UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO FACULTAD DE QUÍMICA
CAMPOS SILVA RODRIGO
GRAJALES AVILA CINTHIA HELYDE
Laboratorio de Química Analítica I
Construcción de escalas de potencial y su aplicación a la predicción
“
de reacciones
”
Semestre 2015-1
Objetivos Construir celdas electroquímicas y medir la diferencia de potencial que las reacciones de oxidación/reducción acaecidas en los electrodos respectivos generan, de modo que se tenga una idea clara de cuáles reacciones son cuantitativas y cuáles no lo son, identificando en el proceso los factores que influyen en esta característica.
Registro de Datos y Observaciones Experimentales Primera parte:
La reacción Zn 2+ + Fe0 no ocurre. La reacción Cu 2+ + Fe0 sucede de manera visible: primero presenta el clavo de hierro una coloración rojiza, la cual se torna negruzca conforme pasa el tiempo, y posteriormente, la disolución pierde la coloración azulada característica del ión Cu 2+ acuoso y se forma una sustancia medianamente soluble en agua de color amarillo.
Segunda parte:
E0Fe: -0.41 V; E 0Cu: +0.34 V; E 0Zn: -0.76 V. (Teórico) Celda K Q 2+ 0.35 V 0.46 V 1 1 Zn/Zn 2+ Fe /Fe 1.10 V 1.07 V 1 1 Zn/Zn 2+ 2+ Cu /Cu 0.76 V 0.69 V 1 1 Fe/Fe 2+ 2+ Cu /Cu Todas las reacciones ocurren, algunas de manera más visible que otras, pero es posible observar cambios en los metales después de sucedidas, como en el caso del Fe, el cual se torna menos brillante. En el caso de la celda de Fe/Cu el clavo de Fe fue el ánodo, mientras que en las celdas Fe/Zn y Cu/Zn, el ánodo fue la barra de Zn.
Tercera parte: Par Rédox Ag+/Ag Fe +/Fe Cu +/Cu NO3/NO2Fe2+/Fe Ni2+/Ni Zn2+/Zn
+
(calomel) +0.45V (0.1M) +0.46V (0.1M)
+0.04V (0.1M) +0.17V (0.1M)
(calomel) +0.55V (0.1M) +0.53V (0.1M) +0.10V (1.0M) +0.70V (0.1M)
-0.52V (1.0M) -0.15V (0.1M) -1.00V (1.0M)
-0.20V (1.0M) -0.01V (0.1M) -1.00V (1.0M)
Cálculos
Análisis de resultados Primera parte: Basta mirar el clavo de hierro limado del tubo de ensaye de la reacción Zn + Fe para saber que ésta no ocurre. Esto es debido a que la diferencia de potencial entre los dos pares rédox es negativa, lo cual implica que se requiere de una inversión energética para que pueda dicha reacción acaecer. En cuanto a la segunda reacción, en efecto se lleva a cabo, y se forma Cu y Fe2+. A su vez, el Fe 2+ puede reaccionar con el O 2 del aire para formar agua y Fe3+, el cual, finalmente, puede formar óxido de hierro (III) y precipitar como la sustancia amarilla que se observa. En el laboratorio se agregó – SCN, el cual se coordina con el Fe 3+ formado para precipitar como la sustancia rojiza que se observa en la fotografía anexa, lo cual pone inequívocamente en evidencia la formación de dicho ion a partir de Fe 2+, el cual, a su vez, es producto de la reacción de la solución con el clavo. 2+
Figura 1. De izquierda a derecha. Solución de hierro II contaminada con la prueba de SNC, prueba con SCN a la solución de Cu con el clavo, solución de Cu con el clavo después de una hora
Segunda parte: La reacción de Zn/Cu presenta una diferencia de potencial ligeramente menor a la esperada. Esto se debe a la presencia de impurezas en las disoluciones preparadas, aunque en realidad no afectan mucho el resultado obtenido. La reacción de Zn/Fe presenta una diferencia de potencial más elevada de lo esperado, lo cual puede indicar que existen impurezas en la disolución, o bien las concentraciones son diferentes a lo calculado. Finalmente, la celda de Fe/Cu presenta una diferencia de potencial igualmente menor a la esperada, lo cual se debe muy seguramente a una preparación errada o a impurezas en la disolución.
Tercera parte: Los experimentos con las soluciones de hierro presentan potenciales de reducción muy diferentes a los esperados de forma teórica pues las soluciones de Fe 2+ son poco estables pues como ya se mencionó reacciona con el O 2 del aire para formar agua y Fe 3+ por lo tanto presentan un ion que altera el potencial que se obtiene de forma experimental, de igual forma se utilizaron soluciones de hierro con diferentes concentraciones (0.1 y 1 M) obteniendo el mismo valor del potencial por lo cual las concentraciones no afectan a la medición. En el caso de la plata hay una diferencia del valor del potencial experimental con el teórico y esto se debe a la gran cantidad de impurezas que tenía la solución con la que trabajó por el tiempo de almacenamiento que tuvo y para el caso del cobre el potencial es prácticamente el mismo que el teórico pero la diferencia también se puede deber a las impurezas de la solución con la que se trabajó.
Conclusiones En base a los experimentos realizados en el laboratorio, pudimos determinar valores de potencial de celda de distintos pares tomando como referencia al electrodo de calomel, esos valores después los pasamos a una escala con el electrodo normal de hidrogeno como referencia. Estos valores ya son comparables con los reportados por lo que nos pudimos dar una idea de que tan bien realizamos nuestros experimentos. Pudimos notar que los potenciales que se habían determinado usando el clavo de hierro como electrodo, estaban mas alejados de los teóricos ya que el clavo se encontraba oxidado y no se limpio bien.
Bibliografía Cañizares Macías M. del Pilar, Fundamentos de Química Analítica, México, 2013, pp.115-136
Cuestionario 2. Represente en un diagrama cada una de las pilas que constituye, indicando claramente el anodo, el catodo y la dirección en la que fluyen los electrones
2. Describe cada una de las pilas representados en el inciso anterior de acuerdo a la nomenclatura aceptado por la iupac .
pila 1 pila 2 pila 3 3. Con base en los datos de direfencia de potencial establece una escala de potencial en donde se representen los tre pares dedox propuestos en el experimento, indicando claramente su fuerza oxidoreductora relatico. Compara y discute esos resultados con los que generaste despues de resolver el problema no1.
4. empleando la escala propuesta en el inciso 3 de este cuestionario, plantea las reacciones redox balanceadas que pueden ocurrir espontáneamente entre las especies de las pares redox estudiados
5. escriba las escuaciones de nernst para cada semireaccion propuesta.
6.calcula las constantes de las reacciones propuestas tomando en cuenta los datos experimentales
7. compara los valores de las constantes de cada reacción y concluye que reacción es mas cuantitativa.
