Índice
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1.1. Objetivos.Objetivos. ………...………... 2.
2. Reactivos y soluciones………Reactivos y soluciones……… 3.
3. Fundamento teóricoFundamento teórico………...………... 4. 4. ProcedimientoProcedimiento……… 4.1 4.1Experimento 1………..Experimento 1……….. 4.2 4.2 Experimento Experimento 22……….………. 4.3 4.3 Experimento Experimento 33……….………. 5.
5. Gestión de residuosGestión de residuos……….………. 6. 6. Observaciones………Observaciones……… 7. 7. ConclusionesConclusiones……… 8. 8. Cuestionario………Cuestionario……… 9. 9. Bibliografía………..Bibliografía………..
ELECTROQUIMICA
1. OBJETIVOS
Aprender la manera como se construyen y funcionan las celdas Galvánicas.
Aprender a instalar correctamente un voltímetro, para determinar laspolaridades de la celda.
Diagramar una celda galvánica.
Identificar y escribir reacciones anódicas y catódicas.
Identificar electrodos inertes en una celda.
Aprenderán a usar la tabla de potenciales estándares de reducción yoxidación.
Identificarán reacciones espontáneas y no espontáneas,
observandoúnicamente el signo del potencial estándar de celda.
Construir y observar el funcionamiento de las celdas electrolíticas.
Construir una celda de combustible (aluminio)
2.Reactivos y soluciones: Agua destilada
Sulfato de cinc 1 M (26,95 g ZnSO4 . 6 H2O/100 ml)
Cloruro de estaño 1 M (18,96 g SnCl2(s)/100 ml)
Cloruro de hierro (II) 2 M (32,56 g FeCl2 . 2 H2O/100 ml)
Cloruro de hierro (III) 2 M (54,03 g FeCl3 . 6 H2O/100 ml)
2 barras de grafito
1 lámina de cinc
1 lámina de estaño
1 pequeño de papel lija
Sal Común
Papel de aluminio
Papel Tissue
Tiras de papel de filtro
Nitrato de amonio (solución saturada)
Sulfato de sodio 0,05 M (1,34 g Na2SO4 . 7 H2O/100 ml)
Fenolftaleína
3. FUNDAMENTO TEORICO Electroquímica
Es una rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química.1 En otras palabras, las reacciones químicas que se dan en la interfase de un conductor eléctrico (llamado electrodo, que puede ser un metal o un semiconductor) y un conductor iónico (el electrolito) pudiendo ser una disolución y en algunos casos
especiales, un sólido.2 IMAGEN 1
Si una reacción química es conducida mediante una diferencia de potencial aplicada externamente, se hace referencia a una electrólisis. En cambio, si la caída de potencial eléctrico, es creada como consecuencia de la reacción química , se conoce como un "acumulador de energía eléctrica", también llamado batería o celda galvánica.
Las reacciones químicas donde se produce una transferencia de electrones entre moléculas se conocen como reacciones redox, y su importancia en la electroquímica es vital, pues mediante este tipo de reacciones se llevan a cabo los procesos que generan electricidad o en caso contrario, son producidos como consecuencia de ella.
En general, la electroquímica se encarga de estudiar las situaciones donde se dan reacciones de oxidación y reducción encontrándose separadas, físicamente o temporalmente, se encuentran en un entorno conectado a un circuito eléctrico. Esto último es motivo de estudio de la química analítica, en una sub-disciplina conocida como análisis potenciométrico.
La celda electrolítica transforma una corriente eléctrica en una reacción química de oxidación-reducción que no tiene lugar de modo espontáneo. En muchas de estas reacciones se descompone una sustancia química por lo que dicho proceso recibe el nombre de electrolisis. También reciben los nombres de celda electrolítica o cuba electrolítica. A diferencia de la celda voltaica, en la célula electrolítica, los dos electrodos no necesitan estar separados, por lo que hay un sólo recipiente en el que tienen lugar las dos semirreacciones.
La celda voltaica transforma una reacción química espontánea en una corriente eléctrica, como las pilas y baterías. También reciben los nombres de celda galvánica, pila galvánica o pila voltaica. Son muy empleadas por lo que la mayoría de los ejemplos e imágenes de este artículo están referidos a ellas.
