laboratorio de electroquimica 2015-ii

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA – UNAD ESCUELA DE CIENCIAS BÁSICAS, TECNOLOGÍA E INGENIERÍA GUÍA COMPONENTE PRÁCTICO: 401538 – ELECTROQUÍMICA

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA

ESCUELA DE CIENCIAS BASICAS TECNOLOGIA E INGENIERIA

PROGRAMA CIENCIAS BÁSICAS

GUÍA COMPONENTE PRÁCTICO

401538– Electroquímica

JOHNY ROBERTO RODRIGUEZ PEREZ

(Director Nacional)

LEONARDO JAIMES MARTINEZ

Autor

BUCARAMANGA

2015

2


2. ASPECTOS DE PROPIEDAD INTELECTUAL Y VERSIONAMIENTO

Las presentes guías fueron actualizadas por Leonardo Jaimes Martínez, Químico,

docente de la Universidad Nacional Abierta y a Distancia.

Por directrices de la coordinación nacional del programa de Química para los cursos

metodológicos se establecieron pautas para la evaluación de los 170 puntos

correspondientes a los 3 foros del presente curso en campus virtual, el tutor

presencial en el respectivo CEAD evaluara 110 puntos y el tutor virtual del curso

evaluará 60 puntos.

3


3. INDICE DE CONTENIDO

Pág.

Características generales de las practicas 4

Descripción de prácticas 7

PRACTICA 1. Determinación de Fósforo en bebidas gaseosas………………. 7

PRACTICA 2. Cuantificación potenciométrica del ácido oxálico en una muestra

real………………………………………………………………………………….……. 12

PRACTICA 3. Determinación de la acidez de una muestra de vinagre…....…. 17

PRACTICA 4. Preparación de celdas electrolíticas y medición de potencial de

celda………………………………………………………………………………..…… 22

PRACTICA 5. Electrólisis de una disolución de ácido sulfúrico……..…………. 31

PRACTICA 6. La construcción de pilas galvánicas preparadas a partir de distintos

pares redox, o semiceldas ………………………………………………………...…. 37

PRACTICA 7. Electrolitos fuertes y débiles……………………………..…………. 44

PRACTICA 8. Corrosión por Temperatura Diferencial……………….…….…….. 51

Fuentes documentales 56

Nota: Su tutor de práctica presencial en su CEAD evaluará 110 puntos y su tutor de

campus virtual (seguramente no es el mismo) evaluara 20 puntos para la actividad

6. Trabajo colaborativo 1, 20 puntos para la actividad 10. Trabajo colaborativo 2 y

20 puntos para la actividad 14. Trabajo colaborativo 3.

A continuación, el tutor y estudiantes encontraran en las rubricas para las 8 practicas

una valoración correspondiente a 110/8 puntos. Sin embargo, el tutor define las

definitivas teniendo en cuenta PREINFORMES, DESEMPEÑO EN LA PRACTICA y

INFORME para la nota definitiva.

4


4. CARACTERÍSTICAS GENERALES

Introducción

La electroquímica parte de la Ciencia que se dedica al estudio de los procesos y factores que afectan el transporte de carga a través de la interfase formada entre dos fases, generalmente un electrodo y una disolución en contacto con él.

Justificación

La electroquímica es una ciencia que en la actualidad se han desarrollado tecnologías para la aplicación en diferentes campos, estos campos de aplicación no solo están enfocados a la química, también a la física, biología, bioquímica, medicina, etc. Es por esto, que su aplicación en la práctica es muy importante.

Intencionalidades formativas

Propósitos: Proveer al estudiante de química de los

fundamentos conceptuales y prácticos de la electroquímica, para la comprensión de sus principios y sus herramientas, a partir de su aplicación en la tecnología.

Propiciar en el estudiante el desarrollo de habilidades de pensamiento y destrezas instrumentales a través del análisis y solución de problemas prácticos en diferentes campos de aplicación de la electroquímica para resolver otros reales relacionados con el ejercicio de la profesión, su campo de interés y de la vida diaria.

5


Objetivos: Que el estudiante estudie, analice y

aplique los fundamentos conceptuales electroquímicos que le permitan desarrollar habilidades y destrezas instrumentales para su futuro desempeño profesional.

Que el estudiante analice y describa métodos tecnológicos aplicados propios del curso para la aprehensión de sus fundamentos conceptuales y técnicos de la electroquímica.

Que el futuro profesional pueda seguir su capacitación y formación profesional en el área de desempeño electroquímico.

Metas: Identificará y comprenderá el

funcionamiento y utilidad de diferentes elementos de prueba y medición empleados en un laboratorio de Electroquímica.

Desarrollará habilidades relacionadas con el desarrollo de prácticas en un laboratorio y el montaje y puesta en marcha de actividades experimentales.

Competencias: El estudiante aplica los principios de la

electroquímica en el análisis y descripción de equipos tecnológicos de aplicación en las áreas de desempeño profesional.

El estudiante analiza y da solución adecuada a problemas de desempeño electroquímico para el desarrollo de habilidades y destrezas instrumentales que puedan ser aplicadas en el ejercicio de su profesión, su campo de interés y la vida diaria.

6


Denominación de practicas

Practica 1. Determinación de Fósforo en bebidas gaseosas Practica 2. Cuantificación potenciométrica del ácido oxálico en una muestra real Practica 3. Determinación de la acidez de una muestra de vinagre Practica 4. Preparación de celdas electrolíticas y medición de potencial de celda Practica 5. Electrólisis de una disolución de ácido sulfúrico Practica 6. La construcción de pilas galvánicas preparadas a partir de distintos pares redox, o semiceldas Practica 7. Electrolitos fuertes y débiles Practica 8. Corrosión por Temperatura Diferencial

Número de horas 18

Porcentaje 110 puntos correspondiente al 22% de la nota definitiva del curso

Curso Evaluado por proyecto SI _X_ NO _ _

Seguridad industrial

Investigar fichas técnicas MSDS para todos los reactivos

Utilizar guantes de nitrilo para manipulación de las muestras

Utilizar batas de laboratorio

7


5. DESCRIPCIÓN DE PRÁCTICAS

PRACTICA No. 1 – Determinación de Fósforo en bebidas gaseosas

Tipo de practica

Presencial X Autodirigida Remota

Otra ¿Cuál

Horas de la practica 2


Propósito: Promover la aplicación de las tecnicas

potenciométricas. Objetivo(s): Análisis de un sistema ácido base mediante

titulaciones potenciométricas.

Evaluación del punto de equivalencia utilizando los métodos analíticos de la primera derivada, segunda derivada y método de Gran.

Determinar cuantitativamente el fósforo y la concentración de ácido fosfórico, en bebidas de cola.

Meta: Comprendera los elementos basicos en la

determinacion de puntos de equivalencia. Competencia: El estudiante identifica los elementos basicos para

realizar titulaciones potenciométricas.

8


Fundamentación Teórica

Las bebidas de cola, son muy populares, su consumo es muy frecuente sobre todo en la población juvenil. Actualmente se está prestando atención a las posibles consecuencias del consumo excesivo de estas bebidas que puedan afectar a la salud humana; para ello se están haciendo esfuerzos intensivos como la evaluación del potencial erosivo en los dientes debido a la acidez de 1as bebidas; los efectos secundarios adversos a la ingestión de altas concentraciones de cafeína (hipertensión, reacciones alérgica, las perturbaciones gastrointestinales) y los efectos adversos en el metabolismo del calcio debido al alto volumen del ácido fosfórico, el cual si se combina con el calcio necesario para el organismo (en bajas proporciones) puede aumentar el riesgo de sufrir enfermedades de los huesos, tal como la osteoporosis.

