Práctica 14

Instituto Tecnológico de Estudios Superiores de Monterrey

Campus Puebla

Escuela de Ingeniería y Ciencias Aplicadas

Departamento de Biotecnología

Laboratorio de Química Experimental-Q.1014.01

Dr. Isaac Monroy

Mtro. Víctor H. Blanco

Práctica 14: ELECTROQUÍMICA Y REACCIONES RÉDOX

Equipo 7:

Laura Barba Castillo A01322562

Alejandro Larios Campos A00399515

Rodrigo E. Hernández Jiménez A01324406

Brenda Berenice Jerónimo Atanacio   A01324138

Fecha de entrega: martes 19 de marzo de 2013

Objetivo:

·         Comprender el proceso de óxido reducción y aplicarlo a celdas galvánicas y electrolíticas.

Introducción

La electroquímica es la ciencia que trata de los cambios químicos producidos por la corriente eléctrica y de la producción de electricidad mediante la energía liberada de las reacciones químicas. La energía eléctrica se produce mediante la oxidación y reducción de compuestos químicos pero a su vez se puede utilizar la corriente eléctrica para hacer reaccionar una reacción química.

Una celda electroquímica consiste esencialmente en dos electrodos sumergidos en una misma solución de un electrolito o en dos soluciones de electrolitos diferentes en reciproco contacto íntimo a través de un puente electrolítico.

Celda de Daniell.  Figura 1

Figura. Celda de Daniell, reacción redox. Celda voltaica de Zn²⁺ -- Cu²⁺

Fuente: Fundamentos de Química Analítica. Equilibrio Iónico y Análisis Químico. Universidad nacional de Colombia, Sede Bogotá

Donde:     

Zn   ßà   Zn²⁺  +  2 e^-             E⁰ =  + 0.763 V

Cu²⁺  +  2e^-   ßà  Cu             E⁰  = + 0.337 V

Como el Zinc forma iones de Zinc II, los electrones son liberados, éstos fluyen a través del circuito exterior al electrodo de cobre, donde son tomados por los iones cúpricos.

Una celda galvánica o pila es una celda electroquímica cuya reacción es espontanea, la energía liberada en forma de corriente eléctrica puede ser utilizada en trabajo. Una celda electrolítica es una celda electroquímica no espontanea, para la reacción ocurra es necesario aplicar un diferencial de potencial.

En una celda electroquímica el electrodo es donde ocurre la semi-reacción de oxidación, corresponde al ánodo, mientras el electrodo donde sucede la semi-reacción  de reducción pertenece al cátodo.

Para la escritura de una celda galvánica  es necesario el uso de:

·         Subíndices  (s), (g) y  (l). Para indicar el estado en que se encuentran los materiales de electrodos de la celda.

·         Se debe indicar las concentraciones y la presión de los gases.

·         Se usa una barra vertical | para indicar que se trata de un límite entre una fase de electrodo y una fase de solución.

·         Una línea doble vertical || indica que existe un puente salino que contiene una solución saturada de cloruro de potasio.

La fuerza electromotriz (FEM) o potencial es la energía proveniente de cualquier fuente que produzca energía eléctrica. Mediante reacciones redox se puede generar un flujo de electrones los cuales producen una corriente eléctrica. La FEM se puede calcular mediante la siguiente formula:

E₀  =  E₀  Cátodo   -   E₀  ánodo

Donde:

E_0.  Es el diferencial de potencial total

E₀  Cátodo. Es la energía potencial del cátodo

E₀  ánodo. Es la energía potencial del ánodo

(Clavijo, 2012)

Desarrollo

Experimento 1. Celdas voltaicas y corrosión

a)    Corrosión

1.      Se colocó la disolución en el vaso de precipitado y por medio de una manguera se introdujo aire a la solución a manera de que burbujeara. Se puso un trozo de fierro el cual se limpió un poco al estar en contacto con NaCl y aire.

Figura 1. Corrosión de Fierro en solución de NaCl al 3.5%

Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

2.      Se repitió el mismo procedimiento anterior solo que el trozo de fierro se unió mediante un caimán a una barra de zinc.

Figura 2. Segunda corrosión del fierro unido a un trozo de zinc.

Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

3.      En un matraz de 125 ml se agregó la disolución de CuSO₄ 0.5 M a la cual se le introdujo una barra de zinc.

Figura 3. Barra de zinc en la solución de CuSO₄ 0.5 M

Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

4.      En un vaso de precipitado se agregó una solución de ZnSO₄ a 0.5M a la que se le introdujo una barra de cobre. 

b)    Celdas galvánicas

1.      Se montó la celda usando dos vasos de precipitado de 50ml con ZnSO₄ y CuSO₄ respectivamente. Se introdujo una placa de zinc en el vaso con ZnSO₄ y una de cobre en el CuSO₄, se conectaron por medio de caimanes a un multímetro.

