Redox gy belulucy Ac•Ka5pA 02, 2010 4 pagcs TRABAJO PRÁCTICO NOS «Reacciones Redox y Electroquímica» Año 2007 Segundo Cuatrimestre 23 de Noviembre de 2007 padrón 88392 88091 88056 88494 88284 Apellido, Nombre TAPIA, Jimena MORANDI, Nicolás CIAN, Nicolás HOOD, Pablo UCCELLO, Lucas E-mail jimetapia@hotmail. com nicomorandi@hotmail. com nicolascian@hotmail. com hoodpablo@hotmail. com lucas_sarten@hotmail. com OBJETIVOS 1- Prever si es espontánea o no una reacción de desplazamiento dada utilizando la serie de otenciales estándar de electrodo. – Observar distintos xido-reducclón. 3- ora Realizar una titulació s electrolíticas. 5- Determinar la pola ad de orriente continua es de identificación mediante una electr de productos anódic ar el funcionamiento de la pila de Daniell. 8- Representar las reacciones anódica y catódica de la pila de Daniell, por las correspondientes ecuaciones. INTRODUCCION TEORICA En un sistema comunicado donde hay diferencias de potencial electroquímico, tienen lugar reacciones químicas de oxidación y reducción simu táneas.
Si la corriente eléctrica que circula: 1. – Es generada por el mismo sistema, puede aprovecharse la reacción redox producida para la obtención de trabajo eléctrico, mediante a construcción de pilas. 2. – Si dicha corriente es introducida en el sistema desde el exterior, la reacción redox que se produce puede servir para la construcción de celdas electrolíticas que permiten: a) La obtenc obtención de determinadas sustancias, ejemplo: aluminio, cloro, hidróxido de sodio, etc. ) La refinación de metales, ejemplo: cobre c) el recubrimiento de materiales con el fin de protegerlos de la corrosión o de mejorar su aspecto estético o ambos objetivos a la vez, ejemplo: niquelado. AE0reacción = EOreducción – EOoxidación Si BEOreacción > O entonces reacción ESPONTANEA Si OEoreacción < O entonces reacción NO ESPONTANEA REACCIONES REDOX ESPONTANEAS Fotografía De izquierda a derecha: 1) ácido clorhídrico y hierro, 2) ácido clorhídrico y cobre, 3) sulfato cúprico y hierro, 4) acetato de plomo (II) y zinc.
HCI (ac) + Fe (s) (con solución 1 M) Ecuación Molecular 2 HCI (ac) + Fe (s) FeC12 (ac) + H2 (g) Ecuación Iónica 2 2 Cl- + Feo O + 2 Cl- + H2 Ecuación de oxidación Feo Cl Fe2+ + 2eEcuación de Reducción 2 H+ + 2e- C] H2 EOoxi -0,44 Eored = O AEoreaccjón = O – (-0,44) = 0,44 > O reacción es ESPONTANEA Observaciones Al colocar los clavos de hierro en el ácido lorhidrico notamos la formación de pequeñas burbujas de se formaban en los clavos y subían rápidamente.
