Práctica 15

Tecnológico de Monterrey Campus Puebla

“Electroquímica yreacciones REDOX.”

Víctor Hugo Blanco Lozano

Equipo #2, Sesión 15

Objetivo:

Aplicar el conocimiento de óxido-reducción ya obtenido en la sesión anterior pero esta vez en celdas galvánicas y electrolíticas.

Introducción:

En la electroquímica se llevan a cabo reacciones REDOX, en las cuales la energía liberada por una reacción espontánea se convierte en electricidad o es aprovechada para provocar una reacción química no espontánea. En el laboratorio podemos hacer uso de una celda galvánica (electroquímica) para generar electricidad mediante este tipo de reacciones. Un ejemplo:

Donde el cobre es el que cede electrones y fluyen hasta la plata que es la que los obtiene; por lo tanto la Plata tiene carga negativa y el cobre positiva. El cobre se denomina ánodo porque es ahí donde ocurre la oxidación y la Plata es denominada cátodo porque hay reducción. Se coloca un puente salino para que pueda llevarse a cabo la reacción. Los iones del puente (Cloruro de potasio);es decir, los positivos de potasio y los negativos de cloro se mueven hacia uno diferentes electrodos  los positivos hacia el cátodo y los negativos hacia el cobre.

Procedimiento:

Se depósito en un vaso de precipitado una disolución de NaCl al 3.5% y se le suministró aire por medio de una manguera de manera que estuviera burbujeando la solución. Posteriormente se introdujo un trozo de fierro y como resultado este se magnetizo y presento un poco de corrosión. La prueba de que se magnetizo fue que al intentar tomarlo con la pinzas el clavo de fierro se pegaba en seguida a las pinzas, además de que presento ligera oxidación.

Se procedió hacer el mismo experimento, sólo que la única diferencia sería que se introduciría el trozo de fierro pero se unió a un trozo de zinc por medio de un alambre. Los resultados fueron he se produjo una oxidación más notable que la anterior y también hubo magnetismo.

En otro experimento se colocó en un vaso de precipitado 50 ml de una solución de CuSO4 a 0.5M y se introdujo un trozo de zinc metálico, lo que ocurrió es que se volvió de color negro al entrar en contacto con la solución, lo que ocurrió es que la parte en contacto se oxidó. Se lavó con agua destilada y no presento cambios aparentes, aunque al tocar la placa de zinc el color negro se va y toma su tonalidad original.

Se coloco en un vaso de precipitado 50 ml de una solución se ZnSO4 a 5M y se introdujo un trozo de cobre metálico durante un minuto y se sacó, el cambio no fue tan notable como el del zinc, además de que tomo una tonalidad más clara la parte sumergida.

CELDAS GALVÁNICAS

Se armo un sistema donde se mediría el potencial eléctrico de dos soluciones una de CuSO4 y ZnSO4. También de barras de zinc y cobre metálico, los cuales se conectaron mediante un perico y se colocaron en sus respectivas soluciones, posteriormente se midió el potencial eléctrico por medio de electrodos y un multímetro, al inicio y después de 5 minutos.

Al principio y al final el potencial fue el mismo, teniendo una lectura de 0.04 volts. Una vez hecho el primer experimento se invirtieron los electrodos y se volvió a tomar las medidas. Los resultados fueron distintos comenzando con 0.12 volts, al minuto cambió a 0.11 volts y después de 4 minutos cambió a 0.10 volts teniendo una disminución en la capacidad eléctrica.

 

Se volvió hacer el mismo experimento, con la variante de que ahora se usaría FeSO4 en lugar de ZnSO4 y se usó fierro metálico (clavo). Al colocarse los electrodos la lectura fue de 0.42 volts y al término de los 5 minutos el lector marcó 0.24 volts.

 

Observaciones durante el proceso de corrosión

Fierro + solución de NaCl + aire	Entre naranja y rojo
Fierro + zinc + solución de NaCl + aire	Naranja
Zinc + solución de CuSO4	Blanco
Cobre + solución de ZnSO4	Rojizo

Espontaneidad de reacción redox

Reacción química	¿Es espontanea?	¿por qué?
	No	Se necesita suministrar energía para que se lleve acabo la reacción

Cuestionario:

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

El clavo fue introducido en la solución de NaCl y, al extraerlo con las pinzas presentaba un color naranja rojizo (característico de la corrosión) y, además, se magnetizo al grade de que, cuando se tomó con las pinzas el clavo se quedo “pegado” a estas.

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

Porque la función de la celda galvánica es la de prevenir la corrosión cambiando el potencial ya que se aplica una corriente catódica provoca que el potencial del acero se desplace en dirección negativa en la cual el metal se encuentra estable y no permite la corrosión

3. ¿Cuál fue el agente o sustancia química que provocó la oxidación de fierro? El oxígeno

Si lo eliminas de la disolución, ¿será otra forma efectiva de evitar la corrosión del fierro? 

Si, pero sería muy difícil ya que se necesita tener un ambiente en el que no haya presencia de oxígeno, situación que es un poco complicada de lograr.

¿Por qué?
Porque el medio ambiente es el principal factor que actúa a favor de la corrosión, es decir, favorece el proceso notablemente.

4. Defina los siguientes conceptos

a. Cátodo: Es el polo negativo de  una fuente de electricidad.

b. Oxidación: Se presenta cuando en un elemento un átomo que es inestable pierde un electrón y esto permite al átomo formar nuevos compuestos con otros elementos.

c. Celda voltaica: Es un dispositivo empleado para producir energía a partir de una reacción redox, la cual consiste en inducir la transferencia de electrones por una vía externa y no en los reactivos.  

d. Electrólisis: Es un proceso que, mediante una celda electrolítica y utilizando energía eléctrica produce una reacción química no espontánea.

e. Corrosión: Es la destrucción de un material debido a la interacción química con el medio ambiente. 

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

Las reacciones de las semiceldas son:

Ag++ e- ----> Ag + 0.80 V

Cu+2+ 2e- ----> Cu + 0.34 V

Balanceadas quedarán de la siguiente manera:

2 (Ag++ e- ----> Ag) ánodo = cobre

Cu ----> Cu+2+ 2e- cátodo = plata

Ecelda = 0.46 V

Sustituyendo la ecuación de Nernst con las condiciones dadas, ésta quedaría:

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

Se realiza el mismo procedimiento que en la pregunta anterior, solo que esta vez el anión y catión cambian su posición.
Ánodo = plata
Cátodo = cobre

La ecuación de la reacción quedará dada por:
2Ag  + Cu⁺² → Cu+ 2Ag⁺

El potencial de la celda será el mismo que el anterior, solo que ahora con signo contrario.
E_celda = -0.46 V
Y sustituyendo en la ecuación de Nernst:

Se puede concluir que la reacción no es espontánea a condiciones estándar, ya que la concentración de Cu no es la suficiente como para poder desplazar la reacción haciendo cambiar su sentido.

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

Se tiene que la reacción es:   Ba²⁺ + 2e^- = Ba

I = 0.5 A
T = 0.5h
F = 96500 C

Con las condiciones dadas se obtuvieron 0.63 gramos de Ba

Conclusión:

El experimento del fierro nos permitió comprobar de manera muy efectiva lo que es el efecto de oxidación ya que al corroerse el fierro, esto indica que pierde hidrógeno y por lo tanto se  oxida , así como también electrones por lo que presento el efecto de magnetismo al tratar de removerlo con las pinzas.  En el caso de la celda galvánica se observa  cómo se va a provocar una corriente eléctrica al cerrar un circuito mediante la creación de un ánodo y un cátodo que ocasionarán un voltaje que resultará la prueba de que existe un potencial eléctrico 

Referencias:

- Daza Pérez, E. (4 de Noviembre de 2008). ¿Qué es una celda galvánica?. Recuperado el 2 de Abril de 2013, de El blog Boyacense.:  http://elblogboyacense.com/2008/11/04/celda-galvanica/

-Ávila J. y J. Genescá, Más allá de la herrumbre, FCE-SEP-CONACYT, México, 1986, 110 pp.    

 (Colección La Ciencia desde México, núm. 9).