INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL

ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA QUÍMICA E INDUSTRIAS EXTRACTIVAS.

LABORATORIO DE ELECTROQUÍMICA

PRACTICA No.4: POTENCIAL NORMAL

EQUIPO:__1___

GRUPO: 7IM1

INTEGRANTES:

1. DIAZ CARRASCO MA. DE LOS ANGELES 2. GALICIA LEÓN MARIA EUGENIA 3. GONZALEZ RICO OSCAR 4. MORALES TORRES CARLOS FERNANDO 5. REYES RAMIREZ JOSÉ IGNACIO

PROFESORES:

M. en C. BLANCA ZAMORA CELIS

ING. JÉSUS LÁZARO LUCERO GUERRERO

24/SEPTIEMBRE/2011

RESUMEN DE LA PRÁCTICA

En esta práctica se determino de manera experimental el valor del potencial eléctrico de dos metales Cu y Zn a partir de mediciones obtenidas en base a un electrodo de referencia (en este caso el calomel) y se comparo con los valores obtenidos medidos directamente en una celda electrolítica con un electrodo de Cu y el otro de Zn.

Se aplicaron los principios de la ecuación de Nerst para el cálculo de los potenciales. Para lo cual fue necesario establecer el comportamiento de cada semicelda (si correspondía al cátodo o al ánodo) en las tres celdas (Cu- calomel, Zn- calomel y Cu. Zn); para la posterior aplicación de la ecuación de Nerst y de este forma analizar y explicar el comportamiento de cada semicelda y de la celda Cu- Zn. Y poder comparar los valores obtenidos para la comprensión del fenómeno y determinación de los parámetros que modificación esta reacción electroquímica.

OBJETIVO

Determinar el potencial normal de la celda y de los metales utilizados (zinc y cobre), tener el modelo de la celda.

Analizar y identificar los componentes de la celda el cátodo y el ánodo.

Aplicar la ecuación de Nernst para la obtención estándar de los dos metales utilizados en la práctica.

INTRODUCCIÓN

MARCO TEORICO

Las reacciones redox se realizan aún cuando los reactivos no estén en contacto directo, porque el intercambio de electrones se realiza mediante un conductor, que permite el flujo de electrones desde el recipiente donde se encuentra el reductor hasta el recipiente que contiene al oxidante. Aunque físicamente están separados, son unidos eléctricamente, siendo este sistema lo que conocemos como celda galvánica.

El ejemplo más ilustrativo es la reacción entre zinc metálico con el ion cúprico. En una solución de sulfato cúprico que se pone en contacto con zinc metálico, el zinc se disolverá debido a que se oxida, mientras que el ion cobre precipita como cobre metálico, ya que se reduce. Esto puede realizarse en dos sistemas, en la que las placas metálicas se unen por un alambre conductor, y las soluciones se unen a través de un puente salino que tiene por función establecer un contacto eléctrico para cerrar el circuito.

La solución y el electrodo que se encuentran en cada uno de los recipientes, forman la mitad de una celda, lo cual se conoce como semicelda; la reacción efectuada en cada semicelda también es la mitad de una reacción completa, por lo cual se denomina semirreacción.

Potencial de electrodo

La capacidad de una sustancia para tener mayor o menor carácter ya sea como oxidante o reductor, se mide por medio del potencial que tiene el electrodo, que se asocia a una media reacción de oxidación o reducción.

El potencial de un electrodo no se puede medir aisladamente, sin embargo es posible su medición de manera relativa, para lo cual se usa una celda en la que se mide la diferencia de potencial entre los dos electrodos, pero una semicelda se utiliza como referencia. Para estos casos es utilizado un

electrodo de referencia, siendo el electrodo de referencia estándar de hidrógeno o también conocido como electrodo normal de hidrógeno el más empleado como electrodo de referencia universal.

El potencial de una celda se relaciona con la energía libre de la reacción, mediante:

ΔG=−nF Ecelda

Donde:

n=número de electrones transferidos en la reacciónF=constante de Faraday

Si la reacción se interpreta de derecha a izquierda, el potencial tiene un valor y un signo, pero si se interpreta de izquierda a derecha, tiene el mismo valor pero de signo contrario. Si el potencial se refiere a la reacción en el sentido de la especie que se oxida, se identifica como potencial de oxidación, y si se refiere al sentido en que la especie se reduce, se trata de un potencial de reducción.

Si el potencial de una reacción es positivo, significa que la reacción es espontánea de izquierda a derecha, y si es negativo es espontánea de derecha a izquierda.

El potencial de una celda es la diferencia entre los potenciales de dos semiceldas o de dos electrodos simples, uno relacionado con la semirreacción del electrodo de la derecha, y el otro con la semirreacción del electrodo de la izquierda. O bien, el potencial de la semirreacción de reducción (cátodo), y el de la semirreacción de oxidación (ánodo).