Imagen 2
REACCIONES ELECTROLÍTICAS Son celdas y estas pueden ser:
Galvánicas o Electroquímicas
Las celdas Galvánicas producen energía en cambio las celdas Electroquímicas consumen energía
4. PROCEDIMIENTO
CELDAS GALVÁNICAS: 4.1.- EXPERIMENTO 1
En sus respectivos vasos de precipitación vierta las soluciones siguientes: 40 ml de sulfato de zinc 1,0molar, 45 mL de Cloruro Estañoso 1,0 M y en el tercer vaso 20 ml de una mezcla de Cloruro Férrico y 20 mL de Cloruro Ferroso. En cada uno de estos vasos se colocarán los siguientes sólidos, que servirán como electrodos: lámina de estaño, lámina de cinc y en el tercer vaso un electrodo inerte
(C).
Experimento: seleccione dos de los vasos de precipitación previamente
preparados y conecte los electrodos a un voltímetro en paralelo por medio de alambres provistos de pinzas, de tal manera que un electrodo esté conectado al terminal negativo del voltímetro y el otro electrodo al terminal positivo. Para cerrar el circuito conecte ambos vasos con una tira de papel de filtro
previamente humedecido con una solución saturada de nitrato de amonio (puente salino).
IMAGEN 3
(CADA VEZ QUE SE ELIJAN NUEVAS PAREJAS DE VASOS DE PRECIPITACIÓN, ESTOS SE CONECTARÁN CON PUENTES SALINOS NUEVOS).
¿Cómo saber cuándo la instalación con el voltímetro es correcta? Cuando la lectura del voltaje sea positivo
Observaciones:
En este tipo de reacción voltaica se produce una cierta cantidad de voltaje que podemos deducir por medio de la tabla de potenciales y también por medio de aún medición con el voltímetro al cual fue: de 1.12 voltios.
Tener en cuenta que el polo negativo le corresponde al ánodo y el polo positivo le corresponde al cátodo.
Zn°/Zn+2/Sn+2Sn0
Semi reacción de oxidación o anódica
ZnZn+2+2e- 0.76 (-)
Semi reacción de reducción catódica
Cu+2+2eCu +0.34v (+)
Reacción REDOX neta Zn+Cu+2Zn+2+Cu+E = 1.10v
1. ¿En el ánodo se producen reducciones?
No, en el ánodo se produce la oxidación
Reducciones
3. Escriba la semireacción que se produce en el cátodo de la celda 2. Indique el potencial estándar de esta semireacción, Eºreducción.
Sn2+ + 2e
-4. En electroquímica ¿Qué es un electrodo?
Es aquel agente que se caracteriza por oxidarse o reducirse, y en el
experimento 1 los agentes que se comportaron como electrodo fueron las barras y las láminas.
5. ¿Hay diferencias entre los potenciales de celda, E°celda (medidos con el voltímetro) y el potencial estándar de celda, Eºcelda (obtenidos de una tabla)?. ¿Por qué?, ¿Cómo evitarlo?
Si hay diferencias entre los valores teóricos y los valores obtenidos en las mediciones. Estos errores pueden deberse a una concentración diferente a la que pide la solución electrolítica, el paño intercomunicador entre las celdas no ha sido sumergido correctamente en la sal, los materiales utilizados no son completamente puros o se encuentran oxidados en la superficie, como es el caso de el voltímetro: se pudo observar que las pinzas se encontraban en estado de oxidación.
para evitar la diferencia de potenciales de celda se debe verificar cada uno de los elementos de la experiencia, molaridades, concentraciones de solución, pesos y características físicas de cada uno de los materiales, siguiendo los pasos indicados en la guía de laboratorio.
6. Los signos de los potenciales estándar de celda, Eºcelda, ¿son positivos o negativos?. Estos signos indican que las reacciones son ¿espontáneas o no espontáneas?
Si hay diferencias entre los valores teóricos y los valores obtenidos en las mediciones. Estos errores pueden deberse a una concentración diferente a la que pide la solución electrolítica, el paño intercomunicador entre las celdas no ha sido sumergido correctamente en la sal, los materiales utilizados no son
completamente puros o se encuentran oxidados en la superficie, como es el caso del voltímetro: se pudo observar que las pinzas se encontraban en estado de oxidación.
para evitar la diferencia de potenciales de celda se debe verificar cada uno de los elementos de la experiencia, molaridades, concentraciones de solución, pesos y características físicas de cada uno de los materiales, siguiendo los pasos indicados en la guía de laboratorio.
