ITESM Campus Puebla
Integrantes:
Juan Carlos López Medina A01324506
Arturo Tlelo Reyes A01099697
Carla María Barceló Chong A01099195
Iván Eduardo Teáhulos Castillo A01324895
Responsables del laboratorio:
Mtro. Victor Hugo Blanco Lozano
Dr. Isaac Monroy
ELECTROQUÍMICA Y REACCIONES RÉDOX
Objetivo: Mediante celdas galvánicas y electrolíticas aplicar los conocimientos sobre el proceso de óxido reducción.
Introducción:
-La electroquímica se encarga del estudio de la transformación que ocurre entre la energía eléctrica y química. Éstos procesos son considerados reacciones rédox donde la energía que se libera pasa a ser electricidad (celda electroquímica) o en las cuáles la energía eléctrica se utiliza para llevar a cabo una reacción química que en sí sola no es espontánea, esto significa que entre nuestras reacciones habrá un intercambio de electrones.
Ánodo: electrodo en el cuál se lleva a cabo el proceso de oxidación
Cátodo: electrodo donde se lleva a cabo el proceso de reducción
Celda de Daniell:
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| I. Semiceldas (separación raya simple es la interfase del electrodo y su solución, doble línea indica puente salino) |
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| II. Celda electroquímica |
-Al ponerse en contacto el electrodo del Zinc con la solución de Sulfato de Cobre se inicia la siguiente reacción espontánea:
-Un puente salino a base de KCl y NH4NO3 se coloca entre ambas celdas para poder mover electrones de una semicelda a otra, el flujo se llevará del ánodo al cátodo
-La reacción total de la celda se representa mediante la suma de los potenciales eléctricos de las semiceldas:
-Para el proceso de reducción se utiliza la siguiente ecuación:
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| E0= potencial estándar de reducción para soluciones al 1M y 1 atm. A dicho electrodo de hidrógeno se le llama EEH (electrodo estándar de hidrógeno) |
Experimento 1: Corrosión
Parte 1:
Se colocó la disolución de NaCl al 3.5% en un vaso de precipitado y se pasó una corriente de aire a través de la disolución por medio de una manguera conectada a la llave del aire. Luego se introdujo un trozo de hierro en la disolución mientras burbujeaba.
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| Trozo de fierro en la disolución de NaCl |
No hubo un cambio inmediato observable. Es necesario añadir que el trozo de hierro ya presentaba oxidación por lo que se dejó aproximadamente 5 min. Pasado este tiempo, la barra se oxidó un poco más.
Se hizo el mismo procedimiento de la parte 1, pero ahora se introdujo a la disolución un clavo de hierro unido a un trozo de zinc con ayuda de un caiman.
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| Trozo de hierro. Se puede ver óxido cerca de las marcas en forma de cruz |
Parte 2:
Se hizo el mismo procedimiento de la parte 1, pero ahora se introdujo a la disolución un clavo de hierro unido a un trozo de zinc con ayuda de un caiman.
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| Hierro y zinc unidos mediante un caimán.
Después de 10 minutos de hacer el proceso del paso de aire, no se notó un cambio notorio.
También se realizó este procedimiento con los trozos de metal por separado.
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Después de 10 minutos de hacer el proceso del paso de aire, no se notó un cambio notorio.
También se realizó este procedimiento con los trozos de metal por separado.
En el caso del zinc no hubo un cambio notorio.
En el caso del clavo de hierro, la solución se tornó amarillenta
Parte 3:
Se preparó una disolución de CuSO4 0.5M. En un vaso de precipitado, se introdujo un trozo de zinc metálico. Después de un minuto se retiró el metal de la disolución y se lavó con agua destilada.
También se realizó este procedimiento con los trozos de metal por separado.
En el caso del zinc no hubo un cambio notorio.
En el caso del clavo de hierro, la solución se tornó amarillenta
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| Solución de NaCl de color amarillento |
Parte 3:
Se preparó una disolución de CuSO4 0.5M. En un vaso de precipitado, se introdujo un trozo de zinc metálico. Después de un minuto se retiró el metal de la disolución y se lavó con agua destilada.