Ecelda=Ered−Eoxi

Ecelda=Ec á todo−Eánodo

Potencial normal

El potencial normal de una semicelda, o también conocido como potencial estándar, es el potencial que se obtiene cuando la especie oxidada y la reducida indicados en la reacción, están en un estado normal, es decir, tienen una actividad unitaria.

El potencial estándar de un electrodo E0es una constante física importante que proporciona información cuantitativa con respecto a la fuerza impulsora de la reacción de una semicelda.

Si el potencial normal de reducción es positivo, significa que la especie química en su forma oxidada es un oxidante más fuerte que el ion hidrógeno, y si el potencial es negativo, la forma oxidada de la especie es menos oxidante que el ion hidrógeno.

Cada semirreacción contribuye con cierto valor de ΔG° a la energía libre total, siendo ésta la suma de las energías libres normales de las dos semirreacciones. La reacción global será favorable en el sentido en el que ΔG°total < 0.

Ecuación de Nernst

El potencial de una semicelda depende de la concentración que tiene la parte oxidada y la reducida de la especie química que se transforma según la semirreacción. Cuando las especies no tienen actividad unitaria, o no se encuentran en estado normal, el potencial no corresponde al potencial normal.

Considerando la siguiente semirreacción irreversible:

aA+bB+…+ne−¿❑↔

cC+dD+…¿

Donde:A, B, C, D,…=especies participantesa, b, c, d,…=número de moles de cada especie en la semirreacciónEl potencial del electrodo queda dado por la ecuación:

E=E0− RTnF

ln[C ]c [ D ]d…[ A ]a [B ]b…

Donde:

E0=potencial estándar del electrodo (V)R=constante de los gases (8.314 J/mol K)T=temperatura (K)n=número de electrones transferidos

[ A ]a… =concentración de las especies participantes en la semirreacción

Estrictamente, los términos entre los corchetes son referidos a las actividades de las especies químicas:

E=E0− RTnF

lnacad…aaab…

Pero en la práctica, con frecuencia se sustituye la actividad por la concentración.

DESARROLLO EXPERIMENTAL

MATERIAL

4 vasos de precipitados de 150 ml1 puente salino1 lamina de cobre1 lamina de zinc1 voltimetro analogico1 electrodo de referencia calomel1 celda weston cables caiman- caiman

SUSTANCIAS

Solución de ZnSO4 0.01 M (γ=0.387)Solución de CuSO4 0.01 M (γ=0.410)Solución de KClagua destilada

Diagrama experimental

CELDA 1 CELDA 2 CELDA 3

Preparar los vasos de precipitado con las soluciones correspondientes

* solucion de CuSO4 0.01 M

*Solución de ZnSO4 0.01 M * Solución de KCl* agua destilada

Lijar los electrodos de cobre y zinc cuidadosamente sin dejar oxidos en la superficie

Medir los potenciales de las tres celdas.

CELDA 1CuSO4 y

electrodo de referencia (calomel)

a) Sumergir la lamina de Cu en la sol`n de CuSO4. En la solucion de KCl introducir el electrodo de referencia. Cerrar el circuito por medio del puente salino.

b)Conectar el voltimetro a la celda por medio de los electrodos y medir el voltaje.

c) En caso de obtener un valor - cambiar las polaridades (respecto al voltimetro) para obtener un valor +

d) Anotar las polaridades de cada semicelda y el valor del voltaje.

CELDA 2ZnSO4 y electrodo de referencia (calomel

a)Sumergir la lamina de Zn en la sol`n de ZnSO4. En la solucion de KCl introducir el electrodo de referencia. Cerrar el circuito por medio del puente salino.

Realizar los pasos b, c y d como en la celda 1.

CELDA 3 ZnSO4 y CuSO4

a)Sumergir la lamina de Zn en la sol`n de ZnSO4 y la lamina de Cu en la solucion de CuSO4. cerrar el circuito por medio del puente salino.

Realizar los pasos b, c y d

como en la celda 1 y 2

Proceso experimental

1.- Lavar 4 vasos de precipitados.

2.- Lijar los electrodos de zinc y cobre.

3.- Colocar las soluciones de CuSO4, ZnSO4 y KCl, una en cada uno de los vasos de precipitados. En el vaso restante colocar agua destilada para enjuagar el puente salino.

4.- Conectar con ayuda de los caimanes al voltímetro digital la referencia (celda de calomel) ala terminal positiva del voltímetro y el electrodo de Zinc en la terminal negativa del mismo.

5.- Introducir el puente salino un extremo en el vaso de precipitados que tiene la solución de KCl y el otro extremo en el que contiene la solución de ZnSO4.

