Reacciones redox y celdas electroquímicas

Trabajo Práctico N° 9
Reacciones redox y celdas electroquímicas.

Integrantes: GRAÑA Karen; MERLO Santiago.
Cajón: N° 193.

Objetivos.
Estudiar la espontaneidad de reacciones redox.
Determinar la fuerza relativa de agentes oxidantes y reductores.
Construir una escala relativa de potenciales de electrodo y utilizarla para interpretar la tendencia de los metales a disolverse en soluciónácida.
Verificar la ecuación de Nernst.
Obtener el potencial estándar de una cupla redox.
Realizar experiencias de electrólisis y verificar las leyes de Faraday.
Clasificar diferentes sustancias en conductoras y no conductoras de la corriente eléctrica.
Introducción.

Las reacciones redox son procesos químicos en los cuales se lleva a cabo una trasferencia de electrones desde una especiequímica dadora hacia una especie aceptora.
Estas reacciones implican la reducción de una especie (aceptor) y la oxidación de la otra (dador).
En toda reacción redox esta lo que se denomina numero de oxidación; este es un parámetro arbitrario el cual depende de los átomos con que se halla combinado (por ejemplo, el numero de oxidación de un átomo en su estado elemental es 0).
Para igualar unareacción redox se utiliza el método del ion-electrón, este consta de separar las hemireacciones de oxidación y reducción y balancearlas mediante el agregado de electrones, H2O H+ ó OH-, según el medio en donde se encuentre la reacción.
En estas reacciones se puede utilizar como criterio de espontaneidad a la diferencia de potencial de reducción (E) de ambas especies; este es una medida de la tendenciade una especie a aceptar electrones.
Se demuestra que:
G0 = -zFE0
A partir de esta fórmula, en condiciones no estándar y reordenándola se obtiene la ecuación de Nernst:
E= E0 – (RT/zF) ln Q
Hay formas en las que se puede aprovechar la transferencia de electrones que ocurre en una reacción redox; una de ellas es a través de una pila o celda galvánica.


Cada electrodo se encuentra conectadoa través de un cable capaz de conducir los electrones que libera el Zn(s), en su proceso de oxidación, hasta los iones Cu2+, provocando su reducción a Cu(s). Para que la pila funcione, es decir que se igualen las cargas, se coloca lo que se conoce como puente salino, el cual es un tubo relleno con una solución saturada de una sal (en general de KCl) inmovilizada en un gel; esto permite que latransferencia de electrones desde el ánodo hacia el cátodo genere una corriente eléctrica, que puede aprovecharse para realizar un trabajo eléctrico.
A medida que el tiempo pasa la pila deja de funcionar, por lo tanto para que esto no suceda se la debe conectar a una fuente externa de modo que se fuerce la circulación de electrones en el sentido opuesto al espontaneo; esto se denomina electrolisis.A través de la Ley de Faraday se puede realizar una electrolisis cuantitativa, sabiendo que la carga eléctrica requerida es proporcional a su carga y a la masa e inversamente proporcional a su masa relativa, por lo tanto:
Q= zF(m/Mr) = zFn

Método experimental.
Parte A: Espontaneidad de reacciones redox.
En 6 tubos de ensayo limpios se colocaron los siguientes reactivos:
Tubo 1: 3 ml deZn(NO3)2 0,1 M + una chapita de cobre pulido y brillante
Tubo 2: 3 ml de CuSO4 0,1 M + una chapita de cinc
Tubo 3: 3 ml de Zn(NO3)2 0,1 M + una granalla de plomo
Tubo 4: 3 ml de Pb(NO3)2 0,1 M + una chapita de cinc
Tubo 5: 3 ml de Cu(NO3)2 0.1 M + una granalla de plomo
Tubo 6: 3 ml de Pb(NO3)2 0,1 M + una chapita de cobre
Se observaron y registraron los cambios que ocurran a lo largode algunos minutos.
En un tubo de ensayos, se colocaron 5 mL de una solución acuosa de FeCl3 0,07 M y se observó su color. Luego se agregó, gota a gota, una solución 0,1 M de SnCl2 agitando hasta desaparición del color.
Se disolvieron uno o dos cristales pequeños de KMnO4 en unos 10 ml de agua. En otro tubo de ensayo se disolvieron 2 ó 3 cristalitos de FeSO4 en 5 ml de agua y se acidificó...