Practica 4




Introducción
Toda celda galvánica necesita 2 electrodos, no se puede medir el potencial de un solo electrodo ya que para obtener una FEM se requieren dos, y Hay una FEM asociada a cada uno de ellos. Por lo tanto, se emplea un electrodo como estándar. Por convención el potencial de electrodo están referidos a un estándar que es el electrodo estándar de hidrógeno Ɛ°=0 v
En cualquier reacciónde óxido-reducción hay al menos dos reactantes: un agente reductor que al perder electrones se oxida y un agente oxidante que al aceptar estos electrones se reduce. Cuando se oxida un agente reductor s e transforma en su forma oxidada y, en esta reacción, que es reversible, las formas reducidas y oxidadas del compuesto constituyen un par conjugado que se denomina par de óxido-reducción (parredox). Si al miembro reducido de este par se le denomina reductor, el miembro oxidado se puede considerar como su oxidante conjugado. De tal manera que:
Reductor oxidante conjugadon+ + ne-
En cualquier reacción de óxido-reducción están implicados pares redox que difieren en su afinidad por los electrones. El potencial de electrodo de reducción es una medida de la tendencia de un parredox a sufrir una reducción. El potencial de electrodo depende de las actividades del par redox y de la temperatura. Cuando el punto redox está en un punto medio (red)=(ox) se dice que está en su estado normal, caracterizado por su potencial normal Ɛ°. En cualquier otro caso ox/red≠1, a dicho sistema le corresponde un potencial Ɛ mayor o menor que Ɛ°.
La determinación del potencial normal Ɛ° aun pH dado puede conseguirse potenciómetricamente, preparando un amortiguador adecuado una serie de soluciones de sistema redox que contengan diversas proporciones de forma reducida y oxidada del par redox y midiendo sus respectivos potenciales.
A partir de nuestros datos podemos calcular mediante la ecuación de NERNST el potencial normal aparente y el numero de electrones de la reacción.
Ɛ=Ɛ°-RT/nF [productos/reactivos]
R= constante de los gases ideales
T=temperatura absoluta en Kelvins
N= numero de moles de electrones transferidos
F= constante de Faraday
Concentración molar de los productos y los reactivos.
R=8.314 J/mol K, T=298K, F=96500 coulumb/eq
Con base en logaritmo decimal la ecuación queda:
Ɛ= Ɛ°-0.05091/n log[productos/reactivos]


Objetivos
Determinar experimentalmente elpotencial normal de Ɛ° de un sistema redox y el número de electrones implicados en la reacción de óxido-reducción.


Desarrollo experimental
Material:
1 potenciómetro
1 electrodo de calomel
1 electrodo de platino
1 matraz Erlenmeyer 500mL
1 matraz Erlenmeyer 100mL
3 pipetas graduadas de 0.5mL
1 pipeta graduada de 5mL
2 pipetas graduadas de 25mL
2 varillas de vidrio
10 vasos de precipitados de 50mL
2vasos de precipitados de 100mL
1 probeta de 100mL

Reactivos: Ferrocianuro de potasio K4[Fe(CN)6]3H2O P.M.422.41g/mol 10Mm (20mL)
Ferricianuro de potasio K3Fe(CN)6 P.M. 329.24g/mo.10Mm (20mL) Amortiguador acético/acetato 50mM pH 4.5 (500mL)
Procedimientos:















Desarrollo experimental

AMORTIGUADOR
FERROCIANURO
FERRICIANURO
VASO
VOLUMEN mL
VOLUMEN mL
M (moles/I) %
VOLUMEN mL
M(moles/I)
1
18
2
100
0
0
2
18
1.82
91
0.18
9
3
18
1.6
80
0.4
20
4
18
1.5
75
0.5
25
5
18
1
50
1
50
6
18
0.5
25
1.5
75
7
18
0.4
20
1.6
80
8
18
0.18
9
1.82
91
9
18
0
0
2
100

Memoria de cálculo
Para calcular la concentración molar hicimos una simple regla de tres, por ejemplo:
2ml 100% la operación quedo de la siguiente manera:
1.82 X
Para obtener elresultado de los productos entre los reactantes ocupamos los datos de la tabla que se encuentra en el desarrollo experimental que fueron los Moles de ferricianuro (reducido) entre los moles del ferricianuro (oxidado), por ejemplo:

Y para el logaritmo ocupamos el valor del cociente para aplicar la función de logaritmo, por ejemplo:
Log (= -1.00479888
Resultados
VASO


[Productos]/[Reactantes]
log...