Informe de Electroquimica

UNIVERSIDAD NACIONAL JORGE BASADRE GROHMANN INGENERIA GEOLOGICA - GEOTECNIA

UNIVERSIDAD NACIONAL JORGE BASADRE GROHMANN, TACNA Facultad de Ingeniería Civil, Arquitectura y Geotécnia Escuela Profesional de Ingeniería Geológica - Geotécnica

TRABAJO DE INVESTIGACIÓN Y ARGUMENTACIÓN Título: P otenci otencia ales les normale normaless de reducción reducc ión de electrodos electrodos

(ELECTROQUÍMICA)

Asignatura: Química - Il

Estudiantes: Marco Antonio Onofre Chambilla. Anthony Jordan Pari Huallpa. Nº de Matrícula: 2017-130035 2017-13009 Fecha de presentación: 14/12/17

QUÍMICA II –“ trabajo trabajo de investigación y argumentación”

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RESUMEN

En el presente trabajo entraremos al tema: “potenciales normales de reducción de electrodos”, parte importante de la ELECTROQUIMICA. Primero daremos un breve repaso de lo que es electroquímica y pilas galvánicas o voltaicas, para que se pueda entender con mayor claridad la función y concepto de un potencial de reducción de electrodos. Luego de esto, presentaremos un ejemplo básico de pilas galvánicas (Pila Daniell), explicando la función del cátodo y el ánodo en la reacción REDOX, además de la forma en cómo se puede utilizar la transferencia de electrones para generar ene rgía eléctrica. Finalmente presentaremos el electrodo de hidrogeno, y su funcionamiento con respecto a otras disoluciones, explicando también como es que actuara en diferentes situaciones (como ánodo o cátodo), para luego dar una tabla de los valores del Potencial n ormal de reducción para varias pilas galvánicas o voltaicas.

QUÍMICA II –“ trabajo de investigación y argumentación”

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ÍNDICE INTRODUCCIÓN…………………………………………………………………………………...……pág.4 CAPITULO I 1. DEFINICIÓN Y CONCEPTOS GENERALES 1.1. Antecedentes………………… ……---……………………………………………………..…pág.5 1.1.1.Los procesos electroquímicos…………….…………………………………………...pág.5 1.1.2.Funcionamiento de la celda (pila) galvánica……………………..…………………..pág.5 1.1.3. Leyes de Faraday de la electrolisis………………………………..………………….pág.5 1.2. Conceptos generales…………………………………………………………………………pág.6 1.2.1.Reacciones oxido reducción (“REDOX”)……….……………………………………..pág.6 1.2.2.Electroquímica…………..…………………………………………………………….…pág.6 1.2.3. Pilas Galvánicas o voltaicas ……………………..………………………………….…pág.6 1.2.4. Electrodos: ánodo, cátodo ………………………………………………………..…..pág.6 CAPITULO ll 2. POTENCIALES NORMALES DE REDUCCIÓN DE ELECTRODOS 2.1. Pilas Daniell……………………………………………………………………………………pág.7 2.2. Electrodo de hidrogeno…………………………………………….…………………………pág.9 2.3. Potenciales estándar de reducción………………………………………………….………pág.9 2.4. Tabla potenciales estándar de reducción a 25°C…………………………………..……pág.10 CAPITULO lll 3. CONCLUSIONES Y BIBLIOGRAFÍA 3.1. Conclusiones y recomendaciones ……………………………….………………………..pág.11 3.2. Bibliografía…………………………………………….……………………………….……..pág.12 3.3. Anexos…………………………………………………………….…………………………..pág.13


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INTRODUCCIÓN

A lo largo de la historia el hombre ha usado la energía para su propio beneficio, desde fuego en los primeros tiempos (reacción de combustión – energía calorífica),la energía eléctrica desde finales del siglo XVlll, hasta la energía nuclear desde el siglo XX, permitiendo un mayor desarrollo de la sociedad. En el presente trabajo veremos cómo podemos transformar energía química, producto de las reacciones químicas, a energía eléctrica, a través de medios muy sutiles como un electrodo y un puente salino. Tratando más específicamente los potenciales que estas reacciones pueden generar. Esta tipo de transformaciones se dan en celdas galvánicas, cuyo uso es muy importante en la sociedad de hoy en día, ya que representan una fuente de energía alternativa a las convencionales.


