un par galvánico –dos metales de potencial estándar (potencial de reducción) distintos (según la serie galvánica correspondiente)- origina corrientes que favorecen la velocidad de corrosión de uno de los metales. En una corrosión electroquímica, el metal de interés se oxida, pudiéndose disolver en la mayoría de los casos al aplicar un potencial mayor que el potencial de corrosión, E corr con formación de iones; sin embargo, a un potencial menor no hay disolución (el elemento presenta inmunidad). Del mismo modo, si se añade una base a una solución ácida que contenga iones metálicos, al llegar a un cierto pH es frecuente que se empiecen a precipitar óxidos y/o hidróxidos (excepto en los casos en que éstos sean solubles). Estas películas pueden “pasivar” a la superficie y disminuir o detener la corrosión al evitar el intercambio iónico/electrónico con la solución; al aumentar el pH se llega frecuentemente a un cierto umbral por encima del cual los óxidos e hidróxidos precipitados se pueden disolver de nuevo y se vuelve a producir la 64



CLAVE

Prerequisito

542

531

corrosión. Pourbaix diseñó una forma de reunir todos estos datos, para un sistema dado, en un solo diagrama. Para ello recurrió a una representación del potencial en función del pH (figura 8).

Figura 8. Diagrama E-pH (diagramas de Pourbaix)

En éstos diagramas, se observan distintas zonas de estabilidad, entre las que cabe distinguir las de inmunidad, de corrosión activa y de pasividad. La zona de inmunidad, o zona de predominio de las reacciones de reducción, corresponde a la zona donde el material se encuentra en condiciones estables. La zona de corrosión activa se caracteriza por el predominio de las reacciones de oxidación, que causan la destrucción por combinación o disolución continuada del material. El límite entre la zona de inmunidad y la de corrosión activa es gradual, al igual que con la de pasividad. La zona de pasivación, corresponde a una zona de corrosión, donde la fase formada constituye una película protectora, que evita el avance de proceso de 65



CLAVE

Prerequisito

542

531

corrosión. La formación de imperfecciones en la misma (pasivación imperfecta) conlleva la aparición de corrosiones locales (por ejemplo, de picaduras). Pueden estudiarse para todos los metales las zonas de inmunidad, de corrosión activa y de pasivación, pudiendo determinarse para cada caso las condiciones de E-pH que supone tal comportamiento, lo que ayudará en cada caso concreto a diseñar estrategias adecuadas de lucha contra la corrosión. Son muchas las técnicas empleadas para la protección contra la corrosión, ya que se adaptan a la complejidad de las reacciones que intervienen en tales procesos. En general, existen dos técnicas básicas que permiten el control de la corrosión: una basada en un control químico (control del pH), o bien basada en un control eléctrico (control del E), como puede deducirse de los diagramas de Pourbaix. El factor determinante del problema de la corrosión, reside en la presencia no sólo de posibles riesgos de corrosión, sino de velocidades rápidas de destrucción. Por tanto, la protección contra la corrosión deberá no sólo evitar posibles corrosiones (presencia de pares galvánicos, medios agresivos específicos, etc.) que habrá que analizar durante la fase de diseño, sino que deberá también de reducir de forma drástica las velocidades de corrosión. Las condiciones naturales no son solamente las responsables de la corrosión, sino que en muchos casos son efecto combinado de factores externos provocados por el hombre: como la presencia de agentes contaminantes en el suelo o el agua, como las corrientes de fugas o vagabundas provenientes de vías férreas electrificadas, estaciones de alta tensión y baja tensión, otros sistemas de protección catódica, equipos de soldadura, etc. Uno de los métodos más usados para luchar contra la corrosión, son los basados en eliminar la corriente de corrosión mediante el aislamiento de los 66



CLAVE

Prerequisito

542

531

elementos a proteger o protección pasiva y la aplicación de una corriente de protección contraria a la de corrosión o protección catódica. II.


1. Tres definiciones de corrosión. 2. Describir en que consiste el proceso de corrosión. 3. Tipos de corrosión. 4. Efectos de la corrosión. 5. Métodos de prevención de la corrosión. III.

OBJETIVOS

1. Comprender el

proceso de

corrosión desde el punto de

vista

electroquímico. 2. Conocer y aplicar algunos métodos de prevención de la corrosión. 3. Comprender el efecto de la temperatura y el pH en los fenómenos de corrosión. IV.

METODOLOGÍA IV.1. Material y equipo 1 aforado de 10 ml 1 aforado de 25 ml 1 aforado de 250 ml 7 vasos de precipitado de 50 ml 2 pipetas graduadas de 1 ml 3 pipeta graduada de 10 ml 1 plato caliente con agitación 2 pares de pinzas caimán 67



CLAVE

Prerequisito

542

531

1 voltímetro 1 termómetro IV. 2. Reactivos y soluciones Cloruro de sodio 1 electrodo de Zinc 1 electrodo de cobre 1 electrodo de Magnesio 6 electrodos de Fierro (clavos) Ferricianuro de potasio Solución indicadora de fenolftaleína Ácido clorhídrico Cloruro de potasio IV. 3. Requerimientos de seguridad Bata de algodón Guantes resistentes a ácidos Guantes resistentes al calor Lentes de seguridad IV.4 Disposición de residuos La solución ferricianuro de potasio disponerla en el contenedor de sales. Las soluciones de cloruro de sodio y cloruro de potasio pueden ser desechadas en el drenaje. La solución de ácido clorhídrico disponerla en el contenedor de ácidos inorgánicos. Los electrodos son reutilizables. IV. 5. Procedimiento CORROSIÓN EN MEDIO SALINO.

