Laboratorio de Electroquímica.Práctica #4:

Potencial Normal.

ALUMNOS:Monroy Manjarrez Aarón Alfredo.

González Li-Ho Miguel Ángel.Chávez Mora Marco Antonio.

Díaz Hernández Sergio Manuel.

PROFESORES: Esther Torres Santillán.Daniel Estrada Guerrero.

OBJETIVO GENERALDeterminar experimentalmente por el método potenciómetro el potencial normal y el coeficiente de actividad en sistemas metal –ion metálico en celdas galvánicas , con respecto a un electrodo de referencia.

OBJETIVOS ESPECIFICOS -DETERMINAR EL POTENCIAL NORMAL DEL SISTEMA

Cu0|Cu2+ (CuSO4,0.01m)

-DETERMINAR EL POTENCIAL NORMAL DEL SISTEMA

Zn0 |Zn2+ (ZnSO4,0.01m)

-Determinar el coeficiente de actividad de los iones

Cu+2 en 0.01m, CuSO4

-Determinar experimentalmente el potencial de la celda Daniell en soluciones 0.01m de los electrolitos respectivos

-Calcular el % de error en las determinaciones precedentes

INTRODUCCIÓN.POTENCIAL NORMAL.

En electroquímica, el potencial normal de electrodo o potencial normal de reducción de electrodo de un elemento, que se abrevia Eo, 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 hidrógeno, cuando la concentración o actividad de los iones que intervienen en el proceso es 1 mol/L (1 M), la presión de las sustancias gaseosas es 1 atmósfera, y la temperatura es 298 K (25 °C).

Es la medida de un potencial de electrodo reversible individual, en condiciones estándar.

Los potenciales normales de reducción, además de predecirnos el sentido de la reacción, también nos pueden dar una idea de lo desplazada que está dicha reacción hacia la derecha (recordemos que todas las reacciones, incluidas las redox, son de equilibrio).

Un par redox actuará como oxidante (se reducirá) frente a cualquier otro situado por debajo de él, y viceversa, un par redox actuará como reductor (se oxidará) frente a cualquier otro situado por encima de él. Es decir, el par que tenga un mayor potencial de reducción, será el oxidante (se reducirá).

POTENCIAL DE UNA PILA.El potencial normal de electrodo se representa habitualmente como Eº y su unidad en el Sistema Internacional es el voltio (V).

El fundamento de una célula electroquímica, como la pila galvánica, es siempre una reacción redox que se puede desglosar en dos semirreacciones:

La oxidación (pérdida de electrones) tiene lugar en el ánodo, que es el electrodo negativo.

La reducción (ganancia de electrones) transcurre en el cátodo o polo positivo.

La electricidad se genera debido a la diferencia de potencial eléctrico entre estos dos electrodos.

Esta diferencia de potencial se crea como resultado de la diferencia entre los potenciales individuales de los dos electrodos en relación con el electrólito o disolución en la que están sumergidos. El potencial de dicha célula será la diferencia entre el potencial del electrodo positivo (cátodo, donde se realiza la reducción) y el potencial del electrodo negativo (ánodo, donde se realiza la oxidación).

CÁLCULO DE POTENCIALES NORMALES DE ELECTRODO O

ESTÁNDAR. El valor del potencial de electrodo no se puede obtener de manera empírica. Una pila galvánica resulta de la unión de un par de electrodos. Así, solo se conoce el valor experimental correspondiente a un par de electrodos y no es posible determinar el valor de cada electrodo individual de la pareja a partir del potencial obtenido empíricamente para la pila galvánica.

Es necesario establecer un electrodo de referencia, el electrodo normal de hidrógeno, cuyo potencial se define o se acuerda por convenio. En este caso se establece en 0,00 V el potencial de referencia del electrodo normal de hidrógeno y cualquier electrodo, cuyo potencial de electrodo no sea conocido aún, se puede combinar con el electrodo normal de hidrógeno - para formar una pila galvánica - y el potencial de dicha pila galvánica es el potencial del electrodo desconocido.

MEDIDA EXPERIMENTAL DE LOS POTENCIALES NORMALES DE

REDUCCIÓN. Para las mediciones prácticas, el electrodo en cuestión se conecta al terminal positivo del electrómetro, mientras que el electrodo normal de hidrógeno se conecta al terminal negativo.

Los valores de los potenciales normales de electrodo así calculados suelen estar tabulados para una temperatura de 25 °C. Estos potenciales sirven para predecir el funcionamiento de una célula electroquímica (pila).

La diferencia de potencial entre el ánodo y el cátodo cuando circula corriente eléctrica se denomina potencial de la celda “E” y coincide con la fuerza electromotriz. El potencial de una pila electroquímica, nos puede dar mucha información sobre el sentido en el que se van a verificar las reacciones redox, por ejemplo:

 

Zn + Cu+2 Zn+2 + Cu Eº = 1'10 V

la reacción es espontánea.

Cu + 2H+ H2 + Cu+2 Eº = ‑ 0'344 V

la reacción no es espontánea.

Es decir, si el potencial es positivo, será espontánea la reacción y si es negativo, la reacción será forzada.

