UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO FACULTAD DE QUÍMICA
CAMPOS SILVA RODRIGO
GRAJALES AVILA CINTHIA HELYDE
Laboratorio de Química Analítica I
Construcción de escalas de potencial y su aplicación a la predicción
“
de reacciones
”
Semestre 2015-2
Objetivos Construir celdas electroquímicas y medir la diferencia de potencial que las reacciones de oxidación/reducción acaecidas en los electrodos respectivos generan, de modo que se tenga una idea clara de cuáles reacciones son cuantitativas y cuáles no lo son, identificando en el proceso los factores que influyen en esta característica.
Registro de Datos y Observaciones Experimentales Primera parte:
La reacción Zn 2+ + Fe0 no ocurre. La reacción Cu 2+ + Fe0 sucede de manera visible: primero presenta el clavo de hierro una coloración rojiza, la cual se torna negruzca conforme pasa el tiempo, y posteriormente, la disolución pierde la coloración azulada característica del ión Cu 2+ acuoso y se forma una sustancia medianamente soluble en agua de color amarillo.
Segunda parte:
E0Fe: -0.41 V; E 0Cu: +0.34 V; E 0Zn: -0.76 V. (Teórico) Celda K Q 2+ 0.35 V 0.46 V 1 1 Zn/Zn 2+ Fe /Fe 1.10 V 1.07 V 1 1 Zn/Zn 2+ 2+ Cu /Cu 0.76 V 0.69 V 1 1 Fe/Fe 2+ 2+ Cu /Cu Todas las reacciones ocurren, algunas de manera más visible que otras, pero es posible observar cambios en los metales después de sucedidas, como en el caso del Fe, el cual se torna menos brillante. En el caso de la celda de Fe/Cu el clavo de Fe fue el ánodo, mientras que en las celdas Fe/Zn y Cu/Zn, el ánodo fue la barra de Zn.
Tercera parte: Par Rédox Ag+/Ag Fe +/Fe Cu +/Cu NO3/NO2Fe2+/Fe Ni2+/Ni Zn2+/Zn
+
(calomel) +0.45V (0.1M) +0.46V (0.1M)
+0.04V (0.1M) +0.17V (0.1M)
(calomel) +0.55V (0.1M) +0.53V (0.1M) +0.10V (1.0M) +0.70V (0.1M)
-0.52V (1.0M) -0.15V (0.1M) -1.00V (1.0M)
-0.20V (1.0M) -0.01V (0.1M) -1.00V (1.0M)
Análisis de resultados Primera parte: Basta mirar el clavo de hierro limado del tubo de ensaye de la reacción Zn + Fe para saber que ésta no ocurre. Esto es debido a que la diferencia de potencial entre los dos pares rédox es negativa, lo cual implica que se requiere de una inversión energética para que pueda dicha reacción acaecer. En cuanto a la segunda reacción, en efecto se lleva a cabo, y se forma Cu y Fe2+. A su vez, el Fe 2+ puede reaccionar con el O 2 del aire para formar agua y Fe3+, el cual, finalmente, puede formar óxido de hierro (III) y precipitar como la sustancia amarilla que se observa. En el laboratorio se agregó – SCN, el cual se coordina con el Fe 3+ formado para precipitar como la sustancia rojiza que se observa en la fotografía anexa, lo cual pone inequívocamente en evidencia la formación de dicho ion a partir de Fe 2+, el cual, a su vez, es producto de la reacción de la solución con el clavo. 2+
Figura 1. De izquierda a derecha. Solución de hierro II contaminada con la prueba de SNC, prueba con SCN a la solución de Cu con el clavo, solución de Cu con el clavo después de una hora
Segunda parte: La reacción de Zn/Cu presenta una diferencia de potencial ligeramente menor a la esperada. Esto se debe a la presencia de impurezas en las disoluciones preparadas, aunque en realidad no afectan mucho el resultado obtenido. La reacción de Zn/Fe presenta una diferencia de potencial más elevada de lo esperado, lo cual puede indicar que existen impurezas en la disolución, o bien las concentraciones son diferentes a lo calculado. Finalmente, la celda de Fe/Cu presenta una diferencia de potencial igualmente menor a la esperada, lo cual se debe muy seguramente a una preparación errada o a impurezas en la disolución.
Tercera parte: Los experimentos con las soluciones de hierro presentan potenciales de reducción muy diferentes a los esperados de forma teórica pues las soluciones de Fe 2+ son poco estables pues como ya se mencionó reacciona con el O 2 del aire para formar agua y Fe 3+ por lo tanto presentan un ion que altera el potencial que se obtiene de forma experimental, de igual forma se utilizaron soluciones de hierro con diferentes concentraciones (0.1 y 1 M) obteniendo el mismo valor del potencial por lo cual las concentraciones no afectan a la medición. En el caso de la plata hay una diferencia del valor del potencial experimental con el teórico y esto se debe a la gran cantidad de impurezas que tenía la solución con la que trabajó por el tiempo de almacenamiento que tuvo y para el caso del cobre el potencial es prácticamente el mismo que el teórico pero la diferencia también se puede deber a las impurezas de la solución con la que se trabajó.