4.2.- EXPERIMENTO 2
Celda de Combustible Aluminio – Aire
Reacciones propuestas:
Al(s)+ 3OH−(aq)→ Al(OH)3(s) + 3e−
O2(g)+ 2H2O(l) + 4e−→ 4OH−(aq)
Global: 4Al(s) + 3O2(g) + 6H2O(l)→ 4Al(OH)3(s)
Acondicionar papel de aluminio de aproximadamente 13 x 13 cm, luego prepare 20 ml de una solución saturada de Cloruro de Sodio (electrolito). Muela finamente carbón activado en un mortero y arme la celda de
acuerdo al esquema siguiente:
Semi reacción de oxidación o anódica Al
Semi reacción de reducción catódica O2+2H2O+4e
Al+3+3e 1.66v
Reacción REDOX neta 4Al+3º2+6H2O
El papel Tissue debe tener menor tamaño que el trozo de papel aluminio y debe ser humedecido con la solución saturada de NaCl, una vez hecho esto humedecer también el carbón activado. Usando el multimetro determine el ánodo y el cátodo del sistema.
IMAGEN 5
Responda las siguientes preguntas:
1. ¿Por qué se debe agregar sal para que la pila funcione?
Porque la sal hace que el carbón se active y a su vez actúe como puente salino.
2. ¿Qué hace que la pila creada se comporte como una celda de combustible?
La reacción del aire con el aluminio.
3. ¿Esta pila es más o menos poderosa que una celda galvánica convencional? Explique.
Esta pila es menos poderosa debido a que en la reducción los elementos necesitan voltaje y utilizan el voltaje generado por la oxidación, y esto puede variar de acuerdo a los elementos a utilizarse. 4. Visite la biblioteca y explique a detalle cómo funciona esta celda de
combustible.
El principio de funcionamiento de una celda de combustible consiste en dos electrodos separados por un electrolito. En el ánodo se ioniza el hidrógeno, perdiendo un electrón el cual pasa por un circuito y genera energía eléctrica. Por otro lado el hidrógeno llega al otro electrodo pasando por el electrolito y se combina con el oxígeno del aire lo que genera agua de residuo sin utilizar ningún tipo de combustión.
4.3.- EXPERIMENTO 3 Celdas electrolíticas:
Llene un tubo en U con una solución diluida de sulfato de sodio 1 M hasta una altura que diste, aproximadamente, 1.5 cm de los bordes; sumerja varillas de grafito y conéctelos a la fuente de corriente continua usando los conectores apropiados.
(PRECAUCIÓN: NUNCA JUNTE LOS POLOS DE LA FUENTE CONTINUA)
A la solución que se encuentra en la parte anódica; en el tubo en U, agregue 3 gotas de rojo de metilo y a la solución que se encuentra en la parte catódica agregue 3 gotas de fenolftaleína. Anote los colores
iniciales de los indicadores. Encienda la fuente de corriente continua y manténgalo funcionando por aproximadamente 3 minutos. Anote sus observaciones. Apague la fuente de corriente continua y luego invierta la polaridad de la celda electrolítica instalando los conectores a los polos opuestos a los iniciales, enseguida encienda la fuente por espacio de 5 minutos. Anote sus observaciones.
IMAGEN 6
Semi reacción de oxidación o anódica H2O(l)
Semi reacción de reducción catódica
H2O(l)++2e +0.00v
Reacción REDOX neta H2O(l)
1. Llene el siguiente cuadro:
Calor inicial en el cátodo Calor inicial en el ánodo Calor después de los 4 minutos en el ánodo Calor después de los 2.5 minutos en el cátodo
Rojo de metilo Rojo Amarillo Rojo Amarillo
Fenolftaleína Incoloro Incoloro Incoloro Rojo
grosella 2. ¿Qué indica el cambio de color del rojo de metilo en el ánodo?
Nos indica una reacción, de ácido a base en pequeñas cantidades, donde se liberan iones oxidrilos.
O2(g)+4H++4e- -1.23v
H2(g)+2(OH)
La electrólisis del agua. Se vuelve medio básico
3. Escribir es la(s) semi reacción(es) que se está produciendo en el ánodo. Indique los estados de agregación y el potencial estándar de la(s) semi reacción(s).
→
En el ánodo:
→ →
Con lo que el medio en el ánodo se acidifica. En el cátodo:
→ →
Con lo que el medio del cátodo se alcaliniza.
4. En el ánodo se aprecian burbujas que se desprenden del electrodo ¿cuál es el nombre de dicho gas?
Oxígeno.
