Oxido-reduccion Pila Galvanica

CUARTA PRÁCTICA

ENSAYOS DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN.

PILA GALVÁNICA.

CONSTRUCCIÓN Y ANÁLISIS DE UNA PILA ELECTROLÍTICA.

Conocimientos previos

El alumno ha de ser capaz de:

1.- Identificar las especies que se oxidan y las que se reducen, calculando sus respectivos números de oxidación.

2.- Predecir el sentido de una reacción redox teniendo en cuenta los potenciales estándar de electrodo.

3.- Calcular la fuerza electromotriz de una pila.

1.- Diferenciar entre pila electrolítica y pila galvánica.

2.- Comprender los procesos que tienen lugar en los electrodos de una pila electrolítica.

3.- Conocer las leyes de Faraday.

4- Saber para qué se utilizan los indicadores en volumetrías ácido-base y redox.

5.- Entender en un proceso REDOX, ¿qué acción realizan el agente reductor y el agente oxidante?, ¿qué le sucede a cada uno de ellos?

Se proponen los siguientes ejercicios:

1.- Calcular el número de oxidación de los diferentes átomos, en los siguientes compuestos: a) Na2Cr2O7, b) KMnO4, c) O2, d) MgCl2, e) H2SO4 y f) Na2S2O3.

2.- Determinar si el ácido nítrico oxidará al Fe+2, reduciéndose a monóxido de nitrógeno.

Datos: (Fe+3/Fe+2)= +0,77V; (NO3-/NO)= +0,96V.

3.- ¿Cuál o cuáles de las siguientes especies pueden actuar como oxidante y cuál o cuáles como reductor?: a) Fe; b) Fe+2; c) Fe+3; d) Ag+.

4.- Dada la reacción de oxidación-reducción:

Al (s) + Cu+2(ac) Al+3 (ac) + Cu (s)

Explicar razonadamente: ¿qué especie se oxida, cuál se reduce, cuál es el oxidante y cuál el reductor?

5.- Describir lo que representan las notaciones químicas:

a) Zn/ZnSO4(1M)

b) Zn/ZnSO4(1M)//CuSO4 (1M)/Cu

6.- ¿Cuál es la fuerza electromotríz de una pila formada por una barra de cobre sumergida en una disolución 0,1 M de sulfato de cobre (II), y una barra de zinc sumergida en una disolución 1M de sulfato de zinc?¿Cómo variarán las concentraciones de Zn(II) y Cu(II) y el peso de las barras de zinc y cobre, si éstas se conectan mediante un conductor externo? Escribir las semirreacciones. (Zn+2/Zn)= -0,76V; (Cu+2/Cu)= 0,34V; (RT/F)= 0,059V.

Objetivos de la práctica

Primera parte.-

1.- Que el alumno observe experimentalmente en qué consiste una reacción de oxidación-reducción comprobando la tendencia a la oxidación de varios metales en función de los potenciales estándar de reducción de los mismos.

Segunda parte.-

2.- Construir una pila galvánica, entendiendo los procesos químicos que tienen lugar en cada semipila.

Tercera parte.-

3.- Preparación experimental de una pila electrolítica, entendiendo las reacciones que tienen lugar en cada electrodo de la celda electrolítica.

5.- Estudio cuantitativo de la electrolisis del yoduro de potasio, mediante procesos de volumetría.

4.- Calcular la intensidad de corriente que circula por las celdas electrolíticas en función del tiempo.

Fundamentos teóricos

Primera parte.-

Las reacciones de oxidación-reducción, o “reacciones redox” son aquellas en las que las sustancias participantes intercambian electrones. La pérdida de electrones por parte de un reactivo (oxidación) viene acompañada de la ganancia de electrones por parte del otro reactivo (reducción). La especie que pierde electrones se dice que se oxida y la especie que gana electrones se reduce.

Una reacción típica de este tipo es la que se produce entre zinc y HCl.

Zn (s) + 2 H+(ac) Zn +2 (ac) + H2(g)

La semirreacción de oxidación muestra como los átomos de Zn se oxidan a iones Zn+2

Zn (s) Zn+2(ac) + 2 e-

mientras que en la semirreacción de reducción, los iones H+ se reducen, proporcionando moléculas de H2:

2 H+(ac) + 2e- H2(g)

Por lo tanto, la oxidación y la reducción ocurren a la vez, en la misma reacción, no se puede producir una sin la otra, no hay cambio en el número de electrones en una reacción redox. Los electrones perdidos en la semirreacción de oxidación son los ganados por otra especie en la semirreacción de reducción.

El concepto de número de oxidación se usa para representar la carga que tendría un átomo si los electrones del enlace se asignasen arbitrariamente al elemento más electronegativo. En la molécula de HCl, por ejemplo, el hidrógeno tiene un número de oxidación +1 y el cloro un número de oxidación –1.