6.- Introducir el electrodo de referencia en la solución de KCl y el electrodo de Zn en la solución de ZnSO4. Encender el voltímetro en la función correspondiente y tomar la lectura. Anotando en que terminal se conecto cada uno de los electrodos. Apagar el multímetro.

7.- Sacar el electrodo de Zn y el puente salino. Enjuagar el puente salino con el agua destilada solo en el extremo que se introdujo en la solución de ZnSO4. Intercambiar el electrodo se Zn por el de cobre pero esta vez conectando este en la terminal positiva del voltímetro mientras que el de

referencia en la terminal negativa. Introducir el puente salino un extremo en la solución de CuSO4 y la otra en la de KCl. Y repetir el procedimiento realizado con el electrodo de Zn.

8.- Una vez enjuagado el puente salino esta vez se introducirá un extremo en la solución de ZnSO4 y el otro en la de CuSO4. Los electrodos estarán conectados a la terminal negativa el Zn y Cu en la positiva. Se introducen en la solución correspondiente y se tomaran la lectura.

9.- Enjuagar el puente salino, colocar el electrodo de referencia calomel en el envase para guardarlo con solución de KCl.

10.- Realizar cálculos.

OBTENCIÓN DE DATOS

EPila Zn-calomel 1.076 V

EPila calomel-Cu 0.020 V

EZn /Cu 1.060 V

CÁLCULOS

Calculo de potencial eléctrico del Zn, con ayuda del electrodo de referencia.

Epila=Ecalomel−EZn

EZn+2 /Zn=−0.2415V −1.076V=−0.8345V

Calculo del potencial normal del Zn

EZn+2 /Zn=E° Zn+2 /Zn−RTnF

∗ln( aZn

aZn+2)

E°Zn+2 /Zn=EZn+2 /Zn+RTnF

∗ln( aZn

aZn+2)

E°Zn+2 /Zn=−0.8345V❑+ 8.314J /molK∗293 K2∗96500C /mol

∗ln ¿¿

Cálculo de potencial eléctrico del Cu, con ayuda del electrodo de referencia.

Epila=ECu−Ecalomel

ECu+2 /Cu=0.02V +0.2415V=0.2615V

Calculo del potencial normal del Cu

ECu+2 /Cu=E°Cu+2/Cu−RTnF

∗ln( aCu

aCu+2)

E°Cu+2/Cu=ECu+2/Cu+RTnF

∗ln( aCd

aCd+2)

E°Cu+2/Cu=0.2615V + 8.314 J /molK∗293 K2∗96500C /mol

∗ln ¿¿

Calculo del potencial de la pila

EZn /Cu=ECu−EZn=0.2615V− (−0.8345V )=1.096V

EZn /Cu

De cálculos EZn /Cu

Medido1.096V 1.060VE°Zn

Practico E°Zn

Teorico−0.7643V -0.76

E°Cu

PracticoE°Cu

Teorico0.3308V 0.34V

OBSERVACIONES

Cuando se conectó el electrodo de Zn (previamente sumergido en la solución de sulfato de Zn) al polo positivo del multimetro y el Calomel al polo negativo del multimetro, dio una lectura de voltaje negativa. Al cambiar las polaridades la lectura de voltaje dio la misma magnitud pero signo diferente. Lo que nos lleva a pensar que el flujo de electrones estaba invertido.

Con la nueva polaridad nos atrevemos a pensar que el Zn es el elemento que se oxida.

El electrodo de Cu se conecto al polo positivo del multimetro y la Calomel al negativo, la lectura de voltaje tuvo signo positivo.

El puente salino después de su uso debía de estar en solución acuosa para evitar su deshidratación.

En La celda construida por Cu y Zn el Zn se conecto al polo negativo del multimetro y el Cu al positivo, nos dio una lectura de voltaje en el multimetro positiva.

Cuando se termino la experimentación se observó una ligera diferencia en el electrodo de Zn y también en el de Cu.

Pila de Cu-Zn

CONCLUSIONES

Cuando se lleva cabo en una celda electroquímica una reacción química de transferencia de electrones de manera espontanea, tenemos una Celda galvánica. En una celda galvánica obtenemos energía eléctrica que puede ser convertida en trabajo útil para hacer funcionar algún sistema. Su principio se basa en la oxidación de un elemento y la reducción de otro que no están en contacto directo, el flujo de electrones lo realiza un conductor y se cierra circuito con un puente salino.

La capacidad que tienen los elementos para oxidarse o reducirse, se mide mediante el potencial del electrodo, este potencial se obtiene midiendo el potencial de una celda con ayuda de una semicelda de referencia. En esta práctica se usó el Calomel como referencia. Si se toma como referencia el sentido de la reacción de oxidación obtenemos un potencial de oxidación, de lo contrario se obtiene un potencial de reducción como en este caso práctico.