Descripción de la practica

La concentración de H3PO4 en colas previamente desgasificadas (ya sea calentando la solución por 45 minutos a 50°C, o mediante un sistema de reflujo; los cuales permiten la eliminación del dióxido de carbono de las muestras), es bastante grande que incluso puede ser determinada, por lo menos aproximadamente por titulación con una base normal, tal como KOH o NaOH (0.01 ó 0.02N). Los puntos de equivalencia deben ser determinados por métodos potenciométricos, ya que la intensidad de color de las muestras disimulará cualquier indicador de ácido-base. Esta parte del experimento señala un uso importante del pH en la titulación.

Recursos a utilizar en la práctica (Equipos / instrumentos)

EQUIPOS: Balanza analítica. Plancha de calentamiento con sistema de agitación. pHmetro, Electrodo combinado de vidrio. LEA DETENIDAMENTE EL MANUAL DEL EQUIPO ANTES DE UTILIZARLO. MATERIALES: Vasos de precipitado de 250mL, baño maría (soporte, aro con nuez, mechero, placa de cerámica o asbesto), espátula, probetas de 100mL, pipetas, agitador magnético, y termómetro. REACTIVOS: Fosfato monobásico de potasio (100mL, 0.02N) Hidróxido de sodio (250mL, 0.02N) Botellas de 250mL de bebidas comerciales (Ejemplo: Pepsi-Cola, Coca-Cola)

9


Software a utilizar en la práctica u otro tipo de requerimiento para el desarrollo de la práctica

Ninguno

Seguridad Industrial

Utilizar guantes de nitrilo

Metodología

Conocimiento previo para el desarrollo de la práctica: Antes de la practica el estudiante realizara un pre-informe en un documento de

Word tipo artículo (diferente a la presentación por normas ICONTEC) que contendrá: Titulo-Autor(es)-Objetivos-Marco teórico adicional-Procedimiento en diagrama de flujo-Análisis de datos con tablas y gráficas investigadas relacionadas con la práctica a realizar.

IMPORTANTE: El procedimiento anteriormente señalado debe incluir el proceso de estandarización completo (cálculos para la preparación de las soluciones) de una solución 0.02N de NaOH con una solución estándar de KH2PO4 0.02N.

Forma de trabajo: Trabajo en grupos de 3 personas Procedimiento: 1) Desgasifique las muestras de cola (Pepsi-Cola y la Coca-Cola), colocando la muestra de aproximadamente 100mL de la solución en baño de María por 20 minutos a 50°C para eliminar el dióxido de carbono (CO2); Presente en la misma. 2) Se estandariza una solución 0.02N de NaOH con una solución estándar de KH2PO4 0.02N. 3) Determine la concentración de H3PO4 presente en las muestras de Pepsi-Cola, y Coca-Cola titulando 25mL de la muestra con la solución estandarizada de NaOH (repetir 3 veces por lo menos).

Sistema de Evaluación

Pre-informe y informe de laboratorio

Informe o productos a entregar

El pre-informe es un documento en formato Word tipo artículo como se describió anteriormente: Título Autor(es) Objetivos Marco teórico adicional: (ESTANDARIZACION DE SOLUCIONES) Procedimiento en diagrama de flujo: uno para la práctica y otro para la

estandarización

10


Análisis de datos con tablas y gráficas investigadas relacionadas con la práctica a realizar

Bibliografía Se espera que el informe sea un documento en formato Word tipo artículo, que tenga: Título Autor(es) Marco teórico Procedimiento: NO REALIZAR DIAGRAMAS DE FLUJO Resultados: los obtenidos para la estandarización y para la práctica.

Reporte los valores de la estandarización, los puntos de equivalencia y sus respectivas ecuaciones.

Dibuje las curvas de interés y determine la concentración de la muestra problema.

Determine la precisión, desviación estándar y sensibilidad y límites de detección en sus experimentos.

Conclusiones Bibliografía

11


Rúbrica de evaluación

Ítem Evaluado

Valoración Baja Valoración

media Valoración alta

Máximo Puntaje

Estructura del informe

El grupo de trabajo no tuvo en cuenta

las normas básicas para la

construcción de informes

(Puntos = 0)

Aunque el documento

presenta una estructura base, la misma carece

de algunos elementos del

cuerpo solicitado

(Puntos = 2)

El documento presenta una

excelente estructura

(Puntos = 4)

4

Redacción y ortografía

El documento presenta

deficiencias en redacción y errores

ortográficos (Puntos = 0)

No hay errores de ortografía y

el documento no presenta una conclusión.

(Puntos = 1)

La redacción es excelente, los

procedimientos son claros y adecuados.

(Puntos = 3)

3

Análisis de resultados y conclusiones

El trabajo no plantea análisis de

resultados, ni conclusiones. (Puntos = 0)

Aunque se presentan análisis de

resultados y conclusiones,

no se basan en los objetivos de

la practica (Puntos = 2)

Se plantean análisis de

resultados y conclusiones de

manera adecuada y en función de los

objetivos propuestos. (Puntos = 4)

4

Referencias

Se maneja de manera

inadecuada el uso de citas y

referencias. No se hace uso de citas y

referencias. (Puntos = 0)

Aunque presenta

referencias, estas no se

articulan adecuadamente con el trabajo. (Puntos = 0,5)

El manejo de citas y

referencias es satisfactorio

(Puntos =2,75)

2,75

TOTAL 13,75

Retroalimentación

5 días hábiles

12


PRACTICA No. 2 – Cuantificación potenciométricamente del ácido oxálico en

una muestra preparada 0,05M

Tipo de practica


Otra ¿Cuál







Determinar la concentración ácido oxálico una muestra real.




13



Tradicionalmente se han utilizado los indicadores para determinar el punto de equivalencia en una valoración ácido-base. Sin embargo, teniendo en cuenta la sensibilidad del ojo humano, en el mejor de los casos cuando el color del indicador en la forma ácida es muy diferente al de la forma básica, se necesita al menos dos unidades de pH para apreciar el cambio de coloración de la disolución. En la actualidad el avance tecnológico y el abaratamiento de los precios ha permitido que los alumnos puedan utilizar potenciómetros de bajo coste y sea posible registrar fácilmente la variación del pH de la disolución al ir añadiendo el agente valorante. La representación del pH frente al volumen adicionado ilustra el proceso de neutralización y permite una estimación muy precisa del punto final de la valoración.


La concentración de ácido oxálico 0.05M se prepara a partir de una sustancia grado analítico. Los puntos de equivalencia deben ser determinados por métodos potenciométricos. Esta parte del experimento señala un uso importante del pH en la titulación.


EQUIPOS: Balanza analítica. Plancha de calentamiento con sistema de agitación. pHmetro, Electrodo combinado de vidrio. LEA DETENIDAMENTE EL MANUAL DEL EQUIPO ANTES DE UTILIZARLO. MATERIALES: Vasos de precipitado de 250mL, espátula, probetas de 100mL, pipetas, agitador magnético, y termómetro. REACTIVOS: Solución de hidróxido de sodio 0.02N Ftalato ácido de potasio, previamente desecado a 110°C para estandarización


Ninguno



Metodología


Word tipo artículo (diferente a la presentación por normas ICONTEC) que contendrá: Titulo-Autor(es)-Objetivos-Marco teórico adicional-Procedimiento en

14


diagrama de flujo-Análisis de datos con tablas y gráficas investigadas relacionadas con la práctica a realizar.