En una reacción de oxidación-reducción, uno de los reactivos es el agente oxidante y otro el agente reductor.

Un agente oxidante es aquél que efectúa la oxidación de otra especie mientras él se reduce. Para ello debe aceptar electrones de esa especie (con lo que el número de oxidación de dicha especie aumenta).

Un agente reductor efectúa la reducción de otra especie mientras él se oxida. Para ello debe ceder electrones a esa especie (con lo que el número de oxidación de dicha especie disminuye).

En el ejemplo anterior, el H+ es el agente oxidante y el Zn es el agente reductor.

Segunda parte.-

En el estudio de la electroquímica se denomina electrodo a una pieza de metal, M. Un electrodo sumergido en una disolución que contiene iones del mismo metal, M+n, se denomina semicélula o semipila.

A la diferencia de potencial existente entre un electrodo y la disolución con la que está en contacto, se denomina potencial de electrodo.

La combinación de dos semipilas originan una pila galvánica.

Una pila galvánica es una pila electroquímica en la que una reacción química origina una corriente eléctrica. Está formada por dos electrodos (conductores sólidos) comunicados eléctrica e iónicamente.

 Conductor sólido para que los electrones puedan circular del electrodo negativo al positivo.

 Un tabique poroso o puente salino (formado por un tubo en “U” taponado en los extremos con algodón y que contiene una disolución de un electrolito fuerte como NaCl, NaNO3 ó KCl). Cualquiera de estos sistemas permiten la difusión de iones de una semicelda a la otra, para mantener la neutralidad eléctrica.

En las pilas, como se comentó anteriormente, se denomina

• Ánodo, al electrodo negativo, donde tiene lugar la oxidación y

• Cátodo, al electrodo positivo, donde tiene la reducción.

Por acuerdo internacional, un potencial estándar de electrodo, ε°, mide la tendencia que tiene un electrodo a generar un proceso de reducción (ver TABLA de potenciales de reducción en la página IV-13). Para resaltar que ε° se refiere a una reducción, escribiremos un par de reducción como subíndice de ε°, como se muestra en la siguiente semirreacción:

Cu+2(1 M) + 2 e- Cu (s) ε°(Cu+2/Cu)= ¿? V

Para establecer una escala de potenciales de semirreacción, se ha adjudicado un valor arbitrario de referencia a un determinado electrodo. El electrodo escogido como referencia es el electrodo estándar de hidrógeno, constituido por una disolución de H+ de concentración 1 M, a través de la cual se burbujea gas H2 a 1 atm de presión, y al cual se le asigna un valor de potencial de 0,00 voltios. Así, para determinar el valor de ε° de un electrodo estándar como el de la semirreacción anterior, se compara con el electrodo estándar de hidrógeno, de manera que la pila vendría representada de la siguiente forma:

Pt | H2(g, 1 atm) | H+(1M) || Cu+2(1M) | Cu(s)

El potencial estándar de una célula, E°cel, es la diferencia de potencial o voltaje de una célula formada por dos electrodos estándar. La diferencia se toma del siguiente modo:

ε°cel = εº+ - εº- = εºcátodo – εºánodo

De esta manera se obtienen los potenciales de cualquier electrodo; para el esquema de pila planteado se obtiene:

ε°cel = εº(Cu+2 /Cu) - εº(H+/H2) = 0,34 v = εº(Cu+2 /Cu) – 0 v = 0,34 v.

¡Importante¡ Cuando se enfrentan dos electrodos, se reducirá el que tenga mayor tendencia a reducirse, esto es, el que tenga mayor potencial estándar de reducción; en el otro electrodo ocurrirá la oxidación.

La fuerza electromotriz, , como ya se ha dicho es la diferencia de potencial entre los electrodos de una pila que se mide con el voltímetro y corresponde al potencial de reducción del electrodo positivo o cátodo, que es aquél en el que tiene lugar la reducción, menos el potencial de reducción del electrodo negativo o ánodo, que es aquél en el que tiene lugar la oxidación.

Otro concepto importante es que, una reacción será espontánea siempre que E° sea mayor que cero, puesto que:

ΔG° = -nFΔε° (1)

donde n = número de electrones transferidos, F = constante de Faraday (96485 C/mol e-) y G es la variación de la energía libre de Gibbs.

El criterio para la espontaneidad de un proceso es que G<0. Por lo tanto, según la ecuación (1), el potencial de la celda Ecel debe ser positivo para que G sea negativo. Por lo tanto, predecir el sentido de un proceso espontáneo en una reacción de oxidación-reducción es sencillo si utilizamos las siguientes ideas:

 Si εcel es positivo, la reacción tiene lugar de forma espontánea en sentido directo para las condiciones indicadas.

 Si εcel es negativo, la reacción tiene lugar de forma espontánea en sentido inverso para las condiciones indicadas.

 Si εcel = 0, la reacción está en equilibrio en las condiciones indicadas.

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