2.      Se realizó la medición del voltaje 3 veces en intervalos de 5 minutos. Después se invirtieron las conexiones del multímetro y se registró el valor.

3.      Al no obtener voltaje se mezclaron las dos soluciones en un mismo vaso y se realizaron las mediciones.

4.      Se montó la celda de nuevo, pero ahora con FeSO₄ y CuSO₄. Se realizaron los mimos pasos que para la celda anterior.

Figura 4. Equipo de celdas montado.

Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

Resultados

a)    Corrosión

Tabla 1. Observaciones durante el proceso de corrosión:

	Observación de color o aspecto
Fierro + solución de NaCl + aire	Se aclaró el óxido a una tonalidad amarillenta
Fierro + zinc + solución de NaCl + aire	No se presentó ningún cambio, el zinc tiene mayor potencial de oxidación
Zinc + solución de CuSO4	A la placa de Zinc se le impregnaron pequeños grumos de Cobre metálico.
Cobre + solución de ZnSO4	La placa de cobre se limpió y presentó más brillo.

Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

Figura 5. Trozo de fierro después de la primera corrosión

Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

Figura 6. Trozo de fierro después de la corrosión.

Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

Figura 7. Barra de zinc después de la corrosión.

Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

Figura 8. Barra de cobre después de la corrosión.

Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

b)    Celdas galvánicas

El montaje planteado en la práctica no fue posible debido a la ausencia de un puente salino, por lo que se dividieron las reacciones de la siguiente manera:

a) Zn_(s) + Cu²⁺_(aq) à Zn²⁺_(aq) + Cu_(s)

En esta reacción se observó la formación espontanea de burbujas y cobre sólido en la superficie de la placa de zinc, con disminución de voltaje en el tiempo.

Figura . Formación de burbujas en la placa de zinc.

Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

Figura . Formación de cobre sólido sobre la placa de zinc.

Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

b) Cu_(s) + Zn²⁺_(aq) à  Zn + Cu²⁺

Esta reacción no fue espontanea, por lo al aplicar corriente eléctrica con la batería de 9V, se observó la formación de Zn_(s) en la superficie del electrodo.

c) Fe_(s) + Cu²⁺_(aq) à Fe²⁺_(aq) + Cu_(s)

Se observó la formación de cobre sólido en la superficie del hierro con disminución de voltaje en el tiempo.

Figura . Formación de cobre sólido sobre la placa de hierro.

Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

d) Cu_(s) + Fe²⁺_(aq) à Fe_(s) + Cu²⁺_(aq)

Se observó la formación de hierro en la superficie de la placa de cobre con disminución en de voltaje en el tiempo.

Tabla 2. Voltaje de la reacciones REDOX a través del tiempo.

Reacción	Tiempo (min)
	0	5	10
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)	0.86V	0.67V	0.33V
Fe(s) + Cu2+(aq) à Fe2+(aq) + Cu(s)	0.25V	0.23V	0.15V
Cu(s) + Fe2+(aq) à Fe(s) + Cu2+(aq)	0.44V	0.42V	0.41V

Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

Tablas 3 y 4. Datos y cálculos de celdas galvánicas

	Celda Zn – Cu
Reacción en el ánodo	Zn(s) ßà Zn2+(ac)+2e-
Reacción en el cátodo	Cu2+(ac)+2e-ßàCu(s)
Reacción global	Cu2+(ac)+Zn(s) ßàCu(s)+Zn2+(ac)
E⁰ celda (Volts)	1.10 V

	Celda Fe – Cu
Reacción en el ánodo	Fe(s) ßà Fe2+ +2e-
Reacción en el cátodo	Cu2+(ac)+2e-ßàCu(s)
Reacción global	Cu2+(ac)+Fe(s) ßàCu(s)+Fe2+(ac)
E⁰ celda (Volts)	0.78V

Discusión

a)    Corrosión

La corrosión se refiere al deterioro de los metales por un proceso electroquímico.

La reacción observada de la corrosión del fierro es la siguiente.

Fe + 3NaCl  à 3Na  + FeCl₃

Fe à Fe³⁺  + 3e^-

El cloro es el agente que oxida el fierro, pierde 3 electrones. Se forma cloruro férrico, que son los puntos amarillentos que se forman.

Mientras que en el inciso dos el zinc protege al fierro, ya que el zinc tiene mayor potencial de reducción:

Zn²⁺  + 2e^- à Zn               E⁰_Reducción = -0.74 V

Fe²⁺  + 2e^- à Fe               E⁰_Reducción= -0.44 V

En la corrosión 3  la barra de zinc es atacada por el cobre lo que provoca que se corroa. En esta reacción el zinc funciona como ánodo y el hierro como cátodo.