ECUACIÓN DE NERNST. La ecuación de Nernst se utiliza para calcular el potencial de reducción

de un electrodo fuera de las condiciones estándar (concentración 1 M, presión de 1 atm, temperatura de 298 K ó 25 ºC). Se llama así en honor al científico alemán Walther Nernst, que fue quien la formuló en 1889.

Donde:

E = es el potencial corregido del electrodo.

E0 = el potencial en condiciones estándar (los potenciales se encuentran tabulados para diferentes reacciones de reducción).

R = la constante de los gases.

T = la temperatura absoluta (escala Kelvin).

n = la cantidad de mol de electrones que participan en la reacción.

F = la constante de Faraday (aproximadamente 96500 C/mol).

Ln(Q) = es el logaritmo de Q que es el cociente de reacción.

Así para la reacción: a*A + b*B → c*C + d*D, la expresión de Q es:

Donde [C] y [D] son las presiones parciales y/o concentraciones molares en caso de gases o de iones disueltos, respectivamente, de los productos de la reacción; [A] y [B] para los reactivos. Los exponentes son la cantidad de moles de cada sustancia implicada en la reacción (coeficientes estequiométricos). A las sustancias en estado sólido se les asigna concentración unitaria, por lo que no aparecen en Q.

DESARROLLO EXPERIMENTAL

MATERIAL

3 Vasos de precipitados

1 Puente salino

1 Láminilla de zinc

1 Voltímetro electrónico de alta impedancia

1 Electrodo de referencia de calo el saturado

Sustancias:

Solución 0.01 M, ZnSO4 (y = 0.387)

Solución 0.01 M, CuSO4 (y = 0.410)

En uno de ellos verter aproximadamente 50 ml de solución de sulfato de cobre 0.01M

Tomar 3 vasos de precipitados

En el segundo poner la misma cantidad d la solución de sulfato de cinc 0.01 M

El tercer vaso deberá tener agua destilada para poner ahí al electrodo de referencia, en tanto se le utiliza

Lijar los electrodos de cobre y cinc sin dejar óxidos

Colocar el electrodo de referencia dentro de la solución de sulfato de cobre y conectarlo a la terminal negativa del medidor

En seguida poner en contacto con la solución la laminilla de cobre y conectarlo a la terminal positiva, como se muestra en la figura 2.

Si la pantalla da un valor positivo, registrar la lectura. En caso contrario, invertir las conexiones y registrar el dato

NOTA:Tener presente que el electrodo conectado a la

terminal negativa efectúa oxidación.

Repetir los pasos anteriores para el otro metal en la solución respectiva.

Ayudándose del Puente salino, interconecte las hemipilas de cobre/sulfato de cobre y de cinc/sulfato de cinc (como se muestra en la figura 3) y mídase el potencial eléctrico de la celda galvánica así formada. No se olvide de medir y registrar la temperatura de las soluciones.

Cálculos:

Con los datos obtenidos, calcule los potenciales normales del cobre y del cinc y el potencial de la celda de Daniell.

NOTA: La escala del voltímetro que debe elegirse es la de milivolts para la celda cobre-calomel y la de volts para la de cinc-calomel. Los potenciales en la ecuación de Nerst se expresa en voltios.

1. Reportar el cálculo del potencial normal para cada una de las hemiceldas.

2. Reportar el cálculo del potencial de la pila de Daniell.

3. Reportar el cálculo de la actividad de los iones cúpricos en la solución 0.01 M.

4. Reportar los % de error en los valores obtenidos respecto a los reportados en la literatura y justificar sus posibles causas

5. Incluir en el reporte el análisis de resultado, así como observaciones y conclusiones en forma individual.

Reporte:

Notas Adicionales.

ElectrodosDE REFERENCIA

DE MEDIDA

Electrodo de potencial insensible, independiente y estable en el sistema donde se incorpora.

El que se equilibra con las especie electroactiva que se desea medir por el electrodo de vidrio

Electrodo

Notas Adicionales.

DE REFERENCIA

Primario SecundarioElectrodo normal de hidrógeno

E=0.0000 V

Por lo general del tipo Metal/Sal Insoluble

Ag0/AgCl(s) E=0.2221V

Hg0/Hg2Cl2 E=0.2415V

Ejemplo Práctico. Calcular el potencial de Celda que debe desarrollar el sistema:

Zn0/ZnSO4 (0.01 m) || E.S.C. @ 20ºC

ɣ Zn2+ =0.37

E0 Zn2+, Zn0 = -0.763

SOLUCIÓN

Ec=Ered-Eox

Ec=0.2415-Ezn

EZn= E0 Zn2+, Zn0

+

EZn=-0.763+

Ec=0.2415-(-0.8337)=1.07517

¿

8.314*293ln(0.37*0.01) 0.833674

2*96500V

8.314∗2932∗96500

ln(0.37∗0.01)=−0.833674𝑉

BIBLIOGRAFÍA. http://www.100ciaquimica.net/temas/tema9/punto6.htm

http://www.100ciaquimica.net/temas/tema9/punto7.htm