68



CLAVE

Prerequisito

542

531


Se utiliza un líquido amarillo llamado “indicador de corrosión” para observar esta reacción, el compuesto producto de la corrosión torna este indicador en azul prusia. Indicador de corrosión: Ferricianuro de potasio al 1%.

Nota: antes de usar las laminillas deben lijarse un poco y enjuagarse con agua destilada para quitarles la grasa y el óxido que puedan tener. 1. Colocar 20 ml de una solución de NaCl al 3% en un vaso de precipitados. Esto simula agua de mar. 2. Unir con unas pinzas caimán dos láminas de diferente metal (Fe-Cu) de áreas aproximadamente iguales y sumergirlas en el vaso de precipitado (figura 9). 3. Agregar unas gotas de fenolftaleína y 1 ml de solución de K3[Fe(CN)6] al 1% al vaso. 4. Observar los alrededores de los electrodos y anotar los cambios

Nota: en agua de mar los siguientes metales muestran un comportamiento de más activo a más noble como se anota aquí: Mg, Zn, Al, Fe, Sn, Ni, latón, Cu, bronce, monel, Ti, Au, Pt.

Figura 9. Celda galvánica fierro-cobre

69



CLAVE

Prerequisito

542

531

PREVENCIÓN ELECTROQUÍMICA DE LA CORROSIÓN a. Ánodo de sacrificio en medio salino a. Se repite todo el procedimiento anterior pero con tres láminas simultáneamente. Utilizar Zn-Fe-Cu (figura 10). b. Observar los alrededores de los electrodos y anotar los cambios. c. Repetir

el

mismo

procedimiento,

solo

que

utilizando

ahora

el

sistema Mg-Zn-Fe. d. Observar los alrededores de los electrodos y anotar los cambios.

Figura 10. Celda galvánica doble.

b. Ánodo de sacrificio en medio ácido Ácidos con concentraciones más altas que las encontradas naturalmente son usados para acelerar la corrosión y para hacerla visible en un periodo corto de tiempo. La generación de hidrógeno, la cual acompaña la disolución del metal, y los cambios en la apariencia sirven como una medida de la intensidad de la corrosión.

70



CLAVE

Prerequisito

542

531


!

En un vaso de precipitado de 50 ml colocar 20 ml de HCl 1M, colocar los electrodos fierro y cobre como se muestra en la figura 11.

!

Determinar la polaridad (celda galvánica) y el voltaje de la combinación de tres diferentes electrodos: Fe/Cu, Fe/Mg, y Mg/Cu.

Figura 11. Celda galvánica Fe-Cu en medio ácido

c. Por la aplicación de un voltaje III.

Solución de corrosión: colocar en un vaso de precipitados de 50 ml, 20 ml de la solución de cloruro de sodio al 3%, 0.5ml de la solución de ferricianuro de potasio al 1% y unas gotas de solución de fenolftaleína.

IV.

Conecte un electrodo de grafito y un electrodo de fierro a una fuente de poder, el electrodo de grafito al polo positivo y el electrodo de fierro al polo negativo, aplique aproximadamente 2V de corriente directa.

V.

Introduzca los dos electrodos en la solución de corrosión previamente preparada, evite que los electrodos entren en contacto.

VI.

Observe e interprete el proceso que se lleva a cabo en los electrodos.

EFECTO DE LA TEMPERATURA A. Formar dos medias celdas con 20 ml de la solución de cloruro de sodio al 3% cada una. 71



CLAVE

Prerequisito

542

531

B. Colocar en cada media celda un electrodo de fierro previamente lijado y enjuagado con agua destilada. C. Conectar un multímetro a los dos electrodos de fierro. D. Utilizar un puente salino de papel filtro humedecido con una solución de KCl 0.5M para unir las dos medias celdas. E. Agregar a cada media celda unas gotas de fenolftaleína y 1 ml de la solución de ferricianuro de potasio. Esperar unos minutos. Observar y anotar el potencial. F. Sin romper el equilibrio en la celda, ponga a enfriar la media celda conectada a la terminal negativa del voltímetro hasta 5°C, la otra media celda manténgala a temperatura ambiente. G. Cuando la media celda alcance los 5°C, tomé la lectura. H. Ponga a calentar en baño María la media celda que enfrió y tome lecturas de potencial a intervalos de 5°C hasta llegar a 60°C. Observe los cambios y registre sus resultados. I. Observe si sufre cambios a lo largo del intervalo de temperatura el electrodo de Fe de la media celda que se esta calentando. EFECTO DEL pH Es conocido que los metales se disuelven en ácido (por ejemplo, zinc en ácido clorhídrico diluido). Todos los metales con un potencial negativo pueden sufrir corrosión en un medio ácido con una concentración suficientemente elevada de iones H3O+, a no ser que estén protegidos por una capa natural, sellada y estable de óxido o protegidos por algún otro proceso. Sin embargo, aún los ácidos débiles presentes naturalmente, tales como carbónicos con un pH de 5.6 pueden dañar con el paso del tiempo los metales que 72



CLAVE

Prerequisito

542

531

no están protegidos, así como la lluvia ácida que contiene ácido sulfúrico y ácido nítrico con valores de pH de 4.0 o menos. 1. Utilizar tres tubos de ensayo (etiquetar 1, 2 , 3). 2. Colocar en el tubo 1, 3 ml de indicador de corrosión, ajustar el pH a 7.0. 3. Adicionar al tubo 2, 3 ml de indicador de corrosión y 0.13 ml de HCl concentrado para tener una solución aproximadamente 0.5 M de HCl en el indicador. 4. Al tubo 3, agregarle 3 ml de indicador de corrosión y 0.09 gr de NaCl para una concentración al 3% P/V de NaCl en el indicador 5. Introducir al mismo tiempo un clavo en cada uno de los tubos (figura 12), espere unos minutos y observe, comparar la velocidad de reacción en cada uno.