Zn⁰ + CuSO₄ à ZnSO₄ + Cu⁰

En la reacción el zinc reacciona con el sulfato de cobre para formar la sal soluble de sulfato de zinc, obteniéndose además un depósito esponjoso de cobre metálico sobre la superficie del zinc. Por esta razón, las reacciones similares a ésta reciben el nombre de reacciones de sustitución metálica.

Y en la última parte del experimento de corrosión la reacción que sucede es la siguiente:

Cu⁰ + ZnSO₄ à CuSO₄ + Zn⁰

El cobre se corroe dentro de la solución para formar moléculas de sulfato de cobre.

b)    Celdas galvánicas

Se llevó a cabo la reacción espontánea al colocar la placa de zinc en la disolución de sulfato de cobre. A medida que la reacción avanzó, el color azul de los iones Cu²⁺ se atenuó y se depositó cobre metálico sobre la placa de zinc. Al mismo tiempo el zinc comienza a disolverse.  (Brown, 2004)

Figura 9. Precipitado de Cu(s) metálico sobre la placa de zinc.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

En la celda voltaica planteada en la práctica esta reacción se lleva a cabo, sin embargo el Zn metálico y el Cu²⁺(ac) no están en contacto directo en la celda voltaica. En lugar de esto, el Cu metálico está en contacto con Cu²⁺(ac), y el Zn metálico con Zn²⁺(ac) en otro compartimiento. Debido a esto, la reducción de Cu²⁺ solo puede llevarse a cabo mediante un flujo de electrones a lo largo de un circuito externo. (Brown, 2004)

Para que la celda voltaica funcione, las soluciones de las dos medias celdas deben ser eléctricamente neutra. Un puente salino cumple este propósito, sin embargo, debido a la ausencia del mismo en la práctica, se  realizó la reacción redox en el mismo compartimiento. Para este sistema se midió un voltaje inicial de 0.86V, menor al esperado de 1.1V, probablemente debido a que no se llevó a cabo en condiciones normales, y porque la transferencia de electrones se dio tanto en el medio como a través de la corriente externa. (Brown, 2004)

Figura 10. Precipitado de Zn(s) al aplicar corriente de 9V.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

En el caso de la celda de sulfato de zinc con el electrodo de Cobre metálico, esta no fue espontánea debido a que su potencial estándar de reducción en agua es de -0.76V. No se observó precipitación de zinc (s) hasta que se proporcionó corriente externa con una batería de 9V. (Brown, 2004)

En las tres celdas se observó una caída de potencial en función del tiempo, debido a que entre más cerca está la reacción del equilibrio químico, el potencial tiende a cero. (Brown, 2004)

Cuestionario

1.     ¿Cuál fue la evidencia visual de la corrosión del fierro en la disolución de NaCl? Basa tu respuesta en una breve explicación.

Se observó una declaración en el Fierro, aparecieron unos puntos amarillos lo cual nos indicó que estaba ocurriendo una reacción, El cambio no fue tan evidente a pesar de que se dejó transcurrir la reacción por cerca de 5 minutos.

El fierro es un metal que cede electrones, mientras que el cloro al ser muy electronegativo jala los electrones del Fierro, éste hecho genera que se genere cloruro ferroso y que el Fierro comience a corroerse.

La fórmula en discusión es la siguiente:

2Fe + 2NaCl + 2H₂O = 2FeCl + 2NaOH + H₂

2.     ¿Por qué no se observó corrosión en el fierro cuando se formó una celda galvánica con el zinc?

Debido a que el Zinc protege al Fierro, ya que el Zinc tiene mayor potencial de reducción.

Zn²⁺  + 2e^- à Zn               E⁰_Reducción = -0.74 V

Fe²⁺  + 2e^- à Fe               E⁰_Reducción= -0.44 V

3.      ¿Cuál fue el agente o sustancia química que provocó la oxidación de fierro? Oxigeno. Si lo eliminas de la disolución, ¿será otra forma efectiva de evitar la corrosión del fierro? Si, sería la forma más efectiva pero es muy complicado eliminar esas sustancias

¿Por qué? Existen otras formas de evitar la corrosión del fierro, una de ellas es el recubrimiento del metal con alguna barrera que impida que el Fierro ceda electrones

4.     Defina los siguientes conceptos

a.       Cátodo. Es el electrodo en el que tiene lugar la reducción. El cátodo actúa como un dador de electrones a la reacción química producida en el electrodo. Se le asigna un signo positivo al cátodo. En el circuito externo, los electrones se desplazan del ánodo hacia el cátodo. (Gillespie & Beltrán, 1990)

b.      Oxidación. La oxidación es un cambio químico en el que un átomo o un grupo de átomos pierden electrones. La oxidación y la reducción siempre ocurren simultáneamente ya que el número de electrones perdidos en la oxidación debe ser igual al número de electrones ganados en la reducción.

