1. RESUMEN

En la práctica de laboratorio 4 “Equilibrios Redox. Electrogravimetría del

cobre”, se realizó un análisis sobre un electrodepósito de cobre a partir de la

reacción redox de cobre y zinc.

Se realizaron cálculos estequiometricos para la preparación de una

solución con sulfato de cobre pentahidratado a la que posteriormente se le

agrega zinc y ácido nítrico. A partir de los valores utilizados para crear este

electrodepósito, se procedió a realizar cálculos electrogravimétricos para

determinar el potencial de celda de la reacción :

Zno+CuSO 4 .5H 2O HN O3→

ZnSO4+C uo

Posteriormente se analizó la variación del potencial de celda en función de

la temperatura y al igual que en función del pH. Por lo que se determinó el

comportamiento del potencial de celda en ambos casos.

1

2. OBJETIVOS

2.1. General

Evaluar por método electrogravimétrico la variación del potencial de celda

zinc/cobre (Ezn/z+2

//cu+2

/cu) en función de la temperatura en un rango de 10 a 80ºC

y la influencia que ejerce el pH de la solución.

2.2. Específicos

2.2.1. Calcular el potencial de celda zinc/cobre a diferentes

temperaturas de 10 a 80ºC en intervalos de 5ºC.

2.2.2. Representar gráficamente la variación del potencial de celda

zinc/cobre en función de la temperatura en un rango de 10 a

80ºC.

2.2.3. Evaluar la influencia de la variación del pH, causado por el

cambio de la temperatura de la celda zinc/cobre, sobre el

potencial de la misma.

2

3. MARCO TEÓRICO

3.1 Oxidación y Reducción: En una reacción de oxidación-reducción

o rédox existe la transferencia de uno o más electrones de una especia a otra.

La oxidación es un proceso en el que una especia pierde uno o más

electrones, de forma que, cuando un elemento se oxida su estado de oxidación

toma valores más positivos. Una especie oxidante es aquella que gana

electrones, reduciéndose durante el proceso.

En la reducción hay ganancia de electrones, el elemento que se reduce

toma valores más negativos de su estado de oxidación. Un agente reductor es

aquel que pierde electrones en una reacción, oxidándose en el proceso. Ambos

procesos oxidación y reducción tienen que suceder simultáneamente.1

3.2 Reacciones Redox:

Una oxidación de reducción, comúnmente llama reacción redox, es la que

tiene lugar entre un agente reductor y uno oxidante:

Ox1+Red2↔ Red1+Ox2(1)

Ox1 se reduce a Red1, y Red2 se oxida a Ox2, Ox1 es el agente oxidante

y Red2 es el agente reductor.

La tendencia reductora u oxidante de una sustancia dependerá de su

potencial de reducción, que se describe más adelante. Una sustancia oxidante

tenderá a tomar un electrón o más, y se reducirá a un estado inferior de

oxidación.

1 DICK, J.G, capitulo 10

3

M a+¿+ne−¿→M ( a−n ) +¿ (2)¿ ¿¿

3.3 Estado de Oxidación:

Es la carga que tendría un átomo considerando que los únicos enlaces

que forma la especie química en la que interviene dicho elemento son iónicos.

En los compuestos iónicos, el número de oxidación coincide con la carga

eléctrica de los iones. En los compuestos covalentes el estado de oxidación

representa una carga ficticia, ya que en este enlace la transferencia de

electrones entre los átomos involucrados no es total.

3.4 Electro gravimetría:

En esta técnica se utiliza el pasaje de corriente para separar

cuantitativamente uno o más de los iones en solución por precipitación sobre

uno de los electrodos. Luego la cantidad de iones en la solución original se

obtiene no de una media, sino por pesada del electrodo con el precipitado que

contiene analito.2

3.5 Ecuación de Nernst, efectos de las concentraciones sobre los

potenciales:

Los potenciales de la lista que aparece en las tablas se determinaron para

el caso en que las concentraciones tanto de la forma oxidada como la reducida

(y todas las otras especies) estaban en actividad 1, y se llaman potenciales

estándar, designados E en condiciones muy controladas y definidas. ⁰

Nernst las volvió prácticas estableciendo relaciones cuantitativas entre el

potencial y las concentraciones. Este potencial depende de la concentración de

la especia y varía con respecto a un potencial estándar. Esta dependencia del

potencial se describe en la ecuación de Nernst:

aOx+ne−¿↔ bRed(3)¿

2 SKOOG, Douglas A 2005, p. 155

4

E=Eo−2.3026 RTnF

log[Red ]b

[Ox ]a(4)

Dónde E es el potencial de reducción a las concentraciones específicas; n,

el número de electrones que participan en la semireacción (equivalente por

mol); R, la constante de los gases (8.3143 V coul grado-1 mol-1); T es la

temperatura absoluta, y F la constante de Faraday (96487 coul eq -1). A

298.15K, el valor de 2.3026RT

nF es 0.05916. La concentración de sustancias

puras, como precipitados y líquidos, se toma como igual a la unidad.