Forma de trabajo: Trabajo en grupos de 3 personas Procedimiento: 1) Valoración de una solución 0.02N de NaOH con una solución estándar de KH2PO4 0.02N, tal como lo realizó en la práctica anterior. 2) Valoración de la muestra: Si la muestra es sólida, pese 0.5g y luego disuélvala en 10mL de agua. Finalmente diluya la muestra a 50mL con agua destilada. Se toman alícuotas de 20mL y se precede a titular con el NaOH, como en el caso anterior. Tenga la precaución de agregar el Hidróxido de Sodio en pequeñas cantidades. Si la muestra es líquida tome 10mL y lleve a 50mL diluyendo como en caso anterior. Proceda a realizar las titulaciones.





estandarización Análisis de datos con tablas y gráficas investigadas relacionadas con la práctica

a realizar Bibliografía

Se espera que el informe sea un documento en formato Word tipo artículo, que tenga: Título Autor(es) Marco teórico Procedimiento: NO REALIZAR DIAGRAMAS DE FLUJO Resultados: los obtenidos para la estandarización y para la práctica.

Reporte los valores de la estandarización, los puntos de equivalencia y sus respectivas ecuaciones.

15


Dibuje las curvas de interés y determine la concentración de la muestra problema.

Determine la precisión, desviación estándar y sensibilidad y límites de detección en sus experimentos.

Conclusiones Bibliografía

16



Ítem Evaluado



Máximo Puntaje





(Puntos = 0)

Aunque el documento



cuerpo solicitado

(Puntos = 2)



(Puntos = 4)

4







(Puntos = 1)



(Puntos = 3)

3












4

Referencias

Se maneja de manera




Aunque presenta





(Puntos =2,75)

2,75

TOTAL 13,75

Retroalimentación

5 días hábiles

17


PRACTICA No. 3 – Titulación potenciométrica acido – base determinación de

la acidez de una muestra de vinagre

Tipo de practica


Otra ¿Cuál







Determinar la concentración de ácido acético en una muestra de vinagre.




18



Tradicionalmente se han utilizado los indicadores para determinar el punto de equivalencia en una valoración ácido-base. Sin embargo, teniendo en cuenta la sensibilidad del ojo humano, en el mejor de los casos cuando el color del indicador en la forma ácida es muy diferente al de la forma básica, se necesita al menos dos unidades de pH para apreciar el cambio de coloración de la disolución. En la actualidad el avance tecnológico y el abaratamiento de los precios ha permitido que los alumnos puedan utilizar potenciómetros de bajo coste y sea posible registrar fácilmente la variación del pH de la disolución al ir añadiendo el agente valorante. La representación del pH frente al volumen adicionado ilustra el proceso de neutralización y permite una estimación muy precisa del punto final de la valoración.


Los puntos de equivalencia deben ser determinados por métodos potenciométricos. Esta parte del experimento señala un uso importante del pH en la titulación.


EQUIPOS: Balanza analítica. Plancha de calentamiento con sistema de agitación. pHmetro, Electrodo combinado de vidrio. LEA DETENIDAMENTE EL MANUAL DEL EQUIPO ANTES DE UTILIZARLO. MATERIALES: Vasos de precipitado de 250mL, espátula, probetas de 100mL, pipetas, agitador magnético, y termómetro. REACTIVOS: Solución de hidróxido de sodio 0.1N Ftalato ácido de potasio, previamente desecado a 110°C para estandarización


Ninguno



Metodología


Word tipo artículo (diferente a la presentación por normas ICONTEC) que contendrá: Titulo-Autor(es)-Objetivos-Marco teórico adicional-Procedimiento en

19


diagrama de flujo-Análisis de datos con tablas y gráficas investigadas relacionadas con la práctica a realizar.


Forma de trabajo: Trabajo en grupos de 3 personas Procedimiento: 1) Valoración de una solución de NaOH 0.1N con una solución de Ftalato ácido de potasio 0.1M. Sumergir el electrodo en 20mL de la disolución a titular, ajustar el agitador de manera que no lo golpee, y añadir NaOH 0.1N desde la bureta en porciones de 1mL, salvo cerca del punto de equivalencia donde se añaden porciones de 0.2 a 0.3mL. Después de cada adición, se espera a que se estabilice el pH, en el pHmetro, 1 ó 2 minutos y se lee este. Una vez acabada la adición de NaOH, se traza la gráfica de los valores de pH en función de los mL de NaOH añadidos y la gráfica dpH/dV en función del volumen añadido y se calcula la concentración de NaOH en la disolución. Se repite al menos dos veces, de manera que la divergencia entre dos normalidades no sea mayor de 2 ó 4 partes por mil. 2) Acidez de un vinagre: Se pipetean 20mL de muestra y se diluye en un matraz de 100mL y se diluye con agua destilada. Se toman alícuotas de 20mL y se precede a titular como en el caso anterior.







Se espera que el informe sea un documento en formato Word tipo artículo, que tenga: Título Autor(es) Marco teórico Procedimiento: NO REALIZAR DIAGRAMAS DE FLUJO

20


Resultados: los obtenidos para la estandarización y para la práctica. Reporte los valores de la estandarización, los puntos de equivalencia y sus

respectivas ecuaciones. Dibuje las curvas de interés y determine la concentración de la muestra

problema. Determine la precisión, desviación estándar y sensibilidad y límites de

detección en sus experimentos. Conclusiones Bibliografía

21



Ítem Evaluado



Máximo Puntaje





(Puntos = 0)

Aunque el documento



cuerpo solicitado

(Puntos = 2)



(Puntos = 4)

4







(Puntos = 1)



(Puntos = 3)

3












4

Referencias

Se maneja de manera




Aunque presenta





(Puntos =2,75)

2,75

TOTAL 13,75

Retroalimentación

5 días hábiles

22


PRACTICA 4. La construcción de pilas galvánicas preparadas a partir de

distintos pares redox, o semiceldas

Tipo de practica


Otra ¿Cuál



Propósito: Promover la construccion de pilas galvanicas. Objetivo(s): Construir pilas galvánicas a partir de distintos

pares redox.

Meta: Construir correctamente el sistema de pilas y

identificar las diferencias. Competencia: El estudiante identifica los elementos basicos para

la construccion de pilas galvanicas.

23



En el estudio de las celdas galvánicas hay dos cosas a determinar, una la fuerza electromotriz de la celda, y otra la reacción responsable de tal fuerza electromotriz. Consideremos una celda Daniell. Como se indica en la figura, ésta consta de un electrodo de cinc sumergido en una disolución de ZnSO4 y otro de cobre sumergido en una disolución de CuSO4. Cada electrodo con su disolución se llama semicelda de la celda; en este caso, las dos semiceldas pueden estar separadas bien por un puente salino, o bien por un tabique poroso. Ambos evitan que se mezclen las dos disoluciones, permitiendo el contacto eléctrico. Cuando los dos electrodos se unen, una corriente eléctrica circula de uno a otro, como puede observarse intercalando un amperímetro debido a que existe una diferencia de potencial entre los dos electrodos. La reacción que da lugar a esta fuerza electromotriz es:

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu (1) dicha reacción se puede descomponer en dos partes, una que tiene lugar en el electrodo de la izquierda,

Zn Zn2+ + 2e- (2)

y otra que tiene lugar en el electrodo de la derecha,

Cu2+ + 2e- Cu (3)

Toda reacción que da lugar a electrones es una oxidación y aquella que consume electrones es una reducción; por tanto, en el electrodo de la izquierda ocurre una oxidación, quedando el Zn cargado negativamente, y en la semicelda del Cu ocurre una reducción, quedando este cargado positivamente. Los electrones salen del electrodo negativo y van al positivo a través del conductor que une ambos electrodos.