Conclusiones En base a los experimentos realizados en el laboratorio, pudimos determinar valores de potencial de celda de distintos pares tomando como referencia al electrodo de calomel, esos valores después los pasamos a una escala con el electrodo normal de hidrogeno como referencia. Estos valores ya son comparables con los reportados por lo que nos pudimos dar una idea de que tan bien realizamos nuestros experimentos. Pudimos notar que los potenciales que se habían determinado usando el clavo de hierro como electrodo, estaban mas alejados de los teóricos ya que el clavo se encontraba oxidado y no se limpio bien.
Bibliografía Cañizares Macías M. del Pilar, Fundamentos de Química Analítica, México, 2013, pp.115-136
Cuestionario 1. 1. Después de haber hecho tus observaciones, da una explicación a los fenómenos observados. ¿Cómo podrías identificar inequívocamente a la sustancia depositada sobre el clavo usado en el punto 2 del procedimiento del problema 1? ¿Basta mirar al clavo del punto 3 del procedimiento para saber si ocurrió algún cambio? ¿Por qué? La sustancia del punto dos, se puede identificar a partir de una escala de potencial: Basta mirar el clavo para saber que no ocurrió ningún cambio de color.
2. Determina la fuerza reductora relativa de Fe, Cu y Zn. Siguiendo las escalas de potencial propuestas, las podemos juntar y decir que el reductor mas fuerte seria el .
Cuestionario 2. 1. Represente en un diagrama cada una de las pilas que constituye, indicando claramente el ánodo, el cátodo y la dirección en la que fluyen los electrones
2. Describe cada una de las pilas representados en el inciso anterior de acuerdo a la nomenclatura aceptada por la iupac.
Pila 1 Pila 2 Pila 3
3. Con base en los datos de diferencia de potencial establece una escala de potencial en donde se representen los tres pares dedox propuestos en el experimento, indicando claramente su fuerza oxido-reductora relatico. Compara y discute esos resultados con los que generaste después de resolver el problema no1.
4. Empleando la escala propuesta en el inciso 3 de este cuestionario, plantea las reacciones redox balanceadas que pueden ocurrir espontáneamente entre las especies de las pares redox estudiados
5. escriba las ecuaciones de nernst para cada semireaccion propuesta.
] [ ⁄ ⁄ * + ] [ ⁄ ⁄ * + ] [ ⁄ ⁄ * + 6. Calcula las constantes de las reacciones propuestas tomando en cuenta los datos experimentales Primera
⁄ ⁄ ⁄
Segunda Tercera
7. Compara los valores de las constantes de cada reacción y concluye que reacción es más cuantitativa. La tercera es la reacción más cuantitativa pues tiene un valor de constante de equilibrio más alto.
Cuestionario 3. 1. Dibuja diagramas que representen cada una de las celdas que construiste.
2. Describe cada una de las celdas representadas en el inciso anterior, de acuerdo con la nomenclatura aceptada por la IUPAC. Primera Segunda Tercera Cuarta Quinta
[[]] [[]] [ ]
3. Con base en los datos de diferencia de potencial, establece una escala en donde se representen los pares redox propuestos en el experimento, indicando claramente su fuerza oxido-reductora relativa.
4. Transforma los valores de potencial obtenidos experimentalmente, respecto al electrodo de calomel, a los que se tendrían con respecto al electrodo normal de hidrogeno (ENH). Para ello, a los valores experimentales, súmales 0.250 V que es el potencial que tiene el electrodo de calomel respecto al electrodo normal de hidrogeno).
Par redox
0.47
0.72
0.03
0.28
0.48
0.73
-0.48
-0.23
-0.06
0.19
5. Con los nuevos valores de potencial, construye una nueva escala (E/ENH), en donde se representen los pares redox propuestos en el experimento.
6. Escribe las ecuaciones de Nernst para cada semirreacción propuesta.
] [ ⁄ ⁄ * []+ ] [ ⁄ ⁄ * +
] [ ⁄ ⁄ ( ) ] [ ⁄ ⁄ * + ⁄ ⁄ * + 7. Empleando la escala propuesta en el inciso 5, plantea las reacciones redox balanceadas que pueden ocurrir espontáneamente. a) b) c) d) e) f) g) h) i)
8. Calcula las constantes de las reacciones propuestas, tomando en cuenta los puntos anteriores. a) b) c) d) e) f) g) h) i) j)
k) l) m) n) o)
9. Compara los valores de las constantes de cada reacción e indica tus conclusiones al respecto. Las constantes que tienen valores mas altos corresponden a las reacciones a las reacciones con pares mas alejados entre si. A partir de esto podemos llegar a la conclusión que entre mas alejados estén dos pares de especies en la escala de potencial, su reacción se va a llevar a cabo de manera mas cuantitativa. 10. Con base en los datos experimentales de diferencia de potencial obtenidos para cada pila propuesta en el problema No. 2 y los datos necesarios obtenidos en el problema No 3, calcula el potencial de los pares
11. Propón un mapa conceptual que involucre los conceptos relacionados con los experimentos que llevaste a cabo en toda la práctica.
12. En el siguiente diagrama hay un error. ¿Cuál es? Representa el diagrama correctamente.
