Práctica 6
Ensayos de oxidación-reducción. Pila
galvánica.
En esta práctica estudiaremos
algunos aspectos prácticos de las reacciones de oxidación-reducción. Se realizarán
los siguientes ensayos:
· Analizaremos el comportamiento de
diversos metales (Zn, Fe y Cu) frente a la disolución de ácido clorhídrico.
· Examinaremos las reacciones de
óxido-reducción que tienen lugar cuando algunos metales (Zn, Pb y Cu) se ponen
en contacto con disoluciones que contienen los cationes (Zn2+, Pb2+ o Cu2+).
· Contruiremos una pila galvánica y
obseraremos cómo puede obtenerse una corriente eléctrica como consecuencia de
una reacción química espontánea.
Fundamentos de la práctica
Los procesos redox o reacciones de
oxidación-reducción implican una transferencia de electrones desde un átomo que
oxida a otro que se reduce. Debemos de saber en estas reacciones que la
oxidación implica pérdida de electrones y la reducción ganancia. Por otro lado,
llamaremos agente reductor a aquel que cede electrones y agente oxidante al que
los gana.
En la
reacción redox global el número de electrones que se pierde en la oxidación
debe ser igual al número de electrones que se ganan en la reducción.
Un ejemplo
de reacción redox espontánea es la que tiene lugar cuando un trozo de Zn metal
se introduce en una disolución de cobre (II). Los iónes Cu2+ se depositan como
Cu metal sobre la lámina de Zn, al mismo tiempo el Zn metal se disuelve
transformandose en Zn2+.
Las
semireacciones que tienen lugar son:
Semicelda de oxidación: Zn(s) ->
Zn2+(ac) + 2e-.
Semicelda de reducción: Cu2+(ac) +
2e- -> Cu(s).
La reacción
global es:
Zn(s)+Cu2+(ac) = Zn2+(ac) + Cu(s).
Por el
contrario, si se añade Cu metálico a una disolución de sulfato de cinc, no
ocurre la reacción porque el Cu metálico no es oxidado por el Zn2+. La
facilidad de oxidación de los metales depende de su potencial estándar de
reducción.
Si la
reacción se efectua en una celda galánica, parte de la energía química liberada
se convierte en energía eléctrica. Esta celda galvánica se llama pila de
Daniell. Esta pila esta formada por 2 semicelda, una de ellas consiste en una
lámica de Cu sumergida en una disolución de CuSO4 y la otra por una lámina de
Zn sumergida en una disolución de ZnSO4. Las láminas de Zn y Cu reciben el
nombre de electrodos. Debemos de saber entonces que, el electrodo en el que
ocurre la oxidación es el ánodo de la pila. Mientras que por otro lado, el
electrodo en el que tiene lugar la reducción es el cátodo.
A medida
que el Zn se oxida, el electrodo Zn pierde masa y la concentración de Zn2+ en
la disolución aumenta con el funcionamiento de la pila. De manera similar, el
electrodo de Cu gana masa y la disolución de Cu2+ se hace menos concetrada medida
que los iones C2+ se reducen a Cu(s). Por ello las dos disoluciones están
conectadas por un puente salino que contiene una disolución de electrolito
inérte (NaCl o Na2SO4). Este puente es necesario para completar el circuito
electrico.
La pila de
Daniell se representa de manera abreviada como:
Semicelda anódica Semicelda catódica
[Zn(s)|Zn2+(ac)] || [Cu2+(ac)|Cu(s)]
Material y reactivos.
|
Material
|
|
Reactivos
|
|
9 tubos de ensayo
|
Zn, Fe y Pb en polvo o granalla
|
|
|
Gradilla para tubos
|
Hilo de Cu
|
|
|
Pipetas de Pasteur (cuentagotas)
|
Ácido clorhídrico 6M
|
|
|
Tubo en U (puente salino para la
pila)
|
Zn(NO3)2
|
|
|
Algodón
|
Pb(NO3)2
|
|
|
Cables de conexión
|
Cu(NO3)2
|
|
|
Voltímetro
|
Electrodo de aluminio
|
|
|
|
Electrodo de cobre
|
|
|
Sulfato de cobre (II) pentahidratado
|
||
|
Cloruro de aluminio hexahidratado
|
Fundamentos Teórico
Potencial o fuerza Electromotriz de
una pila.
En una pila galvánica los electrones
fluyen del ánodo al cátodo debido a una diferencia de energia potencial. La
energía potencial de los electrones del ánodo es mayor que en el cátodo. La
diferencia potencial entre los dos electrodos de una pila voltaica proporciona
la fuerza motriz que empuja los electrones a través del circuito externo. A
esta diferencia de potencial se le llama fuerza electromotriz (fem). Por definición
Energía electrica = potencial de la
pila (E) + carga (C)
Carga total = nF
Donde F
será la constante de Faraday.
La fem, E,
es el voltaje máximo que se puede alcanzar en la pila. Este valor nos permite
calcular la máxima cantidad de energía electrica que se puede obtener de una
reacción química.
Trabajo electrico máximo = ΔG = - (nF * ΔE)
La fem de una pila depende de la reacción redox particular, la
temperatura y de las concentraciones de reactivos y productos y la expresión
anterior queda como:
ΔGo=-nF*ΔEo
Potencial estándar
de electrodo.
El potencial estándar
de cualquier pila glavánica es la suma del potencial de oxidación del ánodo mas
el potencial de reducción del cátodo:
Eopila=Eocátodo - Eoánodo
Aunque en la práctica solo pueden medirse diferencias de potencial,
resulta útil adoptar la convención de que el potencial estándar de reducción de
una determinada semirreacción de referencia es 0; esto permite asignar valores
concretos a los potenciales de los demás electrodos.
Empleando las reacciones del ánodo y del cátodo y mediante la reacción
global, podemos determinar los potenciales estándar de diversas
semirreacciones. Con objeto dede sistemizar se ha genereado la tabulación de
los potenciales estandar de reducción, es decir, de los potenciales resultantes
de considerar que el electrodo de hidrógeno actúa de ánodo y la semipila en
estudio de cátodo.
Los potenciales estándar de reducción suelen designarse por Eo1/2.
Las semirreacciones que tienen un potencial estándar de reducción positivo,
actúan de cátodo. Por el contrario si es negativo actúan de ánodo.
Efecto de las
concentraciones (o presiones parciales) sobre los potenciales de electrodo.
La dependencia de la
fem de una pila respecto de la concentración se puede obtener de la expresión
que relaciona la energía libre de Gibbs con la concentración:
ΔG = ΔGo + RTlnQ
Sustituyendo, encontraremos la fem que produce la celda en condiciones
no estándar.
Constantes de
equilibrio para reacciones redox.
Para un sistema en
equilibrio ΔG = 0. Puesto que ΔG = - nF
ΔE, una fem nula significa que en la pila no se está
produciendo una reacción nete; la reacción de la pila ha alcanzado el
equilibrio.
Los procesos redox suelen tener valores de K muy elevados, lo que
significa que la reacciñon está completamente desplazada hacia la derecha.
No hay comentarios:
Publicar un comentario