24


El electrodo en el que ocurre la oxidación se llama ánodo y está cargado negativamente. El electrodo en el que ocurre la reducción se llama cátodo y está cargado positivamente. En la disolución los electrones son transportados por los iones, moviéndose los iones negativos hacia el electrodo negativo y los positivos hacia el electrodo positivo. Si se suman las reacciones (2) y (3) se obtiene la (1), que es la reacción de la celda, que da lugar a una fuerza electromotriz. La fuerza electromotriz de una celda galvánica se define como:

E = ECATODO - EANODO donde ECATODO y EANODO son los potenciales en los terminales de los electrodos de la derecha e izquierda, ambos medidos con el mismo patrón. La celda se suele representar por,

Zn / Zn++ (M) // Cu++ (M')/ Cu ANODO (-) CATODO (+)

donde M y M' son las concentraciones molares de las disoluciones de Zn2+ y Cu2+, cada línea representa una interfase, y la doble línea quiere decir que la unión entre las dos semiceldas no contribuye a la fuerza electromotriz de la celda.


La fuerza electromotriz de una pila depende tanto de la naturaleza de los sistemas redox que la constituyen, como de la temperatura y de la concentración de las especies que intervienen en los procesos de electrodo. La Termodinámica nos proporciona las relaciones que ligan las diferentes variables, indicándonos qué reacciones ocurrirán espontáneamente y cuáles no. La relación que existe entre trabajo eléctrico (W) y energía de Gibbs (DG) es,

∆G = - W Como el trabajo eléctrico coincide con el trabajo necesario para trasladar un cierto número de electrones de un electrodo a otro, al trasladar n moles de electrones, trasladamos n·F culombios de carga y por ello el trabajo eléctrico será:

W = n F E donde F es el valor de Faraday (9.648456 · 104 C/mol) por lo que,

∆G = - n F E siendo n los moles de electrones intercambiados en el proceso redox de la pila. Entonces, la espontaneidad de la reacción redox implicada en una pila se puede juzgar por el signo de ∆G ó E, ya que:

25


Teniendo en cuenta que ∆G = ∆Go + R T Ln Q llegamos a que

-nFE = -nFE0 + RT lnQ

LnQnF

RTEE -= 0

Ecuación que se conoce con el nombre de ecuación de Nernst, en la cual: E = fuerza electromotriz Eo = fuerza electromotriz estándar, es decir, fuerza electromotriz de la celda medida en condiciones estándar (con disoluciones de concentración iónica 1 M) T = temperatura absoluta F = valor de Faraday n = moles de electrones intercambiados Q = cociente de concentraciones en la reacción redox R = constante universal de los gases Si se trabaja a T=298 K, entonces

059,0=96500

3,8*298*3,2=3,2

F

RT

y la ecuación de Nernst toma la forma:

LogQn

EE059,0

-= 0

CELDAS ELECTROLÍTICAS Otra opción que ofrecen las reacciones redox es la posibilidad de invertir el curso espontáneo de los procesos químicos mediante la aplicación de una diferencia de potencial externa. Si cuando se disponen dos semiceldas estándar de Cu2+/Cu y Zn2+/Zn se genera una diferencia de potencial de 1.1V, aplicando una tensión externa ligeramente superior a 1.1V podemos lograr que ocurra el proceso opuesto al que dictan los criterios de espontaneidad química. Esto, obviamente, no vulnera los principios generales de la Termodinámica, dado que la reacción se invierte gracias a un aporte externo de energía eléctrica. En este caso, estaríamos convirtiendo energía eléctrica, suministrada por un generador de corriente, en energía química, dado que se estarían generando productos cuya energía química es superior a la de los reactivos.

26


Las leyes de Faraday rigen los fenómenos de electrólisis, término que se aplica para describir los procesos de conversión de energía eléctrica en energía química. 1. La masa de una sustancia liberada es directamente proporcional a la cantidad de electricidad (o bien, a la intensidad de corriente, I, y al tiempo que circula, t). 2. Las masas de diferentes sustancias, liberadas por la misma cantidad de electricidad, son directamente proporcionales a los pesos equivalentes de las mismas.


EQUIPOS: Balanza analítica Placa con sistema de agitación Voltímetro MATERIALES: 1 Electrodo de cobre (Barra u hoja) 1 Electrodo de cinc 2 Electrodos de grafito 4 Matraces Aforados de 100 ml, con boca esmerilada y tapón de plástico 5 Vasos de Precipitado de 100 ml 1 Pipeta de 10 ml 4 Pinzas Metálicas de cocodrilo 3 Trozos de Hilo de cobre de 25 cm 1 Hoja de Papel de filtro 1 Frasco Lavador Papel de lija 1 Pie 2 Nueces 2 Pinzas 1 Bureta de 50 ml 1 Matraz de 500 ml 1 Pipeta de 5 ml 1 Trozo de cable de línea eléctrica de cobre 1 trozo de chapa de cobre de unos 12 gramos 1 Fuente de alimentación de 12 V a 4 A REACTIVOS: Sulfato de Cobre Sulfato de Cinc Iodo Ioduro Potásico Sulfato de Hierro (II) Nitrato de Hierro (III) NaCl Acetona

27


PREPARACIÓN DE LAS DISOLUCIONES: Para esta práctica se necesitan las siguientes disoluciones: 100 ml de disolución de CuSO4, 0.1 M 100 ml de disolución de ZnSO4, 0.1 M 100 ml de disolución de I2, 0.1 M 100 ml de disolución de KI, 0.1 M 100 ml de disolución de Fe(NO3)3, 0.1 M 100 ml de disolución de FeSO4, 0.1 M Disolución de NaCl


Ninguno


Utilizar guantes de nitrilo y utilizar cabina extractora

Metodología

Forma de trabajo: Trabajo en grupos de 3 personas Procedimiento: 1) PREPARACIÓN DE LAS SEMICELDAS. Semicelda Cu2+/Cu: Una barra u hoja de Cu limpio (previamente lijado) se introduce en unos 20ml de disolución de CuSO4 0.1M contenido en un vaso de precipitado de 100ml. Semicelda Zn2+/Zn: Una barra u hoja de Zn limpio (previamente lijado) se introduce en unos 20ml de disolución de ZnSO4 0.1M contenido en un vaso de precipitado de 100ml. Semicelda I2/2I-: En un vaso de precipitado de 100ml se introduce una mezcla de 10ml, medidos con pipeta, de disolución de I2 0.1M y 10ml de disolución de KI 0.1M. También se introduce un electrodo limpio de grafito. Semicelda Fe3+/Fe2+: En un vaso de precipitado de 100ml se introduce una mezcla de 10ml, medidos con pipeta, de disolución de Fe(NO3)3 0.1M y 10ml de disolución de FeSO4 0.1M. También se introduce un electrodo limpio de grafito. 2) MONTAJE DE LAS CELDAS. Cada una de las celdas, o pilas, se prepara uniendo un par de semiceldas por un puente salino. El puente salino se prepara humedeciendo una tira de papel de filtro en una disolución de NaCl, e introduciendo cada extremo en una de las semiceldas. Una vez hecho esto, puede medirse la diferencia de potencial entre los dos electrodos, uniendo estos mediante un hilo conductor que estará conectado a un voltímetro. 3) ESTUDIO DE LAS CELDAS. Se montan las siguientes celdas, midiendo su diferencia de potencial, con el voltímetro, y anotando el resultado (téngase cuidado con el signo):

28


1.- Semicelda Zn2+/Zn con semicelda Cu2+/Cu 2.- Semicelda I2/2I- con semicelda Cu2+/Cu 3.- Semicelda Zn2+/Zn con semicelda I2/2I- 4.- Construir un sistema como el de la figura para medir el potencial de la semicelda Zn2+/Zn respecto de I2/2I-, referenciadas ambas al electrodo Cu2+/Cu.

5.- Semicelda I2/2I- con semicelda Fe3+/Fe2+ 6.- Semicelda Fe3+/Fe2+ con semicelda Cu2+/Cu 7.- Construir un sistema similar al de (4) para medir el potencial de la semicelda de Fe3+/Fe2+ respecto a la de I2/2I-, referenciadas ambas al electrodo Cu2+/Cu.







