República Bolivariana de Venezuela Ministerio del Poder Popular para la Educación
U.E. Colegio “Santo Tomás de Villanueva” Departamento de Ciencias
Cátedra: Química Año: 4° A, B y C Prof. Luis Aguilar
TRABAJO PRÁCTICO Nº 3
NOMBRE DEL ALUMNO: _________________________________________ Nº DE LISTA:_____ AÑO-SECCIÓN: _______ EQUIPO: _______ FECHA: _______________
1.- TÍTULO: Electroquímica.
2.- COMPETENCIAS A ALCANZAR:
2.1 Construye en el laboratorio celdas galvánicas y electrolíticas empleando material de laboratorio y sustancias químicas para verificar los efectos y la relación de la energía eléctrica con los cambios químicos.
2.2 Calcula la fuerza electromotriz de celdas galvánicas empelando procedimientos matemáticos adecuados, para determinar la factibilidad de las mismas para la generación de energía eléctrica. .
3.- MARCO TEÓRICO:
La electroquímica es la parte de la química que estudia los fenómenos químicos que provocan electricidad y los fenómenos eléctricos que dan lugar a transformaciones químicas.
Reacciones redox
Las reacciones de reducción-oxidación (también conocidas como reacciones redox) son en las que ocurre transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de elementos químicos, uno oxidante y uno reductor (una forma reducida y una forma oxidada respectivamente).
Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones y otro que los acepte:
El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir; oxidándose.
El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir; reducido.
Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un par redox. Análogamente, se dice que cuando un elemento químico capta electrones del medio se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor reducido.
Dentro de una reacción global redox, se da una serie de reacciones particulares a las cuales se les llama semirreacciones o reacciones parciales.
Número de oxidación
La cuantificación de un elemento químico puede efectuarse mediante su número de oxidación. Durante el proceso, el número de oxidación del elemento; aumenta. En cambio, durante la reducción, el número de oxidación de la especie que se reduce, disminuye. El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un enlace determinado. El número de oxidación:
Aumenta si el átomo pierde electrones (el elemento químico que se oxida), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos.
Disminuye cuando el átomo gana electrones (el elemento químico que se reduce), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a cederlos.
Reglas para asignar el número de oxidación
1) El número de oxidación de todos los elementos sin combinar es cero. Independientemente de la forma en que se representen.
2) El número de oxidación de las especies iónicas monoatómicas coincide con la carga del ion. 3) El número de oxidación del hidrógeno combinado es +1, excepto en los hidruros metálicos, donde
su número de oxidación es –1 (ej: AlH3, LiH)
4) El número de oxidación del oxígeno combinado es –2, excepto en los peróxidos, donde su número de oxidación es –1 (ej.: Na2O2, H2O2).
5) El número de oxidación en los elementos metálicos, cuando están combinados es siempre positivo y numéricamente igual a la carga del ion.
6) El número de oxidación de los halógenos en los hidrácidos y sus respectivas sales es –1, en cambio el número de oxidación del azufre en su hidrácido y respectivas sales es –2.
7) El número de oxidación de una molécula es cero. O lo que es lo mismo, la suma de los números de oxidación de los átomos de una molécula neutra es cero.
Balanceo de ecuaciones
Todo proceso redox requiere del balanceo estequiométrico de los componentes de las semirreacciones para la oxidación y reducción.
Para reacciones en medio acuoso, generalmente se añaden iones hidrógeno (H+), hidroxilo (OH−),
o moléculas de agua, y electrones para compensar los cambios en los números de oxidación. Medio ácido
En medio ácido, los hidronios y el agua son añadidos a las semirreacciones para balancear la ecuación final. Del lado de la ecuación que haga falta oxígeno se agregarán moléculas de agua, y del lado de la ecuación que hagan falta hidrógenos se agregarán protones (H+).
Medio básico
En medio básico, se agregan Iones Hidróxido y agua para balancear las semirreacciones. Del lado de la ecuación que haga falta oxígeno se agregarán iones hidróxido, y del lado de la ecuación que hagan falta hidrógenos se agregarán moléculas de agua.
Celdas
Son dispositivos donde ocurre consumo o producción de electricidad debido al cambios de electrones. Las celdas pueden ser:
a) Galvánicas: que son aquellas donde se produce electricidad debido al intercambio de electrones. b) Electrolíticas: que son las que consumen electricidad para que se lleve a cabo el intercambio de
electrones.
Las celdas están constituidas por:
a) Electrodos: son los metales sólidos que se conectan por un circuito externo.
b) Ánodo: es la semicelda en donde se dará el proceso de oxidación. c) Cátodo: es la semicelda en donde
se dará el proceso de reducción. d) Puente salino: sirve de
comunicación entre los electrodos y se encuentra lleno de una solución salina, comúnmente cloruro de sodio, por él se transfieren los electrones de un electrodo a otro. e) Voltímetro: sirve para medir la
cantidad de energía eléctrica producida por las celdas galvánicas. f) Fuente de poder: es la que
Potencial de los electrodos
Es la cantidad de energía necesaria para que se produzca una reacción de oxidación o la de reducción, esta se mide en voltios. Para medir estos potenciales se ha tomado el electrodo de hidrógeno como patrón y cuando es medido a una temperatura de 25 º C, presión de 1 atm. y concentración de 1 mol/l, los potenciales se denominan potencial standard y se indican como Eº. Estos potenciales standard aparecen indicados en tablas, las que pueden señalar reacciones de reducción o de oxidación.