Obsérvese que el término logarítmico de la semireacción de reducción es la

relación de las concentraciones del lado derecho sobre las del lado izquierdo.

Reacciones:

CuS O4 ∙5H 2O (ac )+Zn(s)→ZnSO4 ∙5H2O(ac )+Cu ↓

2HN O3(ac )+Zn(s)→Z n+2(ac )+N O3−¿(ac)+H 2( g)¿

C u+2+2e−¿→ Cuº ¿

Znº→Z n+2+2e−¿¿

C u+2+Znº→Cuº+Z n+2

2H+¿+2e−¿→H2( g) ¿ ¿

Znº→Z n+2+2e−¿¿

2H+¿+Znº → Z n+2 ´ H 2 (g)¿

5

4. MARCO METODOLÓGICO

4.1. Algoritmo de cálculo

1. Se determinó las concentraciones de zinc y cobre presentes en la celda

2. Se determinó el potencial estándar de la celda zinc cobre

3. Se calculó la constante de equilibrio de la celda zinc cobre a diferentes

temperaturas en intervalos de 5ºC y un rango de 10 a 80ºC

4. Se calculó el potencial de celda zinc/cobre a diferentes temperaturas en

intervalos de 5ºC y un rango de 10 a 80ºC

5. Se graficó la relación del potencial de la celda zinc cobre en función de la

temperatura

6. Se buscó una relación matemática directa entre el potencial de celda y

su pH.

6

4.2. Diagrama de Flujo

Figura 1. Metodología de cálculo

7

Fuente: elaboración propia

5. RESULTADOS

8

Grafica I Voltaje vs. Temperatura

0 10 20 30 40 50 60 70 80 901.1000000

1.1000000

1.1000000

1.1000000

Voltaje vs temperatura

Series2

Temperatura

Volta

je

Fuente: Elaboración propia

6. INTERPRETACIÓN DE RESULTADOS

9

7. CONCLUSIONES

10

8. BIBLIOGRAFÍA

1. Chang, Raymond. Química. Hernán, Erika (traducción). 10ma. Ed.

México: Mc Graw-Hill educación, 2010. 1086 p. ISBN: 978-607-15-

0307-7

2. Christian, Gary D. Química Analítica. Álvarez, Rodolfo (revisión

técnica). Sexta Ed. México: Mc Graw-Hill educación, 2009. 828 p.

ISBN: 978-970-10-7234-9

3. DICK, J.G. Química Analítica. Ing. Alejandro Hill V. México,

Editorial El Manual Moderno, 1979. Consulta: Capítulos 10 y 12.

4. SKOOG, Douglas A. “Fundamentos de Química Analítica.”

Traducido del inglés por Jorge Luis Blanco. Octava edición.

Editorial Thomson, México 2005. Pág. 150.

11

9. APÉNDICE

9.1. Muestra de cálculo

Reacción de la celda para la reducción del cobre:

Ecelda=Eοcátodo−E

οánodo

[Ec .1]

(1 ) Cu+2+2e↔

Cu E1=+0.337v

(2 )¿+2+2e

↔ZnE2=−0.763 v

(1 )− (2 )Cu+2+Zn↔

Zn+2+Cu Ecelda=+1.100v

Reacción redox para el cobre:

Zn+CuSO4∗5H 2O HCl↔

ZnSO 4+Cu+5H 2O

Cálculo estequiométrico para la masa teórica de cobre recuperado:

0.05

L∗0.1molCuSO4

1 L∗1molCu

1mol CuSO4

∗63.54 gCu

1molCu=0.318 gCu

12

Determinación de la constante de equilibrio.

E=E °−0.0257Vn

ln[Zn+2][C u+2]

Ecuación ¿5

Donde:

E: Potencial de celda (V).

E °: Potencial de celda estándar (V).

n: Número de electrones intercambiados en la reacción.

[Zn+2]: Concentración molar de cinc.

[C u+2]: Concentración molar de cobre.

Ejemplo: Determinar la constante de equilibrio (Keq) experimental si se

tiene Zn 4.7128M y Cu 5.4230M.

E=1.0998V −0.0257V2

ln[4.7128 ][5.4230]

E=1.1006038V

Ecelda=E ºcelda−RTnFlnK ec .4

13

9.2. Datos calculados

Tabla I Datos de temperatura, constante de equilibrio y voltaje

T (ºC) k eq E (V)

100.99999575

1 1.1000000

150.99999362

7 1.1000000

200.99999150

3 1.1000000

250.99998937

8 1.1000000

300.99998725

4 1.100000035 0.99998513 1.1000000

400.99998300

5 1.1000000

450.99998088

1 1.1000000

500.99997875

7 1.1000000

550.99997663

2 1.1000000

600.99997450

8 1.1000000

650.99997238

4 1.100000070 0.99997026 1.1000000

750.99996813

5 1.1000000

800.99996601

1 1.1000000

14