Antes de que se cumpliera el minuto, unas burbujas rodearon la barra de zinc y se empezaron a desprender fragmentos de metal.
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| Fragmentos de metal desprendidos en la solución de CuSO4 |
Cuando se hizo el lavado, una pequeña capa de metal se desprendió del zinc metálico. La coloración cambió en el lugar en el que fue expuesto por uno más oscuro.
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| Cambio de color en el zinc |
Se preparó una disolución de ZnSO4 a 0.5M. En un vaso de precipitado, se le introdujo un trozo de cobre metálico con la disolución. Después de un minuto se retiró el metal de la disolución y se lavó con agua destilada.
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| Trozo de metal con la solución de ZnSO4 |
Al comparar el estado de la barra inicial, con el el final, no se observó un cambio aparente.
Debido a que en parte, la barra se encontraba un poco opaca y machada, se optó por usar una moneda de cobre y esta vez se dejó en la solución por 30 min.
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| Estado inicial de la moneda |
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| Estado final de la moneda |
En general, solo se notó un pequeño brillo rosa tornasol en una pequeña región que no es posible mostrar en la imagen. Se podría decir que el ZnSO4 no ejerce un efecto importante en el cobre.
Discusión: El fenómeno de la corrosión se debe principalmente a factores como agua, la atmósfera y las sales. En este caso la corrosión del hierro fue llevada a cabo por agua, sal y aire que contiene oxígeno. El oxígeno es un oxidante que roba electrones con más facilidad que el agua, es por ello que la oxidación se hace más notoria en un menor tiempo.
La protección lograda con el zinc y el hierro se debe a que el zinc es un metal más electronegativo que el hierro. Estos dos metales forman un par galvánico que hace que el Zn se oxide y se le brinde protección al hierro. Sin esta protección, el hierro se oxida más fácilmente.
En la parte 3 y 4 sucede algo similar. La formación de cobre en las paredes del Zn se debe a que hay una reacción de sustitución que hace que el Zn se oxide y el Cu se reduzca. El cobre tiene una mayor electronegatividad y esto hace que no se produzca el proceso inverso. Esto se ve en la parte 4, pues no se puede formar zinc en las paredes del cobre.
Experimento 2: Celdas galvánicas
Parte I:
Primero se realizó el montaje de la celda:
Primero se realizó el montaje de la celda:
Se usaron 40 ml de CuSO4 y de ZnSO4 ambas al 0.5 M y con ayuda de un multímetro, se midió el voltaje. Debido a que no había interacción, la lectura marcaba 0 V.
Al no contar con un
puente salino, se colocaron ambas disoluciones de CuSO4 y de ZnSO4 en el mismo vaso
de precipitado para que se pudiera dar la reacción.
Se evitó el contacto de los electrodos de zinc y cobre al llevar a cabo el experimento y se midió el potencial eléctrico de la celda utilizando un multímetro en intervalos de 5 min, cambiando el sentido de las conexiones. Para este caso, el cable rojo está conectado al Cu y el negro al Zn.
La primera lectura mostrada corresponde a 0.86 V
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| Soluciones de Cobre y Zinc con sus respectivos electrodos. La lectura marca 0 V pues no hay reacción entre ellos. |
Se evitó el contacto de los electrodos de zinc y cobre al llevar a cabo el experimento y se midió el potencial eléctrico de la celda utilizando un multímetro en intervalos de 5 min, cambiando el sentido de las conexiones. Para este caso, el cable rojo está conectado al Cu y el negro al Zn.
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| Soluciones con sus respectivos electrodos reaccionando. |
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| Primera lectura registrada |
La segunda lectura se realizó cambiando las conexiones. Ésta fue de -0.87 V
Tercera lectura de 83 V.
Mientras transcurría el tiempo, la reacción daba lugar a la formación de Cobre metálico depositado en el electrodo de zinc.
De acuerdo a lo visto en este experimento, la reacción favorece la formación de cobre metálico. Por lo que la reacción es espontánea en este sentido es
Tercera lectura de 83 V.