Cuando los potenciales standard son mayores de cero (positivos) indican que la reacción se lleva a cabo espontáneamente y en caso contrario son no espontaneas. Cuando en la tabla aparecen como reducción y deseamos la oxidación el valor de su potencial standard será el mismo, pero con signo contrario, esto quiere decir que si un elemento se oxida espontáneamente su reducción es no espontanea o viceversa. El potencial standard de una celda es la suma de los potenciales standard de los electrodos y si es mayor de cero indica que la celda es galvánica o pila voltaica y de ser menor señala una celda electrolítica. NOTACIÓN DE UNA CELDA
Para realizar la notación de una celda se indica de la siguiente manera:
Electrodo del ánodo/Soluciones en el ánodo (XM)//Soluciones en el cátodo (XM)/Electrodo del cátodo Ejemplo: Zn/Zn+2(1M)//Cu+2(1 M)/Cu
Esto significa, que el ánodo está conformado por una placa metálica de Zn la que se encuentra sumergida en una solución de iones cinc (ejm: ZnSO4; Zn(NO3)2) y de concentración 1 mol/l y el cátodo es una placa de cobre sumergida en una solución de iones cúprico de concentración 1 mol/l, la doble barra entre los electrodos indica el puente salino.
Pila de Daniell
La celda Zn/Zn+2(1M)//Cu+2(1M)/Cu se denomina pila de Daniell y ella es galvánica, como se demostrará a continuación. Como se mencionó anteriormente en las celdas ocurre una reacción de oxidación y otra de reducción, para esta pila ellas son:
a) Oxidación: Zn → Zn+2 + 2e- Eº = + 0.763 v
b) Reducción: Cu+2 + 2e- → Cu Eº = + 0.337 v_________
La reacción de la celda: Zn + Cu+2 → Zn+2 + Cu ΔEº = 1.1 v
NOTA: Se debe operar como se hace en el balanceo de ecuaciones redox.
Electrólisis:
Otra de las formas de energía asociada a las reacciones químicas es la energía eléctrica, la cual pude generar el fenómeno conocido como electrólisis. La conductividad eléctrica de las sustancias consiste en un desplazamiento de la carga eléctrica a través de ellas. Dicho movimiento de las cargas puede producirse de dos maneras distintas:
A través de un flujo de electrones, como sucede en los metales, a los cuales se les conoce como conductores de primera especie.
A través del movimiento de los iones positivos y negativos, mediante una disolución o mediante un compuesto iónico fluido. Esta forma de conductividad se conoce como conductividad iónica, también llamada, electrolítica, tratándose de la conductividad propia de los electrolitos que son conductores de segunda especie.
La electrólisis se puede definir como un proceso en el que el paso de la corriente eléctrica a través de una disolución o a través de un electrolito fundido, da como resultado una reacción de oxidación – reducción (redox), no espontánea.
4.- PROBLEMA:
¿Se podrá determinar en el laboratorio potenciales de celdas galvánicas? 5.- MARCO EXPERIMENTAL:
Para responder la pregunta realizada al comenzar el presente trabajo práctico, se deben realizar varias actividades prácticas, no sin antes formular la hipótesis y las variables motivo de estudio.
Hipótesis
1.- Empleando correctamente procedimientos en el laboratorio se puede determinar el potencial de una celda galvánica.
Variable Independiente
1.- Empleo correcto de procedimientos de laboratorio. Variable Dependiente
1.- Determinación del potencial de la celda. . MATERIALES: Cables de cobre Pillas Tirro Vaso de precipitado Cubeta de vidrio Tubos de ensayo Soporte universal
Pinzas para soporte universal Pinzas de madera SUSTANCIAS: Agua destilada Cloruro de sodio Azúcar Hidróxido de sodio Fenolftaleína Ácido clorhídrico Ácido acético Tetracloruro de carbono Nitrato cúprico Sulfato de zinc Nitrato de potasio Limón Medidas de precaución:
Manipule todas las sustancias con precaución y empleado guantes de látex. En el caso de soluciones concentradas, trabájelas en la campaña de extracción.
ACTIVIDAD Nº 1: Conductividad eléctrica en electrolitos y en no electrolitos:
a) Conecte dos trozos de cable de aproximadamente 20 cm de largo la los extremos libres de una pila de 6V.
b) Usando un sócate, intercale un bombillo pequeño al trozo de cable conectado al terminal negativo de la pila. Se recomienda utilizar el bombillo de una linterna.
c) Disponga de 7 vasos de precipitado, numérelos del 1 al 7, y vierta en cada uno 50 ml de agua.
d) Deje el beaker 1 con agua solamente.
e) Agregue una cucharada de cloruro de sodio al beaker 2. f) Agregue una cucharada de azúcar al beaker 3.
g) Agregue 5 g de hidróxido de sodio al beaker 4.
h) Vierta 5 ml de ácido clorhídrico concentrado al beaker 5. i) Vierta 5 ml de ácido acético al beaker 6.
j) Vierta 5 ml de tetracloruro de carbono al beaker 7.
k) Agite cada solución hasta que sean completamente homogéneas.
l) Sumerja por separado los dos terminales de los cables en los 7 vasos y anote sus observaciones.
m) Llene la siguiente tabla con sus resultados.