5. ¿En qué electrodo se aprecia la presencia de burbujas? ¿Cuál es el nombre de dicho gas?
En el ánodo se aprecian burbujas, es la presencia de oxígeno, mientras en el cátodo se libera hidrogeno. Ánodo, H2(g)
6. Escribir es la(s) semi reacción(es) que se está produciendo en el cátodo. Indique los estados de agregación y el potencial estándar de la(s) semi reacción(s).
En el cátodo:
→ →
Con lo que el medio del cátodo se alcaliniza
El voltaje durante aproximadamente 8 minutos fue de 8v mientras el amperaje fue de 0.034 A
8. ¿Cuál es la relación de oxígeno a nitrógeno en esta electrólisis?
Por cada molécula de hidrogeno liberada, se libera 0.5 moléculas de oxígeno.
1O2,2H2
9. ¿Cuál es el signo del potencial estándar de celda, Eºcelda?. Éste signo nos indica que la reacción es ¿espontánea o no espontánea?
El signo es negativo, por esta razón la reacción es no espontanea
Potenciales estándar de reducción a 25 ºC
Eº ( voltios) Sn +(ac) + 2e- = > Sn(s) Fe3+(ac)+ 1e- = > Fe2+(ac) Zn2+(ac) + 2e- = > Zn(s) -0,14 +0,77 -0,76 2 H+(ac)+ 2e- = > H2(g) ½ O2(g)+ 2 H+(ac)+ 2e- = > H2O(l) O2(g)+ 2 H2O(l) + 4e- = > 4 OH-(ac) 0,00 +1,23 +0,40 5. GESTIÓN DE RESIDUOS
Para bases y sales básicas (hidróxido de aluminio, sulfato de cobre, sulfato de zinc, sulfato de fierro y sulfato de sodio)
Su gestión es parecida a la aplicada en los ácidos. Las bases y sales básicas, se neutralizan con ácido sulfúrico diluido. Si son muy concentradas, se diluyen previamente en agua al 1:5. Una vez neutralizadas, se vuelven a diluir en agua (1:10) y se eliminan.
Los aldehídos obtenidos de una reacción química pueden ser utilizados en la elaboración de resinas, plásticos, solventes, pinturas, o también como conservantes de otros materiales.
Las piezas metálicas de cobre, zinc y hierro pueden ser guardadas y reutilizadas en otra experiencia. De la misma manera el grafito (carbono)
Producto Impacto ambiental
Sn El estaño se utiliza en el revestimiento de acero para protegerlo de la corrosión.
H2O El agua es el componente más importante para el
metabolismo de los seres vivos.
H El hidrógeno como combustible se puede emplear: La combustión catalítica del hidrógeno.
Fe El hierro es el metal duro más usado, con el 95% en peso de la producción mundial del metal
Al El aluminio es como un almacén de energía, por ello tiene un gran valor que no puede desperdiciarse.
Producto Estado Riesgo Acción de
minimización
Sn Sólido Bajo Reciclar
H2O Líquido Ninguno Ninguno
H Gaseoso Medio Ninguno
Fe Sólido Ninguno Reciclar
Al Sólido Medio Reciclar
6. Observaciones
Experimento 1: Celdas galvánicas
Se observa en esta experiencia que la reacción es espontánea, porque sus potenciales son positivos.
También se ve que en esta celda se genera un voltaje de 1.50V. Experimento 2: Celda de combustible aluminio - aire
En esta experiencia se observa una pila de última generación debido a q esta usa oxígeno para generar un voltaje de 1.10V; y esta podría ser colocada en serie con más celdas para lograr un mayor voltaje.
Experimento 3: Celdas electrolíticas
En esta última experiencia se necesita de un voltaje "X" para llevar a cabo la electrólisis y se observa que de un lado del tubo en U se liberan
varias burbujas, lo que sería el hidrógeno gaseoso y después de un determinado tiempo los colores cambian de lugar.
7. Conclusiones
En conclusión las celdas galvánicas están basadas en la oxidación -reducción donde se produce un cambio en los estados de oxidación de las sustancias.
Los electrones tienen que fluir por el circuito externo desde el electrodo negativo al positivo.
Se pudo concluir que el electrodo negativo tiene lugar la oxidación y la reducción se verifica en el electrodo positivo. Al sumar las
reacciones de oxidación y reducción resulta la celda.
El uso del puente salino es importante pues concentra a las 2
soluciones, evita su mezcla además que elimina completamente el potencial de unión y que la FEM(fuerza electromotriz) medida es simplemente la suma de los 2 potenciales electródicos.
