Propiedades oxidantes y reductoras de sustancias químicas

1. TEMA: Propiedades oxidantes y reductoras de sustancias químicas

1. Objetivo general.

Determinar si la reacción oxido reducción es espontánea.

1. Objetivos específicos.

Construir una celda de Daniell. Determinar el potencial eléctrico.

1. Introducción:

En la presente práctica se comparará entre poder oxidante de distintos pares redox, a través de la construcción de pilas galvánicas preparadas a partir de distintos pares redox, o semiceldas.

Lo anterior permite determinar una escala de potenciales normales a partir de los datos obtenidos experimentalmente.

Dos electrodos sumergidos en un electrólito y unidos externamente por un conductor metálico forman una “celda electroquímica”. Si en la celda ocurre una reacción química (oxido-reducción) ocurre un diferencial de potencial eléctrico o corriente eléctrica y toma el nombre de pila o celda galvánica.

Si ocurre lo contrario, es decir, una corriente externa provoca una reacción química toma el nombre de celda o cuba electrolítica. Esos fenómenos inversos se pueden estudiar desde dos enfoques, uno termodinámico (celdas galvánicas que provocan un diferencial de potencial electrico) y otro cinético (celdas electroquímicas donde el resultado es irreversible por el paso de una corriente eléctrica).

1. Fundamento: Celda Galvánica.

En el estudio de la celda galvánica hay dos cosas a determinar, una la fuerza electromotriz de la celda, y otra la reacción responsable de tal fuerza electromotriz.

Consideremos una celda Daniell. Como se indica en la Figura 1, ésta consta de un electrodo de cinc sumergido en una disolución de ZnSO4 y otro de cobre sumergido en una disolución de CuSO4.

[pic 2]

Figura 1. Pila de Danniell: a) Con puente salino b) con tabique poroso

Cada electrodo con su disolