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ELECTROQUÍMICA

OBJETIVOS

• Analizar e interpretar diferentes reacciones de óxido-reducción.
• Comprobación de las leyes de la electroquímica.
• Armado de pilas y celdas electrolíticas.

MATERIALES:

• Propipeta
• Matraz   
• Pipeta
• Vaso de Precipitados
• Espátula
• Tubo de Ensayo
• Probeta
• Diafragma con lana de vidrio en su parte inferior
• Electrodos de grafito
• Voltímetro
• Cocodrilos
• Puente Salino

DROGAS:

• Zn _(s)
• Fe _(s)

• Al _(s)
• H₂SO_{4 (sc)}
• H₂O _dest
• Na(OH) _(l)
• KMnO_4(sc)
• NaCl_(sc)
• KI_(sc)
• K₂Cr₂O_{7 (sc)}
• CuSO_{4 (sc)}

MÉTODO:

Ver página 213, 214 y 215, Trabajo Práctico 7  “Electroquímica”, Guía: “QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA” Seminarios y Trabajos Prácticos, 2006.

RESULTADOS:

Reacción de óxido reducción.

Experimento 1: Acción de ácidos sobre metales.

Experimento 2: Acción de ácido sobre metales.

Experimento 3: Reacciones redox en solución.

Experimento 4: Electrólisis de una solución acuosa de NaCl con diafragma.

Cátodo: Mayor cantidad de burbujeo, dentro del compartimiento de vidrio con diafragma. Fue progresivamente, virando al fucsia. 

Ánodo: Menos burbujeo, se produce en el compartimiento externo. Presentó olor a lavandina

Experimento 5: Construcción de la pila de Daniell.

El tester en posición 2,  marcó un E = 0,987.

CONCLUSIÓN:

            En el primer experimento realizado, concluimos que los metales en un medio ácido se oxidan, debido a que toman electrones del medio que obtienen del agente oxidante, en nuestro caso el hidrógeno. Este mismo es el gas diatómico que se desprende. En el caso del cinc, la reacción estequiométrica será:

Zn⁰ -----   Zn²⁺ + 2e^-

2e^- + 2H⁺ ----- H_{2 (g)}

Zn⁰ + 2H⁺  ------ Zn²⁺  +  H_{2 (g)}

Zn_(s) + H₂SO₄  ------ Zn SO₄  +  H_{2 (g)}

En el caso del Fe, consideramos la siguiente reacción debido a que es la reacción de reducción de menor diferencia de potencial, por lo tanto, la que sucederá primero:

Fe⁰ -----   Fe²⁺ + 2e^-

2e^- + 2H⁺ ----- H_{2 (g)}

Fe⁰ + 2H⁺  ------ Fe²⁺  +  H_{2 (g)}

Fe_(s) + H₂SO₄  ------ Fe SO₄  +  H_{2 (g)}

En el caso del Al, la reacción es espontánea pero mucho más lenta, por eso mismo hubo que calentarlo.

(Al⁰ -----   Al³⁺ + 3e^-) x2

(2e^- + 2H⁺ ----- H_{2 (g)} ) x3

2Al⁰ + 6H⁺  ------ 2Al³⁺  +  3H_{2 (g)}

2Al_(s) + 3H₂SO₄  ------ Al₂ (SO₄)₃  +  3H_{2 (g)}

En la reacción álcalis sobre un metal, se observa que éste se oxida, formando, en el caso particular del aluminio un complejo luminato (un anión). Aquí la reacción es igualada con hidroxilos y agua ya que nos encontramos en un medio básico:

4OH^- + Al⁰ ----- (Al (OH)₄)^-_(ac) + 3e^-

2e^- + 2OH^- + H₂O ----- 2OH^- + H_{2 (g)}

3H₂O _(l) + 2OH^- + 2Al⁰  ------ 2(Al (OH)₄)^-_(ac) + H_{2 (g)}

En el tercer experimento, se observó una reacción redox en solución acuosa. En el primer caso, el color púrpura del permanganato de potasio fue neutralizado por la solución, ya que el manganeso gana electrones y pasa a manganeso 2+ y se obiene la siguiente reacción:

OA: (Fe⁰ ------- 3e^- + Fe³⁺)x5

            RC: (5e^- + Mn⁷⁺ ------- Mn²⁺)x3

 5Fe⁰ + H₂SO₄ + 3KMnO₄  --------  3Mn²⁺ + H₂O + K₂SO₄ + 5Fe³⁺

En el siguiente caso, en cambio, se observa un precipitado de sulfato de cromo. En este caso, el cromo se reduce ante el agregado de yoduro de potasio, formando el precipitado. El cambio de color se lo proporciona el yodo que se oxida. Queda determinada la siguiente reacción:

OA: (2I^- ------ I₂ + 2e^-)x3

            RC: 6e^- + 14H⁺ + Cr₂O₇^2- ----- 2Cr³⁺ + 7H₂O

 6I^- + 14H⁺ + Cr₂O₇^2- ------------ 2Cr³⁺ + 7H₂O + 3I₂

En la electrolisis de la solución acuosa de cloruro de sodio, pudimos comprobar que una especie se oxidaba (el cloro) y otra reducía, el hidrógeno.  Estas reacciones son simultaneas y responden a las reglas estequiométricas. Esto se observa ya que: en el cátodo, el hidrógeno del agua gana electrones (se reduce), formando hidrógeno gaseoso (el cual burbujea) y  hidroxilos, los que le dan el carácter básico a la solución (se observa por que vira el color de la fenoftaleína). Por otro lado, en el ánodo, el cloruro pierde electrones (se oxida) pasando a cloro gaseoso, que burbujea; además, el olor a lavandina se da por una reacción del cloro gaseoso y el agua(2). Las siguientes reacciones ilustran lo anteriormente expuesto (1):

(1)         OA :  2Cl^-  -------- Cl_{2 (g)} + 2e^-

             RC :  2H₂O + 2e^-  ------- H_2(g) + 2OH^- 

             2Cl^- + 2H₂O  ------- Cl_{2 (g)} + H_2(g) + 2OH^- 

  2 NaCl + 2 H₂O  ------- Cl_{2 (g)} + H_2(g) + 2 NaOH 

(2)        2H₂O + Cl_2(g)  ------ 2ClO^- + 4H⁺ + 2e^-

            2e^- + Cl_2(g)  ------ 2Cl^-

  Cl_2(g) +  H₂O  -------  HClO + HCl      (dismutación)

Finalmente, observamos que una granalla de Zn⁰ de color planteado,  al colocarla en un vaso de precipitados con sulfato de cobre, la granalla pasaba a tener un color rojo amarronado, en las puntas. Esto se debe a un depósito de cobre. Es decir, hay una reducción de parte del cobre, y, por consiguiente una oxidación del zinc.

CuSO_{4 (sc)}  ----- Cu²⁺ + SO₄^2-

RC: (Cu²⁺ + 2e^- -------  Cu⁰)x2

OA: Zn⁰  -------  Zn⁴⁺ + 4e^-

2Cu²⁺ + 2SO₄^2- + Zn⁰ -------  2Cu⁰ + Zn(SO₄)₂

 2CuSO₄ + Zn -------  2Cu + Zn(SO₄)₂

Luego, con esta misma reacción solo que en dos recipientes distintos unidos por un puente salino y un voltímetro, realizamos la pila de Daniell. En este caso comprobamos que la diferencia de potencial o fuerza electromotriz entre ánodo y el cátodo es igual a la diferencia entre la reducción de la semipila en el cátodo y la reducción de la semipila en el ánodo.

FEM = E_redC – E_redA = (+0.34v) – (-0,76v) = 1,1 v

En nuestro caso, la diferencia de potencial calculado fue de 0,99. Este valor es muy semejante al dado en tablas y podría ser que el error decimal se diera por un problema del téster.