Figura 12. Tubos de ensaye para la prueba de velocidad de corrosión en medio neutro, salino y ácido.

V.


A. Corrosión en medio salino.

73



CLAVE

Prerequisito

542

531


Reportar los cambios observados en los alrededores de las laminillas de la celda Fe-Cu, y las reacciones que revelan estas observaciones. Por medio de las coloraciones obtenidas en la solución en la cercanía de las placas, se puede conocer cuál es el ánodo y cuál, el cátodo; ¿porqué? B. Prevención electroquímica de la corrosión 1.

Ánodo de sacrificio en medio salino

a.

En la celda Zn-Fe-Cu:

•

¿Qué observó?

•

¿Estaba el Zn funcionando como ánodo, cátodo, ninguno o ambos?, ¿porqué?

•

¿Cómo qué electrodo estaba funcionando el Fe?, ¿porqué?

•

¿Concuerda la observación experimental con esta respuesta? Explicar

•

¿Cómo qué electrodo estaba funcionando el Cu?, ¿porqué? b.

2.

En la celda Mg-Zn-Fe.

!

¿Qué observó?

!

¿Cómo qué electrodo estaba funcionando el Mg?, ¿porqué?

!

¿Cómo qué electrodo estaba funcionando el Zn?, ¿porqué?

!

¿Cómo qué electrodo estaba funcionando el Fe?, ¿porqué? Ánodo de sacrificio en medio ácido

Reportar en el cuadro 4, los potenciales de las celdas y la polaridad de los electrodos. Explicar si el cobre y el magnesio inhiben la corrosión del fierro y mediante que método. Reportar las reacciones que se llevan a cabo. Cuadro 4. Polaridad y potenciales de celda en medio ácido.

'E

Ánodo (-)

Fe-Cu

74

Cátodo (+)



CLAVE

Prerequisito

542

531


Fe-Mg Mg-Cu

3.

Por la aplicación de un voltaje

Reporte las observaciones realizadas en la celda grafito-fierro e interprete el proceso que se llevó a cabo en los electrodos. Reporte las reacciones que se llevaron a cabo. C. Efecto de la Temperatura a.

Que se observó después de unos minutos de conectadas las dos medias celda de Fe, ¿cuál fue el potencial de esta celda?, ¿Qué sucede?, ¿Por qué?

b.

Haga un cuadro para reportar las lecturas de potencial a las diferentes temperaturas.

c.

Que cambios observó durante el calentamiento de la media celda

d.

¿Cómo estaba funcionando el electrodo de Fe de la media celda que se encuentra a temperatura ambiente?

e.

¿Qué indica la variación del potencial?

D. Efecto del pH

Cual fue la velocidad de reacción en los tres medios empleados (neutro, ácido y salino). Reporte las reacciones que se llevaron a cabo. E. Incluir en el informe: 1. Explicar el porqué de la corrosión galvánica en la caja de agua de un condensador en el cuál un cabezal de acero está unido a un empaque de bronce y este a una brida de cobre.

75



CLAVE

Prerequisito

542

531

2. Sugerir dos maneras viables para evitar la corrosión galvánica en el ejemplo anterior. 3. ¿Qué otro (s) fenómeno (s) puede (n) ocurrir al aumentar la temperatura (T) en una celda galvánica? 4. Qué importancia tiene en su área el proceso de corrosión. VI.

CONCLUSIONES

VII.

BIBLIOGRAFÍA

76



CLAVE

Prerequisito

542

531


Nombre de la práctica: IV.8 Diagramas de Pourbaix

Práctica

7 Páginas

10 Realizó:

Revisó:

Autorizó:

Fecha:

Fecha:

Fecha:

Contenido

Página

I. INTRODUCCIÓN

78


79

III. OBJETIVO

80


80


81


81


81


81


83

VI. CONCLUSIONES

83

VII. BIBLIOGRAFÍA

83

77




CLAVE

Prerequisito

542

531


I.

INTRODUCCIÓN.

El proceso de corrosión, especialmente en los metales, es un proceso electroquímico,

donde

suceden

reacciones

de

oxidación

y

reducción,

estableciéndose un intercambio de electrones y consecuentemente el paso de corriente eléctrica, a partir de estudios comparativos entre los distintos componentes, bajo condiciones estándares (25°C y 1 bar), contra una semicelda de referencia (ENH) permite conocer la espontaneidad de las reacciones de corrosión y por tanto, la estabilidad de los compuestos. El estudio del comportamiento de los distintos materiales en medio acuoso lo constituyen los diagramas de Potencial de reducción (E) contra pH, también conocido como un diagrama de Pourbaix, el cual es una representación gráfica de todas las especies estables al equilibrio de un sistema acuoso electroquímico, en donde los límites de iones predominantes se representan con líneas. Este tipo de diagramas reciben su nombre en honor a Marcel Pourbaix, el químico ruso que los desarrollo. En éstos diagramas, se observan distintas zonas de estabilidad, entre las que cabe distinguir la de inmunidad, de corrosión activa y de pasividad. La zona de inmunidad, o zona de predominio de las reacciones de reducción, corresponde a la zona donde el material se encuentra en condiciones estables. La zona de corrosión activa se caracteriza por el predominio de las reacciones de oxidación, que causan la destrucción por combinación o disolución continua del material. La zona de pasivación, corresponde a una zona de corrosión, donde la fase formada constituye una película protectora, que evita el avance del proceso de corrosión. En esta practica, durante la electrolisis de una muestra de agua residual, en la que se utiliza un electrodo de fierro y uno de acero inoxidable, el fierro es oxidado a Fe2+ y es nuevamente oxidado a Fe3+. 78



CLAVE

Prerequisito

542

531


Fe

0

"

2+

Fe( aq )

2e

+

!

