Práctica 15: Electroquímica y reacciones rédox
Instituto Tecnológico y de Estudios Superiores de Monterrey
Laboratorio de Química Experimental
Profesor: Victor Hugo Blanco Lozano
Equipo No. 6
Integrantes:
Jazmín V. Fortoul Díaz A01099151
Samantha Perera Guin A01172259
Daisy Yara Hernandez García A01324285
Andrea Arenas Rodríguez A01099846
Objetivo:
Comprender el proceso de oxido reducción y aplicarlo a celdas voltaicas galvánicas y electrolíticias.
Introducción:
La rama de la química que estudia la conversión entre la energía eléctrica y la energía química se llama electroquímica, esta conversión de energía puede ser normalmente observada en reacciones redox, las cuales en los cuales la energía liberada por una reacción espontánea se convierte en electricidad o la energía eléctrica se aprovecha para provocar una reacción química no espontánea.En las reacciones rédox se transfieren electrones de una sustancia a otra.
Un ejemplo claro es una celda electroquímica , la cual es un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una reacción rédox (celda galvánica o voltáica).
Desarrollo:
Experimento 1
Tabla dos de registro de datos y observaciones: Celdas galvánicas
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Observación de color o aspecto |
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Fierro + solución de NaCl + aire |
Naranja/Rojizo |
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Fierro + Zinc+ solución de NaCl+ aire |
Naranja |
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Zinc+ solución de CuSO4 |
Sin Agua (Negro) --> con agua (Blanco) |
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Cobre+solución de ZnSO4 |
cobre rojizo |
Soluciones empleadas durante los experimentos Resultado de colocar el clavo(fierro)+ Nacl + Aire
Espontaneidad de una reacción Redox
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Reacción química |
¿Es espontanea? |
¿Por qué? Basa tu respuesta con tus observaciones experimentales |
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Zn+2 +Cu -->Zn + Cu+2 |
No |
Porque se necesita aporte de energía para que se lleve a cabo
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Zn + Cu2+-->Zn+2+Cu |
No |
Porque necesita de una intervención para que se lleve a cabo , de lo contrario no se daría naturalmente. |
Experimento 2
Datos y cálculos de celdas galvánicas:
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Celdas Zn-Cu |
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Reacción en el ánodo |
2e- + Zn2+ |
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Reacción en el cátodo |
Cu2+ + SO4 2– |
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Reacción global |
Cu2+(ac)+Zn(s) → Cu(s) + Zn(ac)2+ |
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E0 celda (Volts) |
1.103 Volts |
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E0 celda experimental (Volts) |
0.01 Volts |
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E0 celda teórico (Volts) |
1.093 Volts |
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Celdas Fe-Cu |
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Reacción en el ánodo |
Fe(s) → Fe2+(ac) +2e- |
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Reacción en el cátodo |
Cu2+(ac) + 2 e-→Cu (s) |
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Reacción global |
Cu2+(ac) + Fe(s) → Fe2+(ac) + Cu(s) |
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E0 celda (Volts) |
(+0.34)+(-(-0.44)) |
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E0 celda experimental (Volts) |
0.02 |
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E0 celda teórico (Volts) |
0.78 |
Potencial eléctrico final (invertido) de Potencial eléctrico inicial (invertido)
Zn y Cu de Zn y Cu
Potencial eléctrico final (invertido)
de Fe y Cu
Cuestionario:
1.- ¿Cuál fue la evidencia de la corrosión del fierro en la disolución de NaCl? Basa tu respuesta en una breve explicación:
En este caso el fierro es un donador de electrones mientras que el cloro es el que recibe todos electornes y esto es lo que provoca que el metal se corroe. Por otra parte se observó estos cambios gracias a la precencia de manchas amarillas en el fierro.
2.- ¿Por qué no se observó corrosión en el fierro cuando se formó la celda galvánica con el zinc?
La celda galvánica usa dos diferentes metales como electrodos. Cada uno en un electrólito donde los iones cargados positivamente son la forma oxidada del electrodo metálico. Uno de estos electrodos se oxidará (ánodo), deteriorando su material para estar el la forma más estable y de menor energía y el otro se reducirá (cátodo). En este caso el fierro no mostró corrosión ya que jugó el papel de cátodo.
3.-¿Cuál fue el agente o sustancia química que provocó la oxidación de fierro?
NaCl
b) Si lo eliminas de la disolución ¿será otra forma efectiva de evitar la corrosión del fierro?
Si
c) ¿Por qué?
Porque al faltar en la dicolución el electrolito, nadie gana ni pierde electrones,
4.- Defina los siguientes conceptos
a) Cátodo: Es un electrodo en el cual la corriente eléctrica fluye de un dispositivo eléctrico polarizado. (González, 2010)
b) Oxidación: Llega a suceder cuando un átomo inestable pierde un electrón, lo que permite que el átomo forme un compuesto nuevo con otro elemento, es decir, es el proceso en el cual existen pérdida aparente de electrones de un átomo o ión. (Profesor en línea)
c) Celda voltaica: Son dispositivos que a través de un circuito externo se produce la transferencia de electrones, así mismo el flujo de electrones puede ser utilizado. Un ejemplo: Cuando las reacciones de redox son espontáneas, liberan energía para realizar un trabajo eléctrico. (Cedrón, J., Landa V. y Robles, J., 2000)
d) Electrólisis: Cuando la reacción redox no es espontánea en un sentido, podrá suceder si desde el exterior se suministran los electrones.
e) Corrosión: Se define como la destrucción no intencionada, a partir de la superficie, de un cuerpo sólido por un ataque químico o electroquímico.
Se clasifica en corrosión electroquímica o húmeda y corrosión seca. (Cembrero, J., Ferrer, C., Pascual, M. y Pérez, A., 2005)
5.- Calcule el potencial de la siguiente celda a las condiciones especificadas:
Cu2+(aq) + 2e− → Cu(s) ---> +0.34--- anodo
Ag+(aq) + e− → Ag(s) ---> +0.80 --- catodo
E0= (+0.80) + (+0.34)= 1.14
6.- Calcula el potencial de la siguiente celda e indica si sería espontánea. Justifica tu respuesta:
La reacción es espotanea
7.- Considere la electrólisis del BaCl2 fundido ¿Cuántos gramos de Ba metálico se pueden producir al pasar .5 Amperes durante 30 minutos?
(Chang,2007)
Conclusión:
Podemos concluir que las reacciones químicas entre diversos elementos, se llevan a cabo de manera diaria, . En algunos casos éstas reacciones son clasificadas como redox en las cuales algunos elementos llegan a tener algun tipo de carga electrica ya sea sediendo electrones (catión) o ganando electrones (anión). Así mismo comprendimos que existen herramientas como las celdas electroquimicas, las cuales nos permiten conocer como se llevan a cabo los procesos electroquímicos, en los cuales a partir de la energia liberada de la reacción redox se logra generar electricidad, en nuestro caso lo pudimos observar mediante los datos obtenidos en el multimetro.
Referencias:
Chang, R. (2007). Química. China:McGraw Hill
Chang, R. (2010). Química. China:McGraw Hill