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CAPITULO I 1. DEFINICIÓN Y CONCEPTOS GENERALES

1.1. Antecedentes: 1.1.1. Los procesos electroquímicos: Los procesos electroquímicos son reacciones redox (oxidación-reducción) en donde la energía liberada por una reacción espontanea se convierte en electricidad o donde la energía eléctrica se aprovecha para inducir una reacción química no espontanea. (2) 1.1.2. Funcionamiento de la celda (pila) galvánica: La energía liberada por una reacción redox espontánea puede usarse para realizar trabajo eléctrico. Esta tarea se cumple por medio de una CELDA VOLTAICA (O GALVÁNICA), un dispositivo en el que la transferencia de electrones tiene lugar a lo largo de un camino externo, y no directamente entre los reactivos. Se da por medio de electrodos y un puente salino. (1) 1.1.3. Leyes de Faraday de la electrolisis: Las leyes de Faraday o leyes de la electrólisis son fórmulas que expresan de manera cuantitativa las cantidades depositadas en los electrodos. Estas leyes fueron enunciadas por Michael Faraday en 1834. a. Primera ley de Faraday de la Electrólisis: La cantidad de masa depositada en un electrodo es proporcional a la cantidad de electricidad que ha circulado por el electrodo: masadesprendida



k (cons tan te)  Q  k  I  t

Donde Q es la carga en culombios, I la intensidad en amperios y t el tiempo en segundos. b. Segunda ley de Faraday de la Electrólisis: La cantidad de masa depositada de un elemento en un electrodo es proporcional a su peso equivalente (peso atómico dividido entre su número de oxidación): masadesprendida  k (cons tan te) 

pesoatomico noxidación


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c. Tercera ley de Faraday de la Electrólisis: La cantidad de electricidad que es necesaria para que se deposite 1 equivalente gramo de un elemento es F= 96500 culombios (constante de Faraday). Como 1 equivalente gramo es igual al peso atómico / n° de oxidación en gramos: masadesprendida  I  t  (

pesoatómic o / noxidación 96500

) . (3)

1.2. Conceptos generales: 1.2.1. Reacciones oxido reducción (“REDOX”): Se consideran como reacciones de transferencia de electrones. Las reacciones de oxidación-reducción forman una parte importante del mundo que nos rodea. Comprenden desde una combustión de combustibles fósiles hasta la acción de los blanqueadores domésticos. (2) 1.2.2. Electroquímica La electroquímica es la rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química ” . (2) “

1.2.3. Pilas Galvánicas o voltaicas: Una celda galvánica o voltaica es un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una reacción redox espontanea. (Se le llama así en honor de los científicos Luigi Galvani y Alessandro Volta, quienes fabricaron las primeras celdas de ese tipo.) Los componentes fundamentales de las celdas galvánicas se ilustran en la figura 19.1. (Anexos). (2) 1.2.4. Electrodos: ánodo, cátodo: El ánodo y el cátodo son los tipos de electrodos que se encuentran en las celdas electroquímicas. Estos son dispositivos capaces de producir energía eléctrica a través de una reacción química. Las celdas electroquímicas más usadas son las pilas. (4)


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CAPITULO ll 2. POTENCIALES NORMALES DE REDUCCIÓN DE ELECTRODOS

2.1. Pilas Daniell: La “Pila Daniell” es una pila galvánica, que genera electricidad de 1.10 V a partir de la

reacción de Zinc (solido) y el cobre (en solución) , en una concentración de 1 M y temperatura constante de 25°C. Al sumergir una pieza de Zinc metálico en un disolución del metal se oxida a iones 2 2 Zn y los iones Cu se reducen a cobre metálico. 



Zn ( s)  Cu

2

(ac)  Zn 2 (ac)  Cu( s) 

Los electrones se transfieren directamente del agente reductor Cu

2

Zn

2

al agente oxidante

en la disolución.

SIN EMBARGO, este proceso solo genera energía calorífica y la transmite al ambiente, para aprovechar su energía, debemos hacer lo siguiente: Separar físicamente el agente oxidante del agente reductor, la transferencia de electrones se puede llevar a cabo a través de un medio conductor externo (por ejemplo, un alambre metálico). Luego de ello se observa que el PROCESO NO FUNCIONA, esto debido a la acumulación de cargas positivas en la solución de Cu 2 y la pérdida de cargas positivas en la solución de Zn 2 , para evitar esto, es necesario la aplicación de un 



“PUENTE SALINO”, dispositivo que conecta las semiceldas galvánicas de oxidación y

reducción, contrarrestando dichos inconvenientes. Podemos utilizar diferentes compuestos para preparar la solución para nuestro puente salino, pero comúnmente se utilizan las sig uientes: Cloruro de sodio: NaCl Cloruro de potasio: KCl Nitrato de sodio:

NaNO3

Nitrato de potasio: KNO3


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Grafica: “PILAS DANIELL”

(2)


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2.2. Electrodo de hidrogeno:

Un electrodo estándar de hidrógeno también llamado electrodo normal de hidrógeno es un electrodo redox que forma la base de la tabla de potenciales de electrodos. Su potencial absoluto se estima en 4,40  0,02 V a 25°C, pero para realizar cualquier otra reacción electrolítica, el potencial electrolítico del hidrogeno se fija como 0, en todas temperaturas. (6) El electrodo de hidrogeno se basa en la siguiente semicelda redox: 

2 H (ac)  2e





H 2 ( g )

Esta reacción oxidación-reducción ocurre en un electrodo de platino. El electrodo es sumergido en una solución acida y se bombea hidrogeno gaseoso a través de él. La concentración de formas oxidadas y reducidas se mantiene como una unidad. Esto implica que la presión de hidrógeno es igual a 1atm y la concentración de hidrógeno en la solución es de 1M. La ecuación de Nernst debe desarrollarse así:

E 





  



RT F

ln

aH



1

o

( pH 2 / p 0 ) 2

a

H



E

2,303 RT 

F

pH

RT 

2 F

ln pH 2 / p

0

es la actividad de los iones hidrogeno.

pH 2 es la presión parcial del hidrógeno gaseoso, en pascales, Pa. R es la constante universal de los gases ideales. T es la temperatura, en Kelvin. F es la constante de Faraday (carga por mol de electrones), igual a 96500 C. 5 0 p es la presión estándar 10 en Pa.

2.3. Potenciales estándar de reducción: En electroquímica, el potencial normal de electrodo o potencial normal de reducción de electrodo de un elemento, que se abrevia E° (con un superíndice que se lee como “normal” o “estándar”), es la diferencia de potencial que le corresponde a una celda o

semipila construida con un electrodo de ese elemento y un electrodo estándar de hidrogeno, cuando la concentración efectiva o actividad de los iones que intervienen en el proceso es 1 mol/L (1 M), la presión de las sustancias gaseosas es 1 atmosfera y la temperatura es 298 K (25°C). (5)


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2.4. Tabla potenciales estándar de reducción a 25°C:

(2


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CAPITULO lll 3. CONCLUSIONES Y BIBLIOGRAFÍA

3.1. Conclusiones:



Es posible utilizar la energía generada por una reacción REDOX, pero para esto, debemos SEPARAR FISICAMENTE, las semireacciones de oxidación y reducción, juntándolas con un conductor o semiconductor, pero también con un “puente salino” ó una “pared porosa” que estabilice las cargas en ambas semireaciones.









La energía en forma de electrones se guían desde el ánodo hacia el cátodo en todas las reacciones REDOX, lo que nos permite intervenir en ese proceso y aprovechar ese flujo de electrones para diferentes usos El electrodo de hidrogeno, sirve para comparar la fuerza de las diferentes reacciones de oxidación – reducción, también actuara como ANODO o como CATODO, desentendiendo del otro electrodo a comparar. Para encontrar el potencial normal de reducción, debemos construir un celda o semipila con un electrodo de hidrogeno, el cual nos permitirá medir relativamente la diferencia de potencial los electrodos que se construyan Finalmente concluimos en que las pilas galvánicas, utilizan la transferencia de electrones producida por una reacción redox espontanea 1 Molar a 25°C, para generar electricidad, pero esto posible gracias a una intervención en el proceso a través de electrodos y puentes salinos, para esto tomando como referencia el potencial normal de reducción.


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3.2. Bibliografía: Libros: 1. BROWN T.L., LeMAY H.E Jr ., Química La Ciencia Central, 9 na Edición, México 2004, Editorial Pearson S.A. (pag 525-526) 2. CHANG R., Química, (pag. 160-161)

9 na Edición,

España

2007,

Editorial

McGraw-Hill.

Páginas web: 3.

http://www.quimicas.net/2015/09/leyes-de-faraday-de-la-electrolisis.html

4.

https://www.lifeder.com/anodo-y-catodo/

5.

https://es.wikipedia.org/wiki/Potencial_normal_de_electrodo

6.

https://es.wikipedia.org/wiki/Electrodo_est%C3%A1ndar_de_hidr%C3%B3geno


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3.3. Anexos:

(2)


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Informe de Electroquimica

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