"

3+

Fe( aq )

+

e

!

(1)

Con la progresión de la electrolisis, la fuerza iónica del medio se incrementa. Simultáneamente, se forma hidrógeno en el cátodo.

2 H 2 O

+

2e !

# H 2 "

+

2OH (!aq )

( 2)

El pH del medio se incrementa como un resultado de este proceso electroquímico. Finalmente, se forma el hidróxido férrico por la reacción entre el Fe 3+ electrogenerado y el OH-.

Fe(3aq ) +

II.

+

"

3OH ( aq )

Fe(OH ) 3( s )

!

(3)


1. Investigue en que consiste un diagrama de potencial-pH, como se elabora y como se interpreta. 2. Elabore paso a paso el diagrama de Pourbaix para el sistema Fe/H2O. Utilizando los potenciales estándar de reducción referidos al ENH. 3. Los datos de los potenciales estándar de reducción del Fe0/Fe2+ y del Fe3+/Fe2+ están referidos al ENH, convertir éstos potenciales a la escala de referencia del electrodo Cu2+/Cu0 que se elaboró en la practica 4. 4. Con los nuevos potenciales estándar referidos al electrodo de referencia Cu2+/Cu0, elaborar paso a paso el nuevo diagrama de Pourbaix para el sistema Fe/H2O. 5. Investigue e incluya en el informe el diagrama de Pourbaix a 25°C para el sistema Fe/H2O, en donde se incluyan los distintos iones solvatados y los principales óxidos e hidróxidos. Describiendo las regiones de estabilidad. 79



CLAVE

Prerequisito

542

531

6. Investigar en que consiste la electrocoagulación y sus aplicaciones.

NOTA: CADA EQUIPO DEBE TRAER EL DÍA DE LA PRACTICA LOS DOS DIAGRAMAS DE POURBAIX. III.OBJETIVOS a. En base en los diagramas de Pourbaix comprender el predominio de diferentes especies metálicas en un sistema acuoso dependiendo de su pH y potencial. b. Basados en la predicción de las especies más estables bajo ciertas condiciones de pH y potencial comprender fenómenos como corrosión y pasivación. IV.

METODOLOGÍA IV.1. Material y equipo 1 Vaso de precipitado de 250 ml 1 Vaso de precipitado de 100 ml 1 electrodo de acero inoxidable (navaja de rasurar de acero inoxidable) Electrodo de fierro de las mismas dimensiones que el electrodo de acero inoxidable Electrodo de referencia Cu2+/Cuo Fuente de Poder Voltímetro Bomba de acuario Medidor de pH Un agitador magnético Un plato con agitación magnética 80



CLAVE

Prerequisito

542

531

IV. 2. Reactivos y soluciones Agua residual Sulfato de sodio Ácido sulfúrico Nitrato de potasio IV. 3. Requerimientos de seguridad Bata de algodón Guantes resistentes a ácidos Lentes de seguridad Zapato cerrado IV.4 Disposición de residuos El agua residual tratada por este método queda libre de contaminantes por lo que puede ser dispuesta en el drenaje. Los lodos residuales del tratamiento pueden ser dispuestos en el contenedor de sales. IV. 5. Procedimiento a. Colocar 150 ml de agua residual en un vaso de precipitados de 250 ml. b. Medir el pH del agua residual, este debe ser de 3-4. Si no es así, ajuste el pH añadiendo gota a gota ácido sulfúrico 1M (almacenado desde la practica 2). c. Agregar a la muestra de agua residual 5 gr de sulfato de sodio y disolver, para aumentar su conductividad. d. Conectar en serie la fuente de poder y un multímetro, conectar al multímetro un electrodo de fierro (ánodo) y uno de acero inoxidable (cátodo). Introducir los electrodos en la muestra de agua residual, para formar una celda electrolítica. Ajustar la escala de la fuente de poder a 1.5V 81



CLAVE

Prerequisito

542

531

y apagarla. Una vez ajustado el potencial no debe ser modificado durante el resto del experimento. e. Poner en contacto el electrodo de referencia Cu2+/Cuo con la muestra de agua residual mediante un puente salino de KNO 3 1M, fabricado con papel filtro, el electrodo de referencia se coloca en la solución en donde se encuentra almacenado (nitrato de cobre 0.1 M). f. Conectar el electrodo de referencia a un voltímetro en serie con la fuente de poder, de tal forma que se pueda monitorear el potencial del electrodo de fierro (figura 13). g. Introducir el electrodo del medidor de pH en la muestra de agua residual. h. Inyectar aire con una bomba para pecera y coloque un agitador magnético, mantenga una agitación suave durante todo el experimento. i. Conectar los electrodos de fierro y acero inoxidable como muestra la figura 13. Encender la fuente de poder y monitorear el pH y el potencial del electrodo de fierro cada 30 segundos, también observe y anote los cambios de color, a los diferentes pHs y potenciales. El número de datos colectados deberán ser suficientes para graficarlos sobre el diagrama de potencial contra pH para el fierro, elaborado con respecto al electrodo de referencia Cu0/Cu2+, de tal forma que permita identificar las zonas de estabilidad y cada uno de los compuestos del diagrama.