ACTIVIDAD Nº 2: Construcción de una Celda Galvánica (Pila de Daniell): a) En un beaker de 150ml, coloque
unos 100 ml de nitrato cúprico 0,5M e introduzca dentro de él una placa de cobre limpia, conectada al terminal positivo de un voltímetro.
b) En otro beaker coloque 100 ml de nitrato de cinc 0,5M e introduzca una lámina de cinc libre de óxido, y conéctela al terminal negativo del voltímetro.
c) Anote la lectura del voltímetro.
V = ________________ d) Coloque un tubo “U” entre las dos
soluciones en forma invertida, lleno de solución de cloruro de sodio u otra sal y unos tapones de algodón en los extremos. e) Anote la lectura del voltímetro.
V = ________________
Desconecte los cables del voltímetro y conéctelos a las terminales de un Led.
Deje transcurrir unos segundos y observe las reacciones en los electrodos. Vuelva a medir el voltaje.
V = ________________
ACTIVIDAD Nº 3: Celda Galvánica natural:
a) Inserte en un limón dos láminas de cobre y cinc y de la misma manera que en el experimento anterior, determine el voltaje.
V = ________________
Desconecte los cables del voltímetro y conéctelos a las terminales de un Led. Deje transcurrir unos
segundos y observe las
reacciones en los
electrodos. Vuelva a medir el voltaje.
ACTIVIDAD Nº 4: Electrólisis. Siga los siguientes pasos:
a) Vierta en un recipiente de boca ancha, agua hasta una altura de 3 cm y agregue cuidadosamente 5 ml de ácido sulfúrico o 20 g de cloruro de sodio.
b) Añada nuevamente agua hasta alcanzar una altura aproximada de 2 cm más.
c) Sustraiga el émbolo y la aguja de una inyectadora y acerque los extremos de cada una a la llama de un mechero para sellarlos. d) Coloque las dos inyectadoras entre dos paletas de helado y
sujételas con ligas, de tal forma que queden en posición vertical. e) Llene las inyectadoras con agua. Ponga un pedazo de papel en las
bocas y colóquelas invertidas en el frasco con agua, de manera tal que las paletas queden sobre el borde del frasco y las inyectadoras queden suspendidas en el agua acidulada. Retire los papeles.
f) Con la ayuda de cualquier objeto metálico apropiado, separe cada una de las partes de dos pilas y retire con cuidado las barras centrales de grafito.
g) Una un cable eléctrico a cada uno de los electrodos de grafito.
h) Introduzca los electrodos de grafito dentro de cada una de las inyectadoras que están en el frasco, de manera tal que cada barra de carbón de las pilas quede con su extremo libre dentro de una inyectadora.
i) Conecte los cables a los extremos de una fuente de corriente.
j) Observe la reacción en los electrodos y la parte superior de las inyectadoras.
k) Después que uno de los gases haya desplazado totalmente el agua en una de las inyectadoras, retírela manteniéndola en posición vertical y con cuidado acerque un fósforo encendido a la boca de la inyectadora.
l) Repita el procedimiento usando sólo agua. m) Tome nota de sus observaciones:
6.- ANÁLISIS DE RESULTADOS
Responda las siguientes cuestiones justificando su respuesta.
1.- En la práctica #1, experimento 7, se hizo reaccionar cobre con ácido nítrico. Balancee la ecuación química correspondiente. (2 Puntos)
3.- Determine el voltaje esperado en la celda de Daniell. (1 Punto)
4.- ¿Cuál es la función del puente salino? (0.5 Punto)
.
5.- Se construye una celda galvánica de la siguiente manera: una media celda que consiste en un electrodo de zinc metálico sumergido en una solución de nitrato de zinc de una determinada molaridad (XM) y una media celda con un electrodo de cobre metálico sumergido en una solución de nitrato cúprico 1M, separadas por un puente salino de nitrato de potasio. Al vaso que contiene la solución de nitrato de zinc se le agrega suficiente sulfuro de sodio sólido hasta obtener una solución saturada de sulfuro de zinc, donde la concentración del ion sulfuro es igual 0,1 M. Bajo estas condiciones, la fem de la pila es de 1,743 V. Ε° Zn+2/Zn
(s) = -0.763 V E° Cu+2/Cu(s) = 0.337 V
a) Haga un dibujo de la celda, indicando cada parte. (1 Punto)
c) Calcule a patir de éstos datos el Kps del sulfuro de zinc. (3 Puntos)
6.- Describa mediante ecuaciones químicas, el proceso de electrólisis de la solución de cloruro de sodio, explicando el porqué de la coloración de la fenolftaleína. (2 Puntos)