Esta practica
está orientada a la parte de electroquímica. Hay 3 experimtentos diferenciados.
Para entender
bien la practica es necesario de saber diferenciar bien las especies que se
oxidan y las que se reducen,así como saber predecir el sentido de la reacción
redox, conocer las leyes de Faraday y todos los conceptos elementales de la
electroquímica.
Los objetivos
de la primera parte es observar en que consiste una reacción de
oxidación-reduccion y comprobar la tendencia a la oxidación de varios metales
en función de su potencial estardar de reducción.La segunda parte consiste en
la construcción de una pila galvanica.La ultima parte de la practica consiste
en la preparación de una pila electrolítica,donde se estudiará la electrolisis
el yoduro de potasio,mediante procesos de volumetría y el calculo de la
intensidad de corriente que circula por las celdas electrolíticas.
PRIMERA PARTE
Las
reacciones de oxidación-reducción, o “reacciones redox” son aquellas en las que
las sustancias participantes intercambian electrones. La pérdida de electrones
por parte de un reactivo (oxidación) viene acompañada de la ganancia de
electrones por parte del otro reactivo (reducción). La especie que pierde
electrones se dice que se oxida y la especie que gana electrones se reduce .
Las
semirreacciones de oxidación y reducion ocurren a la vez en la misma reacción,
lo que supone que no existe cambio en el numero de electrones en la reaacion ya
que los electrones perdidos en la oxidación son los ganados en la semirreaccion
de reducción.
En las
reacciones de oxidación-reducción
existen un agente oxidante, es aquél que efectúa la oxidación de otra especie
mientras él se reduce, y un agente reductor, efectúa la reducción de otra
especie mientras él se oxida.
1 parte.- Ensayos de
oxidación-reducción.
Materiales:
Tubos de ensayo y gradilla.
Productos:
Zn, Cu y Pb metalicos.
disoluciones
0,1 M de Zn(NO3)2, Cu(NO3)2 y Pb(NO3)2.
Procedimiento
experimental:
1.
Se
pone en seis tubos de ensayo limpios:
a.
Zn(s)
+ 3 mL de una disolución 0,1M de Cu(NO3)2
b.
Zn(s)
+ 3 mL de una disolución 0,1M de Pb(NO3)2
c.
Cu(s)
+ 3 mL de una disolución 0,1M de Zn(NO3)2
d.
Cu(s)
+ 3 mL de una disolución 0,1M de Pb(NO3)2
e.
Pb(s)
+ 3 mL de una disolución 0,1M de Zn(NO3)2
f.
Pb(s)
+ 3 mL de una disolución 0,1M de Cu(NO3)2
2.
Se
deja reaccionar las las disoluciones con los metales.
SEGUNDA PARTE
La
segunda parte de la practica es la construcción de la pila galvanica.Se puede
definir una pila galvanica como una pila electroquímica en la que una reacción
química origina una corriente eléctrica. Está formada por dos electrodos
comunicados(solidos) eléctrica e iónicamente.
La
necesidad del componente solido se debe a que son los que hacen que los
electrones puedan circular del electrodo negativo al positivo.El puente salino
a su vez es el que permite la difusión de iones de una semicelda a la otra para
mantener la neutralidad eléctrica.
Algunas
definiciónes y conceptos importantes importantes:
-
Potencial estándar del electrodo: es el que mide la tendencia que tiene un
electrodo a generar un proceso de reducción.
-Fuerza
electromotriz: es la diferencia de potencial entre los electrodos de una pila
que se mide con el voltímetro y corresponde al potencial de reducción del
electrodo positivo o cátodo, que es aquél en el que tiene lugar la reducción,
menos el potencial de reducción del electrodo negativo o ánodo, que es
aquél en el que tiene lugar la
oxidación.
-Cuando
se enfrentan dos electrodos, se reducirá el que tenga mayor tendencia a
reducirse, esto es, el que tenga mayor potencial estándar de reducción; en el
otro electrodo ocurrirá la oxidación.
-Si Ecel
es positivo, la reacción tiene lugar de forma espontánea en sentido directo
para las condiciones indicadas.
-Si Ecel
es negativo, la reacción tiene lugar de forma espontánea en sentido inverso
para las condiciones indicadas.
-Si Ecel
= 0, la reacción está en equilibrio en las condiciones indicadas.
-Obtencion
de la fem e :
-Constante
de equilibrio
Segunda parte. Pila
galvánica.
Material:
tubos de ensayo, un tubo en U, algodón, una placa de aluminio, una placa de
cobre.
Disolución
0,01 M de sulfato de cobre (II) pentahidratado (CuSO4·5H2O)
Disolución
0,01 M de cloruro de aluminio hexahidratado
(AlCl3·6H2O)
Procedimiento
experimental:
1.
Se
pone en un tubo de ensayo 18 mL de una disolución 0,01M de cloruro de aluminio y sumerge en él la placa de
aluminio.
2.
En
otro tubo de ensayo se añaden 18 mL de
la disolución 0,01M de sulfato de cobre (II), donde sumergirá una placa de
cobre.
3.
Se
llena un tubo en “U” con una disolución saturada de un electrolito fuerte
(NaCl) y se taponan los extremos con dos trozos de algodón.
4.
Se
coloca el tubo de forma invertida conectando los dos tubos de ensayo.
5.
Se
unen las placas de aluminio y cobre a un
medidor de corriente.
6.
Se
mide la diferencia de potencial entre las placas con un voltimetro.
TERCERA PARTE
Esta
última parte consistía en la creación de una pila electrolítica de yoruro de
potasio.Para entenderla un poco es necesario saber que las reacciones redox que
no ocurren de forma espontanea se pueden inducir aplicando un diferencial de
potencia por por medio de una fuente externa y dos conductores introducidos en
una solución. El paso de la corriente provoca una electrolisis, en la cual las
semirreacciones de oxidación-reducción ocurren en la superficie de los
electrodos.
Así,podemos
definir electrolisis como la transforamcion de unas sustancias en otras gracias
al paso de corriente eléctrica.Una de las características de la electrolisis es
que la masa de las sustancias
depositadas es proporcional a la cantidad de electricidad que ha pasado a
través de la celda electrolitica
Volumetrías
ácido-base.-
Cuando un ácido y una base
reaccionan, se neutralizan sus propiedades para dar una sal y agua. Si ponemos
una disolución de una base en un vaso, y un ácido en una bureta, al ir
añadiendo, gota a gota, el ácido sobre la base, ésta se irá neutralizando hasta
llegar a un punto (punto estequiométrico) en el que ha reaccionado toda la base
con el ácido añadido, según la estequiometría de la reacción.
Volumetrías redox.-
De la misma forma, en una valoración
redox, ocurre la reacción de oxidación-reducción entre el reductor de
concentración conocida, que se agrega gota a gota desde la bureta y el oxidante
del que se pone en un vaso un volumen exactamente medido. Las volumetrías redox
tienen su fundamento en la utilización cuantitativa de la transferencia de
electrones que tiene lugar en las reacciones de oxidación-reducción.
1.
Montaje
de la pila electrolítica.
a.
se
unen las dos celdar colocando una membrana de papel de filtro entre las dos .
b.
Se
llenan las dos celdas con 15 mL cada una de una disolución 0,5 M de KI
c.
Se sumerge en cada celda un electrodo de
grafito y se conecta cada electrodo a una fuente de alimentación continua.
d.
Se
deja que la corriente pase durante 5
minutos a través de los electrodos e inmediantamente después de se
traslada la disolución a dos tubos de ensayo (uno para cada celula) con ayuda
de un cuentagotas
e.
Se
vuelve a repetir el paso anterior pero esta vez se deja pasar la corriente
durante 10 minutos.
2.
Volumetrías:
a.
Medidos
la cantidad de producto obtenido de cada una de las celdillas en cada uno de
los tiempos.
b.
Se
miden 6 ml de la disolución básica obtenida en la pila y se le añaden unas
gotas de fenoftaleina
c.
Se
llena una pipeta de HCl y se va añadiendo gota a gota a la disolución básica
hasta que esta cambia de color y se vuelve de color rosa.
d.
Se
calcula la molaridad del (OH-) para cada valoración, y el valor promedio de los
dos se considera como la concentración de base obtenida en la electrolisis. Los
moles de hidroxilos producidos en la
electrolisis corresponden al producto de esa concentración por el volumen de
disolución de la celda electrolítica (0,015 L)
e.
Se
miden 6 ml de la disolución acida obtenida en la pila.
f.
Se
llena otra pipeta de tiosulfato de sodio y se deja caer gota a gota en la
disolución acida hasta que esta cambia de color.
g.
Se
repite las volumetrías para los productos obtenidos tras 10 minutos.
h.
Se
calcula molaridad de (I2) para cada
valoración, y el valor promedio de los
dos se considera como la concentración de yodo obtenida en la electrolisis .
Los moles de yodo producidos en la
electrolisis corresponden al producto de esa concentración por el volumen de
disolución de la celda electrolítica (0,015 L)
3.
Calculo
de la intensidad
a.
Conocidos
los moles de productos obtenidos en las electrolisis realizadas, se procederá a
calcular la intensidad de corriente que ha pasado por las celdas:
No hay comentarios:
Publicar un comentario