82



CLAVE

Prerequisito

542

531

Figura 13. Conexión de la celda electrolítica para la electrocoagulación de agua residual

V.


1. Reportar en una tabla las lecturas experimentales. 2. Graficar las lecturas experimentales en el diagrama de Pourbaix referido al electrodo de referencia Cu0/Cu2+ e identificar en éste las zonas de predominancia de las especies de fierro. 3. Haga un análisis de sus resultados e interprete el diagrama de Pourbaix obtenido. VI.

CONCLUSIONES

VII.

BIBLIOGRAFÍA 83



CLAVE

Prerequisito

542

531


Nombre de la práctica: IV.9 Titulación potenciométrica ácido-base Práctica

10 Páginas

11

84 a 92

Realizó:

Revisó:

Autorizó:

Fecha:

Fecha:

Fecha:

Contenido

Página

I. INTRODUCCIÓN

85


88

III. OBJETIVO

88


88


89


89


90


90


91

VI. CONCLUSIONES

92

VII. BIBLIOGRAFÍA

92

84

Páginas de la



I.

CLAVE

Prerequisito

542

531

INTRODUCCIÓN.

Medidas Potenciométricas directas. Los métodos en los cuales el potencial de celda de la solución problema es comparado con uno o más estándares, son rápidos, simples y fácilmente automatizados. Por ejemplo, la medición de pH es la aplicación más común, en éste, son utilizadas una o mas soluciones buffer para calibrar el pH-metro (potenciómetro). En todas estas mediciones, la calibración involucra la evaluación de la constante k’ en la ecuación Ecelda

=

k '

0.059V

!

n

log X

donde X representa la actividad de las especies.

Titulaciones potenciométricas. Los metodos potenciométricos están basados en la medida de la diferencia de potencial entre dos electrodos introducidos en una solución. Los electrodos y la solución constituyen lo que se conoce con el nombre de celda electroquímica. La estequiometría o el punto de equivalencia puede ser localizado por medio del seguimiento de los cambios de potencial de celda (E celda) durante el curso de una titulación, donde el electrodo indicador responde a uno de los reactivos o productos. Una gráfica de E celda contra el volumen de titulación agregado proporciona una curva característica de “forma-S” (figura 14a) debido a la relación logarítmica entre el E celda y la actividad. Si los reactantes están en una relación 1:1 mol, la curva es simétrica y el punto de equivalencia es el puntomedio de la inflexión. Esto es verdad para todas las titulaciones ácido-base, plata-haluros y muchas otras titulaciones. Donde la relación molar no es 1:1, se produce una curva asimétrica y el punto de equivalencia no coincide con el punto de inflexión. El error en el que se incurre cuando se supone que el punto de equivalencia y el punto de inflexión coinciden es de menos de 1%. Las 85



CLAVE

Prerequisito

542

531

figuras 14b y 14c muestran las curvas de la primera y segunda derivada de una curva de titulación simétrica respectivamente. Estas pueden ofrecer algunas ventajas en la localización del punto de equivalencia. Sin embargo, la localización precisa del punto de inflexión depende del número de datos cercanos al punto de equivalencia con que se cuente, donde el potencial es probablemente inestable debido a la baja concentración de las especies electroactivas.

Figura No. 14. Curvas de titulación potenciométrica. (a) Curva normal. (b) Curva de la primera derivada. (c) Curva de la segunda derivada.

Las titulaciones potenciométricas producen resultados más precisos que la mediciones directas, hasta un 0.2% mejor. Esto es debido a que se tiene un gran número de datos de Ecelda.

Titulaciones ácido-base. La magnitud del cambio de potencial en el punto de equivalencia depende de la fuerza del ácido y la base involucrada. Las curvas para la titulación de ácidos con valores de pKa entre 4 a 10 empleando una base fuerte como titulante se pueden observar en la figura 15. El tamaño de la inflexión disminuye conforme los ácidos llegan a ser débiles (pK a grande) hasta para un pK a > 10 es difícil de 86



CLAVE

Prerequisito

542

531

detectar el punto de equivalencia. Un efecto similar ocurre para la titulación de bases débiles con un ácido fuerte. El método potenciométrico puede ser muy útil para titular mezclas de ácidos o ácidos polipróticos, en donde un indicador visual mostraría solo un cambio de color. También puede ser utilizado para titular la sal de un ácido o base con un ácido o una base fuertes, por ejemplo, en la estandarización de una solución de ácido hidrobromico con acetato de sodio para la determinación de un epoxido. Los datos de titulación pueden ser utilizados para calcular el pK a y el peso equivalente de una parte desconocida del ácido disociado, HA. Además, HA = H + + A- y en un punto a la mitad de la titulación

[ HA] "

Ka

=

H =

+

A

!

A

!

HA

=

[H ] +

o pK a

=

pH

Fig. 15 Curvas de Titulación ácido-base

87



II.

CLAVE

Prerequisito

542

531


1. Investigar las bases de las titulaciones titulaciones potenciométricas ácido-base. 2. Cuál es la diferencia entre el punto final y el punto de equivalencia. 3. Investigar en que consiste el método de la segunda derivada para determinar el volumen en el punto de equivalencia en una titulación. III.

OBJETIVOS 1. Construir un electrodo mediante la electrosíntesis de una película de polianilina (PA) sobre una barra de grafito. 2. Calibrar el electrodo de polianilina. 3. Realizar una titulación potenciométrica ácido-base ác ido-base para obtener información acerca de la composición de una solución mediante la determinación de la diferencia de potencial que se genera entre dos electrodos. 4. Determinar el punto final y el punto de equivalencia.

IV.