Interpretación Las burbujas que se producían en los clavos eran burbujas de hidrogeno en estado gaseoso que se generaban debido a la redox (ver: Ecuación Molecular más arriba) HCI (ac) + Cu (s) (con solución 1 M) Ecuación Molecular 2 HCI (ac) + Cu (s) cuc12 (ac) + H2 C) Ecuación Iónica 2 H+ + 2 Cl- + CUO cu2+ +2 Cl- + H2 Ecuación de Oxidación Cuo Cu2+ + 2eEcuación de Reducción 2 H+ + n HZ EOoxj = 0,34 E-ored = O AEOreacción = O — 0,34 = -0,34 < O La reacción es NO
ESPONTANEA Observaciones Al co AE0reacción 0 — 0,34 -0,34 < O La reacción es NO ESPONTANEA Observaciones Al colocar los filamentos de cobre en el ácido clorhídrico no vimos ninguna actividad, justo como lo calculamos con las ecuaciones. Interpretación La reacción no es espontánea según la FEM. CuS04 (ac) + Fe (s) (con solución 1 M) Ecuación Molecular CuS04 (ac) + Fe (s) n FeS04 (ac) Cu (s) Ecuación Iónica cU2+ + S042- Feo + SOu- + CuO Ecuación de Oxidación Feo C] Fe2+ + 2eEcuación de Reducción cu2+ + CuO E00Xi = -0,44 E00Xi = 0,34 AEoreacción = 0,34 - (-0,34) = 0,78 > O reacción es ESPONTANEA
Observaciones El CuS04 (ac) es color celeste transparente, al introducir los clavos de hierro en el tubo de ensayo, con el correr del tiempo notamos grandes burbujas que rodean los clavos. El color de la solución cambia levemente, hay pequeños depósitos precipitados color rojizo-marrón. Interpretación El color rojizo- marron se debe al cobre que pasa a la solución y luego precipita. Pb(CH3COO)2 (ac) + Zn (s) (con solución 1 M) Ecuación Molecular (ac) + Zn (s) (ac) + Pb (s) Ecuación Iónica Pb2+ + (CH3COO)2- + zno ro zn2+ + (CH3COO)2- + Pb0 Ecuación de Oxidación Zn0 C] Zn2+ + 2eEcuación de Reducción
Pb2+ + 2e- n Pb0 EOoxi = -0,76 EOoxi = -0,13 AE0reacción -0,13 – (-0,76) 0,63 > O La reacción es ESPONTANEA Observaciones El zinc se encuentra en el fondo del tubo de ensayo, presenta color grisáceo, al reaccionar con Pb(CH3COO)2 y al pasar del tiempo, notamos pequeñas partículas brillantes sobre el zinc. Interpretación Las pequeñas partículas plateadas son plomo que aparece sobre el zin 3Lvf4 sobre el zinc.
Interpretación Las pequeñas partículas plateadas son plomo que aparece sobre el zinc debido a la reacción. TITULACION REDOX Objetivo Determinación experimental de la masa de una muestra roblema de sulfato (VI) de hierro (II) parte experimental – Se carga el Erlenmeyer con la muestra proveniente de un tubo de ensayo, 25 ml de agua y 25 ml de ácido sulfúrico IN (H2S04) – Se titula con solución de permanganato de potasio 0,1 N (KMn04), hasta lograr una coloración rosa pálido permanente.
Ecuación Molecular 4 H2S04 + 5 FeS04 + KMn04 MnS04 + 5/2 + h KS04 + 4 H20 Ecuación Iónica 8 H+ + Mt104- 4 5 Fe2+ + 9 S042- + 4 H20 + 5 Fe3+ 4 + 9 S042Ecuación de Oxidación Fe2+ Fe3+ + 1 eEcuación de Reducción Mno,l- 5 e- + 8 Mn2* + 4 H20 Masa de sulfato ferroso heptahidratado La coloración adecuada e logró al agregar 4,5 ml de permanganato de potasio.
Vmanganato = Vagua = Vácido = 4,5 cm3 25 cm3 25 cm3 La titulaclón termina cuando: Eq (Mn04-) = Eq (Fe2+) V (Mn04-) N (Mn04-) = m_ Meq Meq = masa molar _ = M (Fe2+) = M (Fe2+) cargas de el cargas de electrones- 1 1 mol Mn04- 5 eq. 1 mol Fe2+ 1 eq. Nq = 0. 1 eq. dm3 x 0,0045 eq dm3 Eq (Mnoa-) = 0,00045 = Eq (Fe2+) Masa Fesoa 7H20 = moles Fe2+ x Mr FeS04 7H20 Masa FeS04 71-420 0. 00045 moles x 280 g = 0. 126 g Mol Equivalente-gramo del oxidante Meq (KMn04) = masa molar _ = M (KMn04) = 158 = 31,6 g cargas de e5 5 cargas de electrones = 5 (ver Ecuación de Reducción mas arriba)