Se espera que el informe sea un documento en formato Word tipo artículo, que tenga: Título

29


Autor(es) Marco teórico Procedimiento: NO REALIZAR DIAGRAMAS DE FLUJO Resultados: los obtenidos para la estandarización y para la práctica.

Tabla de valores de potencial vs. volumen de Ag+ adicionado. Curva de valoración experimental y primera derivada de la curva. Calcular la concentración en mg/l de ión cloruro en la muestra de orina. Calcular el valor teórico del potencial del sistema antes de la adición de Ag+,

considerando una concentración de ión cloruro de 0.01M. Conclusiones Bibliografía

30



Ítem Evaluado



Máximo Puntaje





(Puntos = 0)

Aunque el documento



cuerpo solicitado

(Puntos = 2)



(Puntos = 4)

4







(Puntos = 1)



(Puntos = 3)

3












4

Referencias

Se maneja de manera




Aunque presenta





(Puntos =2,75)

2,75

TOTAL 13,75

Retroalimentación

5 días hábiles

31


PRACTICA 5. Electrólisis de una disolución de ácido sulfúrico

Tipo de practica


Otra ¿Cuál



Propósito: Realizar la electrolisis de una disolucion de acido

sulfurico Objetivo(s): Aplicar la construccion de celdas galvanicas vistas

en la practica 4.

Meta: Aplicara los conocimientos vistos en el modulo del

curso. Competencia: El estudiante identifica los elementos basicos para

la aplicación de las celdas galvanicas.

32



CELDAS ELECTROLÍTICAS Otra opción que ofrecen las reacciones redox es la posibilidad de invertir el curso espontáneo de los procesos químicos mediante la aplicación de una diferencia de potencial externa. Si cuando se disponen dos semiceldas estándar de Cu2+/Cu y Zn2+/Zn se genera una diferencia de potencial de 1.1V, aplicando una tensión externa ligeramente superior a 1.1V podemos lograr que ocurra el proceso opuesto al que dictan los criterios de espontaneidad química. Esto, obviamente, no vulnera los principios generales de la Termodinámica, dado que la reacción se invierte gracias a un aporte externo de energía eléctrica. En este caso, estaríamos convirtiendo energía eléctrica, suministrada por un generador de corriente, en energía química, dado que se estarían generando productos cuya energía química es superior a la de los reactivos. Las leyes de Faraday rigen los fenómenos de electrólisis, término que se aplica para describir los procesos de conversión de energía eléctrica en energía química. 1. La masa de una sustancia liberada es directamente proporcional a la cantidad de electricidad (o bien, a la intensidad de corriente, I, y al tiempo que circula, t). 2. Las masas de diferentes sustancias, liberadas por la misma cantidad de electricidad, son directamente proporcionales a los pesos equivalentes de las mismas.


EQUIPOS: Balanza analítica Placa con sistema de agitación Voltímetro MATERIALES: 1 Electrodo de cobre (Barra u hoja) 2 Matraces Aforados de 500 ml, con boca esmerilada y tapón de plástico 2 Vasos de Precipitado de 100 ml 2 Vasos de Precipitado de 1000 ml 1 Bureta de 25 ml y 50ml Soporte universal Pinza para bureta 3 Trozos de Hilo de cobre de 25 cm 1 Hoja de Papel de filtro 1 Frasco Lavador 1 Matraz de 500 ml 1 Pipeta de 5 ml 1 Trozo de cable de línea eléctrica de cobre 1 trozo de chapa de cobre de unos 12 gramos

33


1 Fuente de alimentación de 12 V a 4 A REACTIVOS: Ácido sulfúrico H2SO4 concentrado: Prepara 500 ml de Ac. Sulfúrico 0,1M


Ninguno



Metodología

Forma de trabajo: Trabajo en grupos de 3 personas Procedimiento: Preparar 500 ml de disolución de ácido sulfúrico 0.1 M. Viértase esta disolución en un vaso de 1000 ml. Disponer una bureta invertida con su extremo bien sumergido en la disolución. Introducir un trozo de cable de hilo de línea de cobre, con unos 8 cm de metal expuesto, por el extremo sumergido de la bureta, cuidando que no quede ningún trozo de Cu expuesto que no esté dentro de la misma. Este cable actuará como cátodo en el proceso de la electrólisis. Tomar un trozo de chapa de Cu de unos 12 g que actuará como ánodo y pesarlo exactamente en la balanza (son necesarias al menos 3 cifras decimales). A continuación, sumergirlo en la disolución de ácido sulfúrico. Con la fuente de corriente apagada, conectar el borne positivo al ánodo, y el negativo al cátodo, cuidando que las pinzas que sirven para efectuar la conexión no estén en contacto con el líquido. Succionar a través de la llave de la bureta y enrasarla. Anótese la lectura inicial.

34


Conectar la fuente eléctrica anotando la hora de comienzo del experimento. Comenzará a observarse un desprendimiento de burbujas en el cátodo, y progresivamente, la disolución tomará un tono celeste propio de la especie Cu(H2O)

+26 .

Al cabo de cierto tiempo, entre 5 y 10 min., la bureta se habrá llenado de gas. Detener el experimento desconectando la fuente, anotando el tiempo transcurrido desde su inicio. Determinar exactamente el volumen de gas recogido. Anotar igualmente la presión atmosférica y la temperatura de la disolución. Dicho volumen de gas debe corregirse teniendo en cuenta la presión de vapor de agua sobre la disolución de ácido sulfúrico 0.1 M. Desconectar el trozo de chapa de cobre que ha actuado como ánodo, enjuagarlo con acetona y pesarlo. Determinar la pérdida de peso que experimentó durante la electrólisis. Formular las semireacciones que han tenido lugar en cada electrodo y la reacción global asociada al proceso de electrólisis. Determinar la intensidad media de la corriente a lo largo de este proceso.







Se espera que el informe sea un documento en formato Word tipo artículo, que tenga: Título Autor(es) Marco teórico Procedimiento: NO REALIZAR DIAGRAMAS DE FLUJO Resultados: los obtenidos para la estandarización y para la práctica.

Concentración exacta del patrón de fluoruros preparado. Representación gráfica de la curva de calibrado y margen de linealidad del

electrodo. Cálculo de la pendiente de la curva de calibrado.

35


Calcular los miligramos de NaF en cada 100mL de preparado farmacéutico. Discute los resultados obtenidos con respecto al contenido real de fluoruros

en el preparado farmacéutico. Comentar cuales han podido ser las causas de error, si es que han existido,

así como los comentarios oportunos al respecto. Conclusiones Bibliografía

36



Ítem Evaluado



Máximo Puntaje





(Puntos = 0)

Aunque el documento



cuerpo solicitado

(Puntos = 2)



(Puntos = 4)

4







(Puntos = 1)



(Puntos = 3)

3












4

Referencias

Se maneja de manera




Aunque presenta





(Puntos =2,75)

2,75

TOTAL 13,75

Retroalimentación

5 días hábiles

37


PRÁCTICA No. 6 – Preparación de celdas electrolíticas y medición de

potencial de celda

Tipo de practica


Otra ¿Cuál



Propósito: Consolidar los fundamentos teoricos vistos en el

curso. Objetivo(s): Electrolizar una solución acuosa de yoduro de

potasio e Identificar los productos formados.

Construir una pila voltaica y medir el voltaje que se produce.

Demostrar la producción eléctrica a partir de una reacción química.

Determinar la serie electromotriz con una papaya

38



La electrolisis de algunas soluciones acuosas de sales, puede llevar a la oxidación o la reducción de los iones de la sal siempre que estos sean más fácilmente oxidados o reducidos que el agua misma. También se sabe que la oxidación de un ión metálico (agente reductor) es la perdida de electrones que es promovida por otro ión metálico (agente oxidante) que gana los electrones.