METODOLOGÍA IV.1. Material y equipo 2 vasos de precipitado de 50 ml 4 vasos de precipitado de 10 ml 2 vasos de precipitado de 100ml 2 pipetas graduada de 1 ml 4 pipetas volumétricas de 10 ml 1 bureta de 25 ml 1 soporte universal 1 pinza para bureta 88



CLAVE

Prerequisito

542

531

1 plato caliente con agitación 1 agitador magnético pequeño 1 matraz aforado de 10 ml 4 matraces aforados de 25 ml Una fuente de poder 1 voltímetro 1 electrodo de referencia de Cu2+/Cu0 1 electrodo de acero inoxidable 1 electrodos de grafito de 4 cm IV. 2. Reactivos y soluciones Hidróxido de sodio Ácido sulfúrico Anilina Biftalato de potasio. Investigar como se prepara una solución 0.1M (patrón primario). Soluciones buffer de pH 4.0, 7.0 y 10.0 Tiosulfato de sodio. Investigar como se prepara una solución 0.1 N en: Day, Química Analítica Cuantitativa, 1986. Papel indicador de pH Ácido acético Solución de yodo-yodurado. Investigar como se prepara una solución 0.1 N en: Day, Química Analítica Cuantitativa, 1986.

IV. 3. Requerimientos de seguridad Bata de algodón Guantes resistentes a ácidos Lentes de seguridad Mascarilla para vapores Zapato cerrado 89



CLAVE

Prerequisito

542

531

IV.4 Disposición de residuos La solución de ácido sulfúrico-anilina, se dispone en el contenedor de ácidos. La solución de la celda de titulación ácido-base se neutraliza y se desecha en el drenaje. IV. 5. Procedimiento I. Construcción del electrodo de polianilina. Colocar 10 ml de una solución de ácido sulfúrico 1M en un vaso de precipitados de 50 ml y agregar 0.1 ml de anilina, mezclar la solución hasta la disolución de la anilina. Colocar esta solución en un vaso de precipitados de 10 ml y sumergir un electrodo de grafito de 5 cm de longitud y un electrodo de acero inoxidable (navaja de rasurar), conectar una fuente de poder, la terminal negativa a el electrodo de acero inoxidable y la terminal positiva a el electrodo de grafito, aplicar 2 volts por 30 seg a 1 min. Retirar el electrodo de grafito, dejar secar, enjuagarlo en el chorro del agua corriente, posteriormente enjuagarlo con agua destilada, en ambos casos no se debe frotar el electrodo.

Calibración del electrodo de polianilina. 1. Calibración. Conectar el electrodo de pH (polianilina-gráfito) (polianilina-gráfito) a la terminal positiva de un voltímetro y el electrodo de referencia Cu/Cu II a la terminal negativa. Sumergir los electrodos en disoluciones buffer de pH = 4.0, pH = 7.0 y pH = 10; registrar los valores de &E. 2. Hacer la gráfica pH (“x”) vs &E y determinar la pendiente, el electrodo de polianilina podrá ser usado para la titulación dependiendo de este resultado.

Normalización de NaOH con biftalato de potasio. 1. En un vaso de precipitados de 100 ml colocar 10 ml de una disolución de biftalato de potasio 0.1M (patrón primario) y 10 ml de agua destilada,

90



CLAVE

Prerequisito

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531

colocar y fijar el electrodo de referencia Cu/Cu II y el electrodo de polianilina y conectarlos a un voltímetro. 2. Colocar la celda sobre un plato con agitación constante. 3. Titular con NaOH 0.1 M, en incrementos de 0.5 ml hasta completar 20 ml, medir el &E entre cada adición. V.


Reportar en tablas todos los datos experimentales. Con los datos de la calibración del electrodo de polianilina, elaborar la gráfica de &E vs pH, calcular la pendiente y reportar la ecuación de la recta. Interprete y discuta los resultados. !

Transformar las diferencias de potencial medidos en la titulación ácido-base a unidades de pH utilizando la ecuación de calibración del electrodo de polianilina. Analice los resultados. ! Elaborar la gráfica &E (“y”) vs V (“x”) y la gráfica pH (“y”) vs V (“x”). Analice las gráficas. ! Con los datos de &E y volumen determinar el volumen del punto final (volumen en el que se observa el mayor cambio físico). ! Determinar el volumen del punto final por el método de la primer derivada. ! Discuta las diferencias entre los dos métodos empleados para determinar el volumen en el punto final. ! Determinar el punto de equivalencia utilizando el método de la segunda derivada. Incluir los cálculos y las gráficas de la primera y segunda derivada. ! Con el volumen del punto de equivalencia calcular la concentración exacta y el título de la disolución de NaOH. Discuta las diferencias e implicaciones que tiene el utilizar el volumen en el punto final y el volumen en el punto de equivalencia. 91



VI.

CONCLUSIONES

VII.

BIBLIOGRAFÍA

92

CLAVE

Prerequisito

542

531



CLAVE

Prerequisito

542

531


Nombre de la práctica: IV.9 Titulación potenciométrica redox

Práctica

10 Páginas

12

93 a 97

Realizó:

Revisó:

Autorizó:

Fecha:

Fecha:

Fecha:

Contenido

Página

I. INTRODUCCIÓN

94


94

III. OBJETIVO

95


95


95


96


96


96


97

VI. CONCLUSIONES

97

VII. BIBLIOGRAFÍA

97

93

Páginas de la



I.

CLAVE

Prerequisito

542

531

INTRODUCCIÓN.

El electrodo de platino es uno de los electrodos más empleados en las titulaciones redox. Los electrodos indicadores de platino responden a la proporción de formas oxidadas/reducidas, como por ejemplo a oxidantes como Ce

4+

,

como

MnO4

!

