Quím inorgánica electroquímica

Objetivos:

Familiarizarse con los instrumentos para la medición de corriente y diferencia de potencial.
Determinar la naturaleza conductora de ciertos materiales.
Construir y estudiar celdas galvánicas y electroquímicas.
Determinar una escale relativa de potenciales de electrodos.

Introducción:

En el práctico se trabajará con reacciones redox, caracterizadas por un cambio enel nº de oxidación de los elementos. Aquel reactivo que entrega electrones y así aumenta su nº de oxidación se lo denomina agente reductor; y aquel que recibe electrones y disminuye su nº de oxidación se lo denomina agente oxidante.
El electrodo en que se produce la reducción se denomina siempre cátodo y en el que ocurre la oxidación se denomina siempre ánodo.

Este intercambio de electronespuede ocurrir espontáneamente o no. Las reacciones redox que son espontáneas (ΔG 2OH- + H2 (g)

Ánodo: 2Cl- -----> Cl2 (g)+ 2e-

Por otra parte se da que en principio del lado del cátodo vira la fenolftaleína por la producción de OH- y del lado del ánodo el Cl2 (g) liberado genera una nueva redox en el papel filtro:

Cátodo: Cl2 (g)+ 2e- -----> 2Cl-Ánodo: 2I- -----> I2 + 2e-

El l2 precipita de color marrón y en presencia del almidón forma un color violeta.
Con el trascurso de la reacción a lo largo del tiempo la fenolftaleína en su forma básica (rosa) y el l2 presipitado alcanzan el total del volumen de la solución y de la superficie del papel respectivamente, debido a la dispersión d lafenolftaleína y el Cl2 (g).

3) Potenciales de electrodos:

Aclaraciones:
Las soluciones empleadas tienen concentración 0,1M
Se escribirán, el potencial de reducción de la pila teórico primero y abajo el obtenido en la experiencia, para realizar comparaciones.

1. Cu2+ + Zn2+
ΔEº = 0,34V + 0,76V
ΔEº = 1,10V
ΔE = 1,00V ± 0.01

2. Cu2+ + Fe2+
ΔEº = 0,34V – (-0,44V)
ΔEº =0.77V
ΔE = 0,68V ±0.01

3. Fe2+ + Zn2+
ΔEº = -0,44V + 0,76V
ΔEº = 0,32V
ΔE = 0,32V ± 0.01


Calculo de las hemiceldas de Zn y Fe fijando el potencial estándar del Cu a partir de la tabla

Zn:
ΔE Cu2+ / Zn2+ = 1,00V ± 0.01
ΔE Cu2+ / Zn2+ = EºReducción - EOxidación
1,00V = 0.34 v - EZn
EZn = 0.34 v – 1.00
EZn =-0.66 v ± 0.01




Fe:
ΔE Cu2+ / Fe2+ = 0,68V ± 0.01
ΔE Cu2+ / Fe2+ = EºReducción -EOxidación
0.68V = 0.34 v – EFe
EFe = 0.34 v – 0.68
EFe =-0.34 v ± 0.01

Comparando los datos obtenidos independientemente del dato teórico del Cu en la 3er pila.

Zn/Fe:
ΔE Fe2+ / Zn2+ = EºReducción - EOxidación
0,32V = -0.34 v– (-0.66 v)
0,32V = 0,32V


4) Corrosión:

Oxidación: Fe -----> Fe2+ + 2e-
Fe2+(aq) + K3Fe(CN)6(aq) ----> KFe[Fe(CN)6](s) + 2K+(aq)Reducción: 2H2O + 2e- ------> 2OH- + H2 (g)

5)

Oxidación: Mg -----> Mg2+ + 2e- (ocurre en Mg sólo y en los pares Mg – Fe, Mg - Cu)

Cu -----> Cu2+ + 2e- (ocurre en Cu sólo y en el par Mg - Cu)

Reducción: 2H2O + 2e- ------> 2OH- + H2 (g)


Conclusiones:
Conductores Iónicos:
Las cargas en las solucioneselectrolíticas se transportan tanto en el catión como en el ánion y a las soluciones se las denomina conductores iónicos.
En el caso del HCl es debido a que es un ácido fuerte y al disociarse completamente en agua libera una mayor cantidad de iones libres obteniendo un alto valor de conductividad. En el caso del NaCl, al ser una sal proveniente de una base y ácido fuerte, también se disocia por completo ensolución acuosa; y es mayor cuanto más concentrado se encuentra; dejando los iones libres y permitiendo que la conductividad que posee sea alta. El Na2SO4 es una sal que también proviene de ácido y base fuerte, o sea que se disocia por completo en solución acuosa, pero comparándola con el NaCl dejando mayor cantidad de iones. El ácido acético posee poca conductividad ya que es un ácido débil y...