Figura 1. Tubo en forma de U

En este experimento se construirán varias pilas que utilizaran las reacciones de redox, de tal forma que los electrones sean transportados a través de un hilo conductor, y no mediante el contacto del agente oxidante con el agente reductor (figura 2).

Figura 2. Montaje de una pila electroquímica mediante el uso de dos vasos de

precipitados conteniendo soluciones de electrolitos

39


La semireacción de oxidación tiene lugar en el electrodo (ánodo) de una semipila y la semireacción de reducción tiene el lugar en el electrodo (cátodo) de la otra semipila. Cuando las dos semipilas (los dos vasos que se observan en la figura 3) se unen de tal forma que sus disoluciones estén en contacto, se produce una pila, cuyo voltaje es una medida de la tendencia a la acción reactiva de la pila.

Figura 3. Celda con un tubo en U de que funciona como puente salino

Las dos semipilas deben estar constituidas por dos vasos cuyas disoluciones estén conectadas entre sí por un puente salino (un tubo en U grande que contiene una solución saturada de un electrodo tal como NaCl), como se muestra en la figura 3. Utilizando una papaya se determinara la serie electromotriz con la ayuda de láminas ó alambres de varios metales figura 4.

Figura 4. Determinación de la serie electromotriz, empleando una papaya

40


Actividades previas

1.- ¿Qué diferencia existe entre electrolisis y electrolito? 2.- Investigar qué es el proceso de oxidación y reducción 3.- ¿Qué otros métodos experimentales existen para le determinación de la descomposición de la materia? ¿En qué se fundamenten? Describir brevemente al menos dos de ellos. 4.- Calcular el costo mínimo de la práctica incluyendo materiales y reactivos. 5.- Elaborar un diagrama de flujo donde indique la secuencia experimental.


MATERIAL Y REACTIVOS: Voltímetro y cables de conexión Conector para batería de 8V Dos electrodos de grafito. Tubo en forma de U (ver figura 1) 3 vasos de precipitados de 150 ml Tubos de ensayo Dos goteros Lamina o alambre limpio de cobre, zinc, plomo, hierro, aluminio y magnesio Solución de nitrato de zinc 0.5M Solución de nitrato de cobre 0.5M Solución de nitrato de plomo 0.5M Solución saturada de cloruro de sodio Solución de yoduro de potasio 0.1M Fenolftaleína Tetracloruro de carbono Una papaya pequeña


Ninguno



Metodología

Forma de trabajo: Trabajo en grupos de 3 personas Procedimiento: 1) ELECTROLISIS DEL YODURO DE POTASIO: a) Preparar el aparato de acuerdo con la figura 1. b) Colocar suficiente solución 0.1M de yoduro de potasio para que el tubo quede lleno, dejando 0.5 cm libres en cada boca. c) Conectar los electrodos y electrolizar. d) Después de 10 minutos, desconectar y sacar los electrodos.

41


e) Retirar el líquido café que se encuentra en el lado del ánodo mediante un gotero y transferido a un tubo de ensayo. Agregar 1 ml de CCl4 agitar. f) Con gotero, tomar 2ml de la solución que se encuentra del lado del cátodo a otro tubo de ensayo. Agregar 3 gotas de fenolftaleína. 2) MEDICIÓN DEL POTENCIAL DE CELDA:

Parte I. Pila voltáica formada por las semipilas Zn(s) - Zn2+(0.5M) y Cu(s) - Cu2+(0.5M)

1. En un vaso de precipitados de 150 ml vierta aproximadamente hasta la mitad una solución de nitrato de cobre, Cu(NO3)2, 0.5M. Coloque una placa de cobre en la solución y conecte el electrodo al terminar positivo el voltímetro (figura 1). 2. A otro vaso de precipitados de 150 ml, agregue aproximadamente hasta la mitad una solución de nitrato de zinc, Zn(NO3)2, 0.5M. Coloque una lámina limpia de zinc en la solución y conéctela al terminal negativo del voltímetro. 3. Anote la lectura del voltaje, con la semipila en la posición que indica la figura1. 4. Coloque entre los dos vasos el tubo en U invertido (conteniendo solución de cloruro de sodio y tapando los extremos con trocitos de algodón), que sirve como puente salino para conectar las dos soluciones (figura 2). Anote la lectura del voltaje. Quite el puente salino. Conserve el vaso con la solución de nitrato de cobre y el electrodo de cobre. Evite que se contamine la solución.

Parte II. Pila voltáica formada por semipilas Pb(s) - Pb2+(0.5M) y Cu(s) - Cu2+(0.5M)

1. Use un vaso de precipitado limpio de 150ml. Construya esta pila como en la Parte I, colocando la solución de nitrato de plomo, Pb(NO)3, 0.5M en el vaso de la izquierda y una lámina limpia de plomo en la solución conectada al voltímetro. 2. La semipila de la derecha está formada por el vaso con la solución de nitrato de cobre y la placa de cobre utilizada en la Parte II. 3. Anote la lectura del voltaje. 4. Continúe como en la parte I.4.

Parte III. Construcción de una pila como una papaya. Determinación de la serie electromotriz

1. Limpie la grasa y óxido las láminas o alambres de cobre, zinc, plomo, hierro, aluminio y magnesio, para lo cual se aconseja usar primero acetona y luego papel de lija. 2. Coloque un alambre o lamina de cobre y una tira o lamina del otro metal dentro de una papaya pequeña a unos 10cm de distancia; conecte estos electrodos a un voltímetro como se hizo en la partes I y II; mida la diferencia de potencial entre los dos metales (figura 3).¿Cual es ánodo y cuál es el cátodo?

42


3. Mantenga el cobre como electrodo fijo y cambie por otro metal el otro electrodo; mida la diferencia de potencial. ¿Observa algún cambio en el voltaje? 4. Si se dispone de tiempo, en lugar de conectar los electrodos a un voltímetro, use un foco o un timbre para demostrar la existencia de una corriente eléctrica. Esta parte es opcional, y podría constituir, a juicio del profesor, un experimento adicional de carácter investigativo.




El pre-informe es un documento en formato Word tipo artículo como se describió anteriormente: Título Autor(es) Objetivos Marco teórico adicional: Procedimiento en diagrama de flujo Análisis de datos con tablas y gráficas investigadas relacionadas con la práctica


Se espera que el informe sea un documento en formato Word tipo artículo, que tenga: Título Autor(es) Marco teórico Procedimiento: NO REALIZAR DIAGRAMAS DE FLUJO Resultados

Reporte los valores de E1/2. Reporte los valores de id para cada pico y a cada solución. Dibuje la curva de calibración y determine la concentración de la muestra

problema. Determine la precisión, desviación estándar y sensibilidad y límites de

detección en sus experimentos. Conclusiones Bibliografía

43



Ítem Evaluado



Máximo Puntaje





(Puntos = 0)

Aunque el documento



cuerpo solicitado

(Puntos = 2)



(Puntos = 4)

4







(Puntos = 1)



(Puntos = 3)

3












4

Referencias

Se maneja de manera




Aunque presenta





(Puntos =2,75)

2,75

TOTAL 13,75

Retroalimentación

5 días hábiles

44


PRÁCTICA No. 7 – Electrolitos fuertes y débiles

Tipo de practica


Otra ¿Cuál



Propósito: Identificar cualitativa y cuantitativa los electrolitos. Objetivo(s): El alumno identificará cualitativamente a los

electrolitos y no electrolitos.

El alumno identificará cualitativa y cuantitativamente a los electrolitos fuertes y débiles.