,

2!

Cr 2 O7

,

I 2

3!

,

Fe(CN ) 6

Fe 2 , AsO33! , Ti 3 +

+

y

S 2 O32! .

,

IO3

!

Las

,

BrO3

!

curvas

y reductores tales de

titulación

son

frecuentemente asimétricas debido a la estequiometria de la reacción, pero el error es pequeño (< 1%), o puede ser eliminado por la titulación de estándares. Si los potenciales de titulación de dos especies difieren por más de 0.2V, se observarán separadas la inflexiones, cuando se titule la mezcla, por ejemplo, la titulación de Fe

2+

y Ti

3+

con permanganato de potasio.

Algunos sistemas redox son lentos para alcanzar el equilibrio en el electrodo de platino después de la adición de un incremento de titulante, por ejemplo: 3+

Cr

2!

Cr 2 O7

, Mn

2+

MnO4

!

2!

, S 2 O3

2!

S 4 O 6

Para las titulaciones que involucran esas especies, la respuesta puede ser mejorada por medio de una celda formada por un par de electrodos de platino idénticos y controlando un paso de corriente muy pequeño (~5 ( A) entre los dos electrodos durante la titulación. Como la electrolisis es insignificante, la composición de la solución no es virtualmente afectada por el paso de la corriente. El cambio en la curva de titulación es usualmente grande y puede ser de 100 a 200 mV o más. II.


1. Investigar las bases de las titulaciones potenciométricas redox.

94



CLAVE

Prerequisito

542

531

2. Investigar los indicadores utilizados en las reacciones de oxidaciónreducción, clasificación y características. III.

OBJETIVOS a. Realizar una titulación potenciométrica redox para obtener información acerca de la composición de una solución mediante la determinación de la diferencia de potencial que se genera entre dos electrodos. b. Normalización de una solución de yodo-yodurado con tiosulfato de sodio y autoindicación. c. Determinar el punto final y el punto de equivalencia.

IV.

METODOLOGÍA IV.1. Material y equipo 2 vasos de precipitado de 50 ml 1 vasos de precipitado de 100ml 2 pipetas graduada de 1 ml 2 pipetas volumétricas de 10 ml 1 bureta de 25 ml 1 soporte universal 1 pinza para bureta 1 plato caliente con agitación 1 agitador magnético pequeño 2 matraces aforados de 25 ml 1 voltímetro 1 electrodo de referencia de Cu2+/Cu0 1 electrodo de grafito de 4 cm IV. 2. Reactivos y soluciones 95



CLAVE

Prerequisito

542

531

Tiosulfato de sodio. Investigar como se prepara una solución 0.1 N en: Day, Química Analítica Cuantitativa, 1986. Papel indicador de pH Ácido acético 0.1N Solución de yodo-yodurado. Investigar como se prepara una solución 0.1 N en: Day, Química Analítica Cuantitativa, 1986.

IV. 3. Requerimientos de seguridad Bata de algodón Guantes resistentes a ácidos Lentes de seguridad Mascarilla para vapores Zapato cerrado IV.4 Disposición de residuos La solución de la celda de titulación redox disponerla en el contenedor de sales. IV. 5. Procedimiento 1. Conectar un electrodo de grafito y un electrodo de referencia Cu/Cu II a un voltímetro. 2. Colocar 10 ml de una solución de tiosulfato de sodio 0.1N y 10 ml de agua destilada en un vaso de precipitados de 100 ml, medir el pH, este debe ser ligeramente ácido (pH = 6), si no es así, adicionar gota a gota ácido acético 0.1 N hasta alcanzar el pH (la solución debe permanecer transparente, si llega a enturbiarse se debe desechar y preparar de nuevo). 3. Titular con yodo-yodurado 0.1N, en incrementos de 0.5 ml hasta 20 ml, medir el &) entre cada adición.

96



V.

CLAVE

Prerequisito

542

531


Reportar en tablas todos los datos experimentales. !

Con los datos de &E y volumen determinar el volumen del punto final (volumen en el que se observa el mayor cambio físico).

!

Elaborar la gráfica &) (“y”) vs V (“x”).

!

Determinar el volumen del punto final por el método de la primer derivada.

!

Determinar el volumen del punto final por el método de la primer derivada.

!

Determinar el volumen en el punto de equivalencia utilizando el método de la segunda derivada. Incluir los cálculos y las gráficas de la primera y segunda derivada. Con el volumen en el punto de equivalencia calcular la concentración y el titulo de la disolución de yodo.

!

VI.

CONCLUSIONES

VII.

BIBLIOGRAFÍA

97



CLAVE

Prerequisito

542

531


Nombre de la práctica: IV.10 Titulación conductimétrica

Práctica

7 Páginas

13 Realizó:

Revisó:

Autorizó:

Fecha:

Fecha:

Fecha:

Contenido

Página

I. INTRODUCCIÓN

99


100

III. OBJETIVO

101


101


101


101


102


102


103

VI. CONCLUSIONES

104

VII. BIBLIOGRAFÍA

104

98




I.

CLAVE

Prerequisito

542

531

INTRODUCCIÓN.