Para que éste fenómeno ocurra, se necesita de un oxidante que es una especie química que captando electrones  (aumentando su carga negativa o disminuyendo su carga positiva) consigue la oxidación de la otra. (Teijón et al. 2006)

c.       Celda voltaica. Una celda voltaica o celda galvánica son dos semiceldas (ánodo y cátodo) que forman el sistema, en una celda voltaica ocurren reacciones espontaneas. Todas las baterías son celdas voltaicas, aunque su química redox y construcción pueden ser no tan simples, la celda voltaica de Zinc / Cobre recibe el nombre de celda de Daniell.

Todas las celdas voltaicas trabajan del mismo modo general: emplean reacciones redox favorecidas en los productos. Las celdas se construyen para que los electrones producidos cuando uno de los reactivos se oxida sean transferidos a través de un circuito eléctrico hacia el segundo reactivo, el cual se reduce. (Ball, 2005)

d.      Electrólisis. Es un proceso en el que se consume energía eléctrica para provocar un cambio químico. Los compuestos iónicos fundidos y las disoluciones de electrolitos en agua conducen la corriente eléctrica, gracias a que los iones pueden desplazarse bajo la influencia de un potencial eléctrico.

La electrolisis del agua constituye un ejemplo. La energía eléctrica divide al agua en los elementos que la componen: Hidrogeno y Oxigeno. La electrolisis también se emplea para el electro-plateado de un metal sobre otro, para obtener aluminio de su mineral común  (Al₂O₃). (Gillespie & Beltrán, 1990)

e.       Corrosión. Es el ataque destructivo que sufre un material, generalmente metálico, por reacción química o electroquímica con su medio ambiente. El efecto de la corrosión es una alteración de las propiedades de los materiales afectados, que puede venir acompañada de perdida de material.

La energía necesaria para arrancar un electrón de un metal varía mucho en los diferentes casos. Si dos metales se ponen en contacto uno de ellos tenderá a aceptar electrones del otro, hasta que la diferencia de potencial establecida por la trasferencia sea suficiente para oponerse a un nuevo paso de electrones a través de la superficie de contacto. (Gómez & Alcaraz, 2004)

        5.     Calcula el potencial de la siguiente celda a las condiciones especificadas:

Cu | Cu²⁺ (0.02M) || Ag⁺ (0.02M) | Ag

Ecuación balanceada:

2Ag⁺ +  Cu  ßà Cu²⁺ + 2 Ag

Cu²⁺ + 2e^-  à Cu            E⁰ (Cu²⁺ / Cu)= 0.34V

Ag²⁺ + 1e à Ag             E⁰ (Ag²⁺ / Ag)= 0.84V

E _oxidación = 0.34 – (0.0296) Log (0.002) = 0.419

E _reducción = 0.84 – (0.0296) Log (0.002) = 0.919

E _celda = E _oxidación  + E _Reducción

 E _celda = 0.419 V + 0.919 V

E _celda = 1.339 V

6.     Calcula el potencial de la siguiente celda e indica  si sería espontánea. Justifica tu respuesta:

Ag | Ag⁺ (0.02M) || Cu²⁺ (0.02M) | Cu

Ecuación balanceada:

2Ag⁺ +  Cu  ßà Cu²⁺ + 2 Ag

E⁰ (Ag²⁺ / Ag)= 0.84V

E⁰ (Cu²⁺ / Cu)= 0.34V

E⁰_total  = 0.84V – 0.34V  = 0.50V

Debido a que tienen un potencial positivo, la reacción es espontanea.

7.     Considere la electrólisis del BaCl₂ fundido. ¿Cuántos gramos de Ba metálico se pueden producir al pasar 0.5 Amperes durante 30 minutos?

Ba²⁺ + 2e^- = Ba

I = 0.5 A

T = 0.5h

F = 96500 C

Conclusión

Se determinó la espontaneidad de la reacción redox hierro-cobre y zinc-cobre. Se observó la caída de potencial conforme a estas reacciones tendían al equilibrio.

Bibliografía

Ball, David. (2005). Fisicoquímica. Thomson. Traducido, México

Brown, T. (2004) Química, la ciencia central. Pearson Educación. México.

Clavijo, A. (2002) Fundamentos de Química Analítica. Equilibrio Iónico y Análisis                Químico. Universidad nacional de Colombia, Sede Bogotá.

Gillespie, Ronald & Beltrán, Aurelio (1990). Química. Reverte. Barcelona,España.

Gómez de León, Félix & Alcaraz, Diego. (2004). Manuel Básico de Corrosión para              Ingenieros. Universidad de Murcia. España.

Teijón, J. Et al. (2004). La química en Problemas. Tébar. 2ª Edición. Madrid, España