El alumno determinará el grado de disociación de los electrolitos fuertes y débiles

El alumno determinará el valor de la constante de acidez de un ácido débil

45



Los electrolitos son compuestos que conducen la electricidad cuando están disueltos o fundidos. Una corriente eléctrica es un flujo de cargas. En una disolución de un electrolito o en un electrolito fundido, la corriente está formada por iones en movimiento. La capacidad de conducir la electricidad se llama conductividad; esta propiedad se puede medir cuantitativamente, y observar cualitativamente. Electrolitos fuertes y débiles. Los electrolitos se pueden clasificar como fuertes o débiles. En una disolución de un electrolito fuerte, la mayor parte del soluto está en forma de iones, hay pocas moléculas, si es que las hay. El cloruro de sodio, NaCl, disuelto en agua es un ejemplo de electrolito fuerte, sus soluciones son buenas conductoras de la electricidad. En una disolución de un electrolito débil, la mayor parte del soluto está en forma de moléculas; hay muy poco soluto en forma de iones. Las disoluciones de electrolitos débiles no conducen tan bien la electricidad como los electrolitos fuertes a la misma concentración, porque hay muy pocos iones en disolución. El ácido acético, CH3COOH, y el amoniaco, NH3, son ejemplos de electrolitos débiles. También el agua es un electrolito débil. Si las disoluciones de un compuesto no conducen una cantidad observable de electricidad, a este se le llama no electrolito. En una disolución de un no electrolito todo el soluto está formado por moléculas; no hay iones. El alcohol y el azúcar son ejemplos de no electrolitos. Conductividad. Las soluciones de electrolitos conducen la corriente eléctrica por la migración de los iones bajo la influencia de un gradiente de potencial. Las aplicaciones cuantitativas dependen de la relación entre la conductividad y la concentración de los diversos iones presentes en la solución. La ecuación que relaciona la conductividad y la concentración de los iones en solución es:

Donde: Q es la conductividad de la solución en [ohm-1] λ0

ANIÓN y λ0CATIÓN son las conductividades equivalentes iónicas a dilución infinita en

[ohm-1·cm2·eq-1] CANIÓN y CCATIÓN son las concentraciones de los iones en solución en [eq/L] θ es la constante de celda conductimétrica en [cm-1]

46


Ejercicios previos

1 ¿Cuántos mL de ácido clorhídrico, HCl, de pureza 36.5% y densidad 1.18g/mL se requieren para preparar 100 mL de una disolución de HCl 10-3 M? 2 ¿Cuántos mL de ácido acético, CH3COOH, de pureza 85% y densidad 1.04g/mL se requieren para preparar 100 mL de una disolución de CH3COOH 10-3 M? 3 Define ¿qué es un electrolito? 4 ¿Cómo se clasifican los electrolitos? 5 ¿Cuál es la característica de los electrolitos débiles? 6 ¿Cuál es la característica de los electrolitos fuertes? 7 Define ¿qué es conductividad?


MATERIAL Y EQUIPO: 4 vasos de precipitados de 100 mL 2 probetas de 50 mL 1 Juego caimanes (proporcionados por los alumnos) 1 pila de 9 V (proporcionada por los alumnos) 1 zumbador piezoeléctrico de alerta Radio Shack (proporcionada por los alumnos y accequible en almacenes electrónicos) ó cualquier clase de zumbador puede ser empleado en su lugar 1 conductímetro 1 celda conductimétrica Agua destilada Agua desionizada (No es inconveniente si no se pueda conseguir) Disolución de sacarosa 10-3 M Disolución de HCl 10-3 M Disolución de CH3COOH 10-3 M


Ninguno



Metodología

Forma de trabajo: Trabajo en grupos de 3 personas Procedimiento: 1. Conductividad de electrolitos fuertes y débiles a) Montar el diagrama de la figura 1. b) Colocar en el vaso de precipitados agua destilada y escuchar. c) Repetir el procedimiento con una disolución de sacarosa10-3 M y escuchar. d) Colocar ahora ácido clorhídrico, HCl, 10-3 M y escuchar. e) Repetir el procedimiento con ácido acético, CH3COOH, 10-3 M y escuchar.

47


f) Anotar observaciones.

Figura 1. Montaje para demostrar la conductividad de las soluciones electrolíticas 2. Conductividad del agua destilada que se usó para la preparación de disoluciones a) Prender el conductímetro 15 minutos antes de realizar las mediciones. b) Lavar la celda conductimétrica primero con agua destilada y después con agua desionizada. c) Llenar una probeta de 50 mL con el agua destilada que se usó para la preparación de las disoluciones. d) Introducir la celda conductimétrica a la probeta de tal forma que el orificio superior de la celda quede cubierto por el agua destilada. e) Anotar el valor de la conductividad del agua destilada. f) Sacar la celda conductimétrica del agua destilada y lavarla con agua desionizada. 3. Grado de disociación de electrolitos fuertes a) Prender el conductímetro 15 minutos antes de realizar las mediciones. b) Lavar la celda conductimétrica primero con agua destilada y después con agua desionizada. c) Llenar una probeta de 50 mL con ácido clorhídrico, HCl, de concentración cercana a 10-3 M. d) Introducir la celda conductimétrica a la probeta que contiene el HCl, de tal forma que el orificio superior de la celda quede cubierto por la disolución. e) Anotar el valor de la conductividad de la disolución. f) Sacar la celda conductimétrica de la disolución y lavarla primero con agua destilada y después con agua desionizada. 4. Grado de disociación de electrolitos débiles. a) Prender el conductímetro 15 minutos antes de realizar las mediciones. b) Lavar la celda conductimétrica primero con agua destilada y después con agua desionizada. c) Llenar una probeta de 50 mL con ácido acético, CH3COOH, de concentración cercana a 10-3 M. d) Introducir la celda conductimétrica a la probeta que contiene el CH3COOH, de tal forma que el orificio superior de la celda quede cubierto por la disolución.

48


e) Anotar el valor de la conductividad de la disolución. f) Sacar la celda conductimétrica de la disolución y lavarla primero con agua destilada y después con agua desionizada. RESULTADOS EXPERIMENTALES: 1. ¿El agua destilada y la disolución de sacarosa presentan algún sonido? 2. ¿Cuál de los dos ácidos, clorhídrico o acético, presenta un sonido más intenso? 3. Llenar la tabla 1: Tabla 1. Normalidad y conductividad experimentales de las disoluciones de HCl y

CH3COOH.

4. Calcular el grado de disociación, α y el por ciento de disociación, %α para el HCl y el CH3COOH. 5. Calcular el valor de la constante de acidez, Ka y el valor del pKa del CH3COOH ANÁLISIS DE RESULTADOS: 1. De acuerdo a lo que observaste en el experimento 4.2.1 determina qué tipo de disolución es el agua destilada, la sacarosa, el HCl y el CH3COOH (no electrolito, electrolito fuerte o electrolito débil) 2. De acuerdo con los resultados del análisis cuantitativo determina si el ácido clorhídrico es fuerte o débil. De acuerdo con los resultados del análisis cuantitativo determina si el ácido acético es fuerte o débil. Compara el valor del pKa del ácido acético que obtuviste con pKa del ácido acético reportado en la bibliografía.






49


Se espera que el informe sea un documento en formato Word tipo artículo, que tenga: Título Autor(es) Marco teórico Procedimiento: NO REALIZAR DIAGRAMAS DE FLUJO Resultados Conclusiones Bibliografía

50



Ítem Evaluado


media Valoración

alta Máximo Puntaje





(Puntos = 0)

Aunque el documento



cuerpo solicitado (Puntos = 2)



(Puntos = 4)

4





No hay errores de ortografía y el documento no presenta una conclusión.

(Puntos = 1)

La redacción es excelente,

los procedimientos son claros y adecuados.