La conducción de una corriente eléctrica a través de una solución de un electrolito involucra la migración de especies cargadas positivamente hacia el cátodo y especies cargadas negativamente hacia el ánodo. La conductancia de una solución, que es una medida del flujo de corriente que resulta de la aplicación de una fuerza eléctrica dada, depende directamente del número de partículas cargadas que contiene. Todos los iones contribuyen al proceso de conducción, pero la fracción de corriente transportada por cada especie está dada por su concentración relativa y su movilidad inherente en el medio. El agregado de un electrólito a una solución de otro electrólito bajo condiciones que no producen un cambio apreciable en el volumen, afectará la conductancia de la solución dependiendo de si ocurren o no reacciones químicas. Si no ocurre una reacción iónica, tal como en el agregado de una sal simple a otra (por ejemplo, agregar cloruro de potasio a una solución de nitrato de sodio), la conductancia simplemente aumentará. Si ocurre una reacción iónica, la conductancia puede aumentar o disminuir; en efecto, con el agregado de una base a un ácido fuerte, la conductancia decrece debido al reemplazo del ión hidrógeno de alta conductividad por otro catión de conductividad más baja. Este es el principio subyacente en las titulaciones conductimétricas, es decir, la sustitución de iones con cierta conductividad por iones con diferente conductividad. Durante el progreso de la neutralización, precipitación, etc., en una titulación conductimétrica, se puede esperar, en general, cambios en la conductividad y ello se puede emplear para determinar el punto final. Una titulación conductimétrica implica la medición de la conductancia de la muestra luego de sucesivos agregados de reactivo titulante. Se determina el punto final en un gráfico de conductancia o conductancia específica en función del volumen de titulante agregado. Estas curvas de titulación tienen una variedad de formas, dependiendo 99



CLAVE

Prerequisito

542

531


del sistema químico en investigación. En general, sin embargo, están caracterizadas por porciones de líneas rectas con pendientes diferentes a cada lado del punto de equivalencia. Para establecer un punto final conductimétrico, se requieren suficientes mediciones experimentales para definir la curva de titulación. Luego de corregir el cambio de volumen, se grafican los datos de conductancia en función del volumen de reactivo titulante. Posteriormente se extrapolan las dos porciones lineales y se obtiene el punto de equivalencia en la intersección de ambas. En esta práctica durante la neutralización de ácidos con bases, los iones oxonio e hidróxido se combinan para formar (virtualmente) agua no disociada H 3 O

+

+

Ácido clorhídrico

Cl

"

+

+

Na

+

+

OH

"

Hidróxido de sodio

!

!

Na

+

+

Cl

Cloruro de sodio

"

+

+

H 2 O

Agua no disociada

Por consecuencia, durante la titulación los cambios en la conductividad, proviene de la secuencia dentro de la reacción. Mediante el monitoreo de la conductividad durante la titulación (titulación conductimétrica), el punto de equivalencia puede ser determinado con facilidad y la concentración de uno de los reactivos puede ser determinada si se conoce la del otro. II.


1.

Explicar en que consisten las titulaciones conductimétricas.

2.

Presentar y explicar tres ejemplos de titulaciones conductimétricas diferentes a las de ácido fuerte-base fuerte. Incluya ejemplos gráficos de las titulaciones. 100



3. III.

CLAVE

Prerequisito

542

531

Investigar las aplicaciones de las titulaciones conductimétricas. OBJETIVO

Realizar una titulación ácido-base mediante seguimiento conductimétrico y determinar el punto de equivalencia. IV.

METODOLOGÍA IV.1. Material y equipo 1 Vaso de precipitado de 250 ml 1 vaso de precipitado de 100 ml 2 matraces aforados de 25 ml 1 pipeta volumétrica de 5 ml 1 pipeta volumétrica de 50 ml 1 bureta de 25 ml 1 soporte universal 1 pinzas para bureta 2 electrodos de níquel 1 plato caliente con agitación 1 agitador magnético Una fuente de poder 1 voltímetro 1 amperímetro IV. 2. Reactivos y soluciones Ácido Clorhídrico Hidróxido de sodio IV. 3. Requerimientos de seguridad Bata de algodón 101



CLAVE

Prerequisito

542

531

Guantes resistentes a ácidos Lentes de seguridad Mascarilla para gases Zapato cerrado IV.4 Disposición de residuos La solución de la celda se neutraliza con ácido clorhídrico y se desecha en el drenaje. IV. 5. Procedimiento En este caso, un gran volumen es utilizado y el efecto de dilución es ignorado. 1. Colocar dos electrodos de níquel en los extremos de un vaso de precipitado de 250 ml, conectarlos a una fuente de poder, un amperímetro y un voltímetro, la medición se hará a corriente alterna, AC, (Figura 16). 2. Colocar en una bureta de 25 ml hidróxido de sodio 1M. 3. Adicionar a la celda 50 ml de agua destilada y agregarle con una pipeta volumétrica 5 ml de ácido clorhídrico (aprox. 1M) 4. Colocar la celda en un plato de agitación y mantener la agitación constante. 5. Encienda la fuente de poder, ajuste el voltaje (AC) hasta alcanzar una intensidad de corriente de 50 mA (aproximadamente entre 1-2 V), anotar el voltaje aplicado, la intensidad del flujo de corriente debe ser medida, y anotada. 6. Adicione 1 ml de la solución de hidróxido de sodio, lea la intensidad de corriente y anótela, posteriormente si el voltaje inicial aplicado cambió ajústelo nuevamente a el valor inicial.

102



CLAVE

Prerequisito

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7. Adicionar otro ml de la solución de NaOH y lea la intensidad de corriente, ajuste el voltaje al inicial si es necesario, proceda de la misma forma hasta haber agregado 10 ml de solución de hidróxido de sodio.

Figura 16. Celda de conductividad

V.

RESULTADOS Y DISCUSIÓN 1. Reportar el volumen de hidróxido de sodio agregado a la celda y las lecturas de amperaje en el cuadro 5. 103

Manual de Practicas Electro 2013 2

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