La masa desprendida en un electrodo de una solución es proporcional a la cantidad de electricidad que está pasando.
Cuando se prepara las soluciones se debe tener cuidado de hacerlo en recipientes bien limpios, pues el potencial varía con la
concentración.
Se aprendió la manera como se construyen y funcionan las celdas galvánicas; toda celda galvánica tiene dos electrodos que pueden ser activo o inertes,, dos electrolitos que generalmente son sales que
presentan el su composición al ion del mental del electrolito , pero este último en forma elemental; una conductor de corriente, un voltímetro conectado en paralelo y un puente salino que permite el paso de iones tanto aniones como cationes ; además se debe colocar el potencial estándar del sistema, producto de las semi reacciones anódicas y catódicas.
Se aprendió a instalar correctamente un voltímetro, el polo neutro del voltímetro es conecta al ánodo, que es el polo negativo de la celdas
galvánicas; mientras que la línea del voltímetro u también llamado el polo positivo es conectado al cátodo, que es el polo positivo en dichas
celdas; si por error se conectan al contrario se evidenciará porque
instrumento mida un valor negativo, para ello simplemente se invierte las conexiones.
Se aprendió Diagramar una celda galvánica, para ello usamos la notación de las pilas de Daniell que consiste en escribir en el siguiente orden cada uno de los componentes de las celdas.
PUENTE SALINO
Electrodo/ Electrolito, potencial estándar «E» oxidación, Molaridad
// Electrolito, potencial estándar «E» de reducción, Molaridad/ Electrodo ÁNODO CÁTODO
Se identificó y escribió reacciones anódicas y catódicas, se concluye que en el ánodo siempre se da la semi reacción de oxidación; mientras que el cátodo se da la semi reacción de reducción.
Se identificó electrodos inertes en una celda, como es el caso del grafito, pues su funciones es solo de conducción de electrones mas no intervie: en las semi reacciones; es el electrolito quien es oxida o se reduce,, Se aprendió a usar a tabla de potenciales estándares de reducción y oxidación.
Se identificar reacciones espontáneas y no espontaneas, observando únicamente el signo del potencial estándar de la celda; es así se
concluye que si el signo es negativo entonces estamos frente a un reacción no espontánea y dicha tensión indica que debemos
proporcionar dicha tensión al sistema; mientras que si es positivo indicaría que se trata de una reacción espontánea, es decir la reacción ocurre naturalmente produciendo el sistema una tensión aprovechable. Se construyó y observó el funcionamiento de las celdas electrolíticas. Se construyó una celda de combustible o de aluminio; que aprovecha el oxígeno del medio ambiente como electrolito, proporcionando tensión eléctrica de manera limpia y sin contaminar el medio ambiente como son las actuales pilas comerciales.
8. CUESTIONARIO
1. Sí el costo de la electricidad para producir magnesio por electrólisis del cloruro de magnesio fundido es de 450 soles por tonelada de metal, ¿cuál es el costo de la electricidad necesaria para producir 10 toneladas de aluminio, 30 toneladas de sodio?
2. Una corriente de 1,26 A se pasa a través de una celda electrolítica que contiene una disolución de ácido sulfúrico diluido durante 7,44 horas. Escriba las reacciones de semicelda y calcule el volumen de los gases generados a TPE.
3. Calcule la fem estándar de una celda que utiliza las reacciones de
semicelda Mg/Mg2+ y Cu/Cu2+a 25ºC. escriba la ecuación de la reacción de la celda que se lleva a cabo en condiciones de estado estándar.
4. Prediga si el Fe3+ puede oxidar el ión I- a I2 en condiciones de estado estándar.
5. Explique la diferencia entre una celda que no es recargable y una celda recargable.
9. BIBLIOGRAFÍA
La mayoría de la información que necesitamos para la realización de este trabajo la obtuvimos de:
Guía de laboratorio de química I
Electrolisis ; junio 2014 http://www.google.com/search?q=celda+electrolitica&hl=es&biw=1024&bih=514&pr md=ivnsfdb&tbm=isch&tbo=u&source=univ&sa=X&ei=EB0JTrqEM8m5tgeE_9SM AQ&sqi=2&ved=0CDUQsAQ Electrolisis ; junio 2014 http://html.rincondelvago.com/celdas-electroquimicas_baterias_pilas.html http://www.claudio-otero.cl/fuel_cells/
