Practica Número 4 Electroquímica

OBJETIVO: El alumno aplicara los conocimientos de Electroquímica, para obtener un electrodepositó, con los materiales proporcionados en el laboratorio.

CONSIDERACIONES TEÓRICAS:

Las reacciones de oxidación-reducción (redox) se cuentan entre las reacciones químicas más comunes e importantes. Intervienen en una extensa variedad de procesos importantes, como el enmohecimiento del hierro, la manufactura y acción de los blanqueadores y la respiración de los animales. Como ya se expuso, la oxidación se refiere a la pérdida de electrones. A la inversa, la reducción concierne a la ganancia de electrones. Por consiguiente, ocurren reacciones de oxidación-reducción cuando se transfieren electrones del átomo que se oxida al átomo que se reduce. Cuando se agrega zinc metálico a un ácido fuerte, por ejemplo, se transfieren electrones de los átomos de zinc (el zinc se oxida) a los iones de hidrógeno (el hidrógeno se reduce):

Zn(s) + 2H+(ac) Zn2+(ac) + H2(g)

La transferencia de electrones que tiene lugar en la reacción, produce energía en forma de calor; la reacción es “cuesta abajo” desde el punto de vista termodinámico y se lleva a cabo espontáneamente. La transferencia de electrones que ocurre durante las reacciones de oxidación-reducción también sirve para producir energía en forma de electricidad. En otros casos utilizamos energía eléctrica para conseguir que se lleven a cabo ciertos procesos químicos no espontáneos. La electroquímica es el estudio de las relaciones entre la electricidad y las reacciones químicas. Nuestro estudio de la electroquímica arrojará luz sobre temas tan diversos como la construcción de baterías, la espontaneidad de las reacciones, la corrosión de los metales y la galvanoplastia.

Al agregar zinc metálico a ácido clorhídrico se produce una reacción espontánea de oxidación-reducción: el zinc metálico se oxida a Zn2_(ac), y el H_(ac) se reduce a H2(g), que produce el vigoroso burbujeo.

La energía liberada por una reacción redox espontánea puede usarse para realizar trabajo eléctrico. Esta tarea se cumple por medio de una celda voltaica (o galvánica), un dispositivo en el que la transferencia de electrones tiene lugar a lo largo de un camino externo, y no directamente entre los reactivos.

Se lleva a cabo una reacción espontánea de este tipo cuando se coloca una tira de zinc en contacto con una disolución que contiene Cu2+. A medida que la reacción avanza, el color azul de los iones Cu2+(ac) se desvanece, y se deposita cobre metálico sobre el zinc. Al mismo tiempo, el zinc comienza a disolverse. Estas transformaciones se muestran en la figura y se resumen en la ecuación:

La siguiente figura muestra una celda voltaica que utiliza la reacción entre Zn y Cu2+ dada por la ecuación anterior.

La reacción es la misma en ambos casos. La diferencia significativa entre los dos dispositivos es que el Zn metálico y el Cu2+(ac) no están en contacto directo en la celda voltaica. En vez de ello, el Zn metálico está en contacto con Zn2+(ac) en un compartimiento de la celda, y el Cu metálico está en contacto con Cu2+(ac) en otro compartimiento. En consecuencia, la reducción del Cu2+ sólo puede darse mediante un flujo de electrones a lo largo de un circuito externo, que en este caso es el alambre que conecta las tiras de Zn y Cu.

Los dos metales sólidos que están conectados por un circuito externo se conocen como electrodos. Por definición, el electrodo en el que ocurre la oxidación es el ánodo; el electrodo en el que se efectúa la reducción es el cátodo.* Cada uno de los dos compartimientos de la celda voltaica es una media celda. Una de las medias celdas es sede de la media reacción de oxidación, y la otra, de la media reacción de reducción. En nuestro ejemplo el Zn se oxida y el Cu2+ se reduce:

Ánodo (media reacción de oxidación)

Cátodo (media reacción de reducción)

Los electrones quedan disponibles a medida que el zinc metálico se oxida en el ánodo, luego fluyen a lo largo del circuito externo hasta el cátodo, donde son consumidos conforme el Cu2+(ac) se reduce. Debido a que el Zn(s) se oxida en la celda, el electrodo de zinc pierde masa y la concentración de la disolución de Zn2+ aumenta con el funcionamiento de la celda. De forma análoga, el electrodo de Cu gana masa y la concentración de la disolución de Cu2+ disminuye conforme el Cu2+ se reduce a Cu(s).

Para que una celda voltaica funcione, las disoluciones de las dos medias celdas deben seguir siendo eléctricamente neutras. A medida que el Zn se oxida en el compartimiento del ánodo, entran iones Zn2+ en la disolución. Por consiguiente, debe haber algún medio para que los iones positivos emigren fuera del compartimiento anódico o para que los iones negativos entren a fin de mantener la neutralidad eléctrica de la disolución. Análogamente, la reducción del Cu2+ en el cátodo quita carga positiva a la disolución y deja un exceso de carga negativa en esa media celda. Por tanto, deben entrar iones positivos en el compartimiento o bien salir iones negativos de él.

En la siguiente figura, un puente salino cumple este propósito. Un puente salino consiste en un tubo con forma de U que contiene una disolución de un electrólito, como NaNO3 (ac), por ejemplo, cuyos iones no reaccionan con los otros iones de la celda ni con los materiales de los electrodos. El electrólito suele estar incorporado en un gel para que la disolución de electrólito no escurra al invertir el tubo en U. A medida que la oxidación y la reducción se llevan a cabo en los electrodos, los iones del puente salino se desplazan para neutralizar la carga de los compartimientos de la celda.

...