(Puntos = 3)

3





resultados y conclusiones, no se basan en los objetivos de la

practica (Puntos = 2)


resultados y conclusiones de manera

adecuada y en función de los


4

Referencias

Se maneja de manera




Aunque presenta referencias, estas

no se articulan adecuadamente con el trabajo. (Puntos = 0,5)



(Puntos =2,75)

2,75

TOTAL 13,75

Retroalimentación

5 días hábiles

51


PRÁCTICA No. 8 – Corrosión por Temperatura Diferencial

Tipo de practica


Otra ¿Cuál



Propósito: Evaluar el ataque quimico por variacion de la

temperatura. Objetivo(s): Evaluar el efecto de la temperatura en una celda

electroquimica

52



Una de los métodos para proteger de la corrosión a los metales es depositarles en su superficie otros metales más resistentes al ambiente corrosivo. Estos metales pueden depositarse directamente a partir del estado fundido (como es el caso del galvanizado) o mediante el empleo de una celda electrolítica adecuada. En este caso el material que se desea proteger actúa como cátodo y el metal a depositar se puede encontrar en la solución electrolítica y también formando parte del ánodo. Los metales que se depositan no solo actúan como barreras protectoras, sino que adicionalmente pueden conferir dureza (el caso del cromo) o una presentación brillante (cromo, níquel, etc.). Esto se consigue depositando distintas capas de metales dependiendo el propósito del cubrimiento. Una definición bastante aceptable de la corrosión es el deterioro que sufre un material a consecuencia de un ataque químico por su entorno. Siempre que la corrosión esté originada por reacción química, la velocidad a la que tiene lugar dependerá en alguna medida de la temperatura y de la concentración de los reactivos y de los productos. Otros factores, como el esfuerzo mecánico y la erosión también, pueden contribuir al deterioro. La mayor parte de la corrosión de los materiales concierne al ataque químico de los metales, el cual ocurre principalmente por ataque electroquímico, ya que los metales tienen electrones libres que son capaces de establecer pilas electroquímicas dentro de los mismos. Las reacciones electroquímicas exigen un electrolito conductor, cuyo soporte es habitualmente el agua. De aquí que en ocasiones se le denomine "corrosión acuosa". Muchos metales sufren corrosión en mayor o menor grado por el agua y la atmósfera. Los metales también pueden ser corroídos por ataque químico directo procedente de soluciones químicas. Otro tipo de degradación de los metales que sucede por reacción química con el medio, es lo que se conoce como "corrosión seca", que constituye en ocasiones una degradación importante de los metales especialmente cuando va acompañado de altas temperaturas. Materiales no metálicos como las cerámicas y los polímeros no sufren el ataque electroquímico pero pueden ser deteriorados por ataques químicos directos. Por ejemplo, los materiales cerámicos refractarios pueden ser atacados químicamente a altas temperaturas por las sales fundidas. Los polímeros orgánicos pueden ser deteriorados por el ataque químico de disolventes orgánicos. El agua es absorbida por algunos polímeros orgánicos, provocando en ellos cambios dimensionales o en sus propiedades. La acción combinada de oxígeno y radiación ultravioleta es susceptible de destruir algunos polímeros, incluso a temperatura ambiente.


1 vaso de precipitado de 250 ml Plancha calefactora 2 vasos de precipitados de 100 ml Electrodos de cobre Voltímetro

53


Cloruro de sodio, NaCl Tubo en U Agua destilada


Ninguno



Metodología

Forma de trabajo: Trabajo en grupos de 3 personas Procedimiento: En un vaso de precipitado se preparan unos 200 ml de disolución de NaCl 3,5% en peso. Se realiza el montaje esquematizado en la figura 1,

Figura 1. Celda con un tubo en U de que funciona como puente salino

para lo cual se toman dos vasos de precipitado de 100 ml, se llena con la solución de NaCl, se introduce en cada uno de ellos un electrodo de cobre y se unen mediante el tubo en U, lleno de la solución de NaCl, tapado con algodón prensado o papel de filtro. Uno de los vasos se coloca encima de una placa calefactora. Cuando la solución está próxima a hervir, se apaga el calentamiento, se conecta el voltímetro y se mide el signo y la magnitud de la diferencia de potencial entre los dos electrodos. ANÁLISIS DE LOS RESULTADOS: 1. ¿Cuál de los dos electrodos es más reductor, el caliente o el frío?

54


2. Indique la semi-reacción que tiene lugar sobre el electrodo sumergido en la solución caliente. 3. Con el paso del tiempo la solución caliente se va enfriando hasta alcanzar la temperatura ambiente, ¿Cómo se traduce este hecho en la lectura del potencial? 4. Sugiera algún procedimiento industrial en el que pueda tener incidencia la temperatura diferencial.






Se espera que el informe sea un documento en formato Word tipo artículo, que tenga: Título Autor(es) Marco teórico Procedimiento: NO REALIZAR DIAGRAMAS DE FLUJO Resultados Conclusiones Bibliografía

55



Ítem Evaluado


media Valoración

alta Máximo Puntaje





(Puntos = 0)

Aunque el documento



cuerpo solicitado (Puntos = 2)



(Puntos = 4)

4





No hay errores de ortografía y el documento no presenta una conclusión.

(Puntos = 1)

La redacción es excelente,

los procedimientos son claros y adecuados.

(Puntos = 3)

3





resultados y conclusiones, no se basan en los objetivos de la

practica (Puntos = 2)


resultados y conclusiones de manera

adecuada y en función de los


4

Referencias

Se maneja de manera




Aunque presenta referencias, estas

no se articulan adecuadamente con el trabajo. (Puntos = 0,5)



(Puntos =2,75)

2,75

TOTAL 13,75

Retroalimentación

5 días hábiles

56


7. FUENTES DOCUMENTALES

1. Rubinson, K.A. y Rubinson, J.F. “Análisis instrumental”. Pearson Educación, 2000.

2. Skoog, D.A. y West, D.M., “Química analítica”.Pearson Educación, 2004. 3. Bard, A. J. Faulkner, L. R.; “Electrochemical Methods. Fundamentals and

Applications” John Wiley &Sons, New York, 1980. 4. Kissinger, P.T.; Heineman, W.R.; “Laboratory Techniques in Electroanalytical

Chemistry” Marcel Dekker, New York, 1984. 5. Southampton Electrochemicay Group, “Instrumentals Methods in

Electrochemistry”. Ellis Horwood Limited, Chichestes, Inglaterra, 1990. 6. Gary D. Christian, Analytical Chemistry, John Wiley & Sons, Inc., 5th edición, New

York (1994). 7. Peters/Hayes/Hieftje, Chemical Separations and Measurements, Saunders

Golden Sunburst Series, Philadelphia (1974). 8. D.C. Harris, “Análisis Químico cuantitativo”. Ed Iberoamericana S.A. México

1992. 9. H.H. Willard, L.L. Merritt Jr., J.A. Dean, F.A. Settle Jr., “Métodos Instrumentales

de Análisis”. Grupo Editorial Iberoamérica. México. 1991. 10. Murphy J., Determination of Phosphoric Acid in Cola Beverages. J. Chem. Educ.

60(1983)420-421. 11. Lozano- Calero, Madueño. Determination of Phosphoric in Cola Drinks. J. Chem.

Educ. (1996) 117-118. 12. Bello and Gonzáles. Determination of Phosphate in Cola Beverages using

Nonsuppressed Ion Chromatography. J. Chem. Educ. 73,12 (1996)1174-1176 13. http://www.ugr.es/~focana/dfar/aplica/valorAcidoBase/valoraciones_acido-

base.pdf 14. Kotz J.C., Treichel P.M., Weaver G. C., “Química y reactividad química”, 6ª

edición, Editorial Thomson, 2005, México, D.F., 997 páginas. 15. 8.4 Umland J.B., “Química General”, 3ª edición, Editorial Thomson, 2000,

México, D,F., 1016 páginas.

laboratorio de electroquimica 2015-ii

Documents