Existen potenciales estándares de elementos, estos indican que se actividad es uno. Por ejemplo si el potencial estándar de reducción es positivo, la especie química tiende a reducirse y es un oxidante muy fuerte (mas que el ion Hidrogeno que es la referencia universal) y si es negativo tiende a oxidarse de manera espontanea y es un fuerte reductor

Electrodo de Zn

El potencial de celda es la diferencia entre el potencial de la especie que se reduce menos el potencial de la especie que se oxida. Si es positivo, la reacción es espontánea de izquierda a derecha, y si es negativo es espontánea de derecha a izquierda. Es por eso que el Zn debe de ir conectado al polo negativo del multimetro (anodo) ya que es la especie que se oxida y el Cu al positivo (catodo) especie que se reduce. La magnitud de voltaje que indica el multimetro son los Volt que daría la pila si estuviera trabajando.

No siempre se trabaja a condiciones estándar por tanto es necesario auxiliarse de la ecuación de Nernst que involucra las condiciones de trabajo, los electrones transferidos, la concentración de la parte oxidada o reducida según cada semireacción. y gracias a ella obtener el potencial del electrodo a las condiciones presentes.

DIAZ CARRASCO MA. DE LOS ANGELES.

Se determinó el valor de una celda galvánica de dos electrodos de Zn y de Cu. De manera experimental mediante la medición del voltaje y se comparo con el calculo de potencial con los valores obtenido de cada uno de los metales con ayuda de un electrodo de referencia (calomel).

Fue importante determinar el comportamiento de los metales en cada celda (ánodo o cátodo) para el cálculo correcto de los potenciales.

Los cálculos fueron obtenidos al aplicar a ecuación de Nernst y los resultados (del potencial de Zn-Cu, el valor de potencial de reducción del Zn y el Cu) tienen muy poca desviación. Las aplicaciones son diversas en campos como la galvanoplastia y protección catódica.

GALICIA LEÓN MARÍA EUGENIA

El potencial del electrodo proporciona información respecto a la capacidad de las especies de reducirse u oxidarse en una reacción. Para una celda, nos indicará si la reacción es o no espontánea. El potencial para un electrodo no

puede medirse de manera aislada y es por ello que en la práctica se mide una diferencia de potencial entre dos electrodos, con la ayuda del uso de una referencia, que en este caso fue el electrodo de calomel. Gracias a él, puede conocerse el potencial para cada metal, puesto que su valor de potencial es un dato que de antemano se conoce.

Es importante determinar cuál fue el comportamiento de cada uno de los metales para cada celda, puesto que al estudiarse el sistema, fue notable que uno de ellos actuó como cátodo (el Cu) y el otro como ánodo (el Zn).

El potencial normal de un metal está relacionado con la concentración de las especies que se reducen u oxidan, y esto es lo que puede observarse gracias a la ecuación de Nernst. En base a los valores calculados y comparados con los medidos experimentalmente, se observa que las variaciones son mínimas, por lo cual puede asumirse una corroboración teórico-práctica.

GONZÁLEZ RICO OSCAR

En la práctica se pudo constatar como la ecuación de Nernst nos arroja un valor muy cercano al real. Esto nos puede facilitar el cálculo para poder realizar una producción de manera industrial y no desperdiciar una gran cantidad de reactivos realizándolo de manera experimental. De esta manera tendremos una manera de predecir el comportamiento de la pila, elegir la combinación mas viable y acortar tanto el tiempo de experimentación como los costos de la misma y que solo se realizarían las opciones mas prometedoras posibles.

El potencial se mide de manera relativa, obteniendo valores de diferencia de potencial entre dos electrodos, por lo que se auxilia de uno de referencia; en la experimentación fue el calomel; y así de esta manera conocer el de cada uno de los electrodos: Cu y Zn.

MORALES TORRES CARLOS FERNANDO

Teniendo a un metal y un electrodo de referencia sumergidas en sus respectivas soluciones y conectados mediante un puente salino ponemos

conocer el valor del potencial mediante un voltímetro que si lo conectamos con su respectiva polaridad el valor del potencial será positivó mientras que si los conectamos inversamente a la polaridad tendremos que el potencial que nos proporcionará el voltímetro será negativo esto significa que tenemos que cambiar un de sentido la concepción. Con el dato del potencial obtenido y con la ecuación de Nernst tendremos el potencial normal de cada elemento y por lo tanto se calculara del sistema.

Conociendo los valores potencial normal de los metales; les podemos saber que si el metal es el que se reduce o se oxida en la celda, el cátodo y el ánodo de una pila, con estos datos se obtendrá el esquema de un sistema galvánico.

REYES RAMÍREZ JOSÉ IGNACIO.

BIBLIOGRAFIA

Colín Portillo, Manuel. Análisis cuantitativo. IPN, 1990

Skoog, Douglas, West,Donald. Química Analítica. 7a. Ed. McGraw Hill, 2001.