Mientras transcurría el tiempo, la reacción daba lugar a la formación de Cobre metálico depositado en el electrodo de zinc.
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| Cobre depositado en el electrodo de zinc. |
De acuerdo a lo visto en este experimento, la reacción favorece la formación de cobre metálico. Por lo que la reacción es espontánea en este sentido es
Zn + CuSO4 -----> Cu + ZnSO4
Se puede comprobar esto con las lecturas positivas del multímetro. Como ya se dijo, el cable rojo (cátodo) se conectó al cobre y el cable negro (ánodo) al zinc. Al invertir las conexiones,la lectura es negativa, lo que se indica que la reacción está sucediendo en el sentido inverso.
Conforme pasa el tiempo, la lectura va disminuyendo debido a la disminución de los reactivos y la formación de productos.
Parte II:
2. Se realizó el
montaje de la celda:
Se utilizó, al igual que en el experimento anterior, una disolución de CuSO4 0.5 M y se preparó otra de FeSO4 a la misma concentración. Se colocaron ambas disoluciones en el mismo vaso
de precipitado para que se pudiera dar la reacción.
Cinco minutos después y al invertir las conexiones, se obtuvo una lectura de -0.49 V.
La tercera lectura fue de 0.52 V.
Al finalizar el experimento, la solución se tornó de un color azul claro.
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| Lectura registrada antes de iniciar la reacción en los vasos separados. |
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| La mezcla de disoluciones da este color verde. |
Hubo un error en el montaje, pues el cable rojo está en el lugar de lectura del ánodo y el negro en el del cátodo. El cable rojo se conectó al electrodo de hierro y el negro al de cobre.
La primera lectura registrada fue de 0.43 V.
La tercera lectura fue de 0.52 V.
Al finalizar el experimento, la solución se tornó de un color azul claro.
De acuerdo a la medición del multímetro, el elemento que actua como ánodo (el que se oxida) es el Fe y el cátodo (el que se reduce) es el cobre y siguen el sentido de la siguiente reacción:
Fe + CuSO4 ----> Cu + FeSO4
La formación de cobre se puede apreciar muy débilmente en las paredes del clavo de hierro.
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| Clavo con una coloración rojiza perteneciente al cobre. |
Es importante mencionar que el voltaje aumentó conforme pasaba el tiempo pasando de 43 al inicio y 53 a los 15 min.
Discusión: en la parte dos del experimento, el aparente aumento de voltaje se puede deber a la errónea conexión en el multímetro. Es probable que, al igual que en la parte uno, el voltaje disminuyera en lugar de aumentar. Esto es más probable debido a que la reacción se va deteniendo debido a la reducción del CuSO4 que pasa a ser Cu metálico.
Los cambios en la coloración de las soluciones también es un indicador del sentido de la reacción. En la parte uno, la solución debería pasar a ser totalmente de ZnSO4 y la segunda a ser FeSO4.
Para la parte I del experimento, la formación del cobre es más aparente, sin embargo para la parte dos esto no es tan claro. Al principio se pensaba que el color rojizo en el clavo de hierro era producto de la oxidación causada por la celda galvánica. Sin embargo, esto corresponde a una pequeña cantidad de hierro que se comienza a formar. El potencial de celda de la reacción Zn + CuSO4 -----> Cu + ZnSO4 es mayor que el de Fe + CuSO4 ----> Cu + FeSO4, es por ello que el cobre formado es mayor en la primera que en la segunda.
El estudio de las celdas galvánicas y el fenómeno de la corrosión es de suma importancia para el estudio de la ingeniería. La energía producida de las reacciones espontáneas ha ayudado a que hoy en día existan baterías en casi cualquier dispositivo y que éstas se puedan recargar, permitiendo una duración más prolongada.
A su vez, entender cómo prevenir la corrosión es de suma importancia para la ciencia de los materiales. Al entender cómo los metales se oxidan, se puede garantizar su protección y evitar su deterioro. Garantizando la seguridad y la duración de éstos.
En general, esta práctica fue importante porque a través de experimentos se pudo medir experimentalmente el potencial de celda e incluso predecir el sentido de una reacción redox.
CUESTIONARIO
1.
¿Cuál fue la evidencia visual de la corrosión del fierro en la disolución de NaCl? Basa tu respuesta en una breve
explicación.
La rápida formación de óxido en el trozo de hierro y en el caso de las zonas ya corroídas, éstas se hicieron más grandes.
2. ¿Por qué no se observó corrosión en el fierro cuando se formó una celda galvánica con el zinc?
La rápida formación de óxido en el trozo de hierro y en el caso de las zonas ya corroídas, éstas se hicieron más grandes.
2. ¿Por qué no se observó corrosión en el fierro cuando se formó una celda galvánica con el zinc?
Porque el zinc brinda protección
a éste debido a que es más electronegativo y esto hace que sea atacado antes
que el hierro.
3. ¿Cuál fue el agente o sustancia
química que provocó la oxidación de fierro? Sal
Si lo eliminas de la disolución, ¿será otra
forma efectiva de evitar la corrosión del fierro? Sí
¿Por
qué?
Porque las sales disueltas favorecen la corrosión debido a que atraen agua
a la superficie de metal, causando la oxidación
4.
Defina los siguientes conceptos
a)
Cátodo:
Es la superficie metálica en la donde se produce la reacción de reducción.
b) Oxidación
Es un proceso de pérdida de electrones y se produce un aumento en el estado de oxidación de un átomo.
c) Celda voltaica
También recibe el nombre de Celda galvánica. Es una celda en la que se produce espontáneamente una reacción que produce electricidad.
d) Electrólisis
Proceso en el que se usa electricidad para favorecer una reacción no espontánea. Se invierte el flujo de los electrones y una celda voltaica se transforma en una celda electrolítica.
e) Corrosión
Según Ulick R. Evans, ésta puede ser definida como la destrucción por agentes electroquímicos o químicos. Involucra la transferencia de electrones desde una superficie metálica hasta una solución acuosa-electrolítica. 5. Calcula el potencial de la siguiente celda a las condiciones especificadas:
Los potenciales de reducción para las semiceldas son las siguientes
Ag++ e- ---> Ag +0.80 V
Cu+2+ 2e- ----> Cu +0.34 V
Se balancea el número de electrones
(Ag++ e- ---> Ag) 2
Cu ---->Cu+2+ 2e-
Cu+ 2Ag+ ----> 2Ag + Cu+2
Ecel= 0.46 V
Con las condiciones especificadas y el balanceo, se usa la ecuación de Nernst
+00.54.55.png)
Ecel= 0.4097 V
6. Calcula el potencial de la siguiente celda
e indica si sería espontánea. Justifica
tu respuesta:
Si se usan los datos descritos anteriormente, cambia el sentido de la reacción a
2Ag + Cu+2 à Cu+ 2Ag+
El ánodo ahora es la plata y el cátodo el cobre
El potencial de celda es -0.46 V, no es espontánea a condiciones estándar.Usando la ecuación de Nernst:
+01.03.41.png)
El potencial es de Ecel= -0.4097 V, por lo que tampoco es espontánea cambiando la concentración. La reacción no es espontánea porque la concentración de Cu+2 no es suficiente para desplazar el sentido de la reacción.
7. Considere la electrólisis del BaCl2 fundido. ¿Cuántos gramos de Ba metálico se
pueden producir al pasar 0.5 Amperes durante 30 minutos?
El bario se reduce en la siguiente ecuación
3e- + BaCl2 --> Ba
+23.05.55.png){kind=small}
Referencias:
-Gonzáles Ignacio, O. G. (13 de octubre de 2009). EMC= COSMOS: La Enciclopedia de las Ciencias y la Tecnología en México . Recuperado el 06 de marzo de 2013, de http://www.izt.uam.mx/cosmosecm/ELECTROQUIMICA.html
-Petrucci, R. (2011). Quimica General (10th ed.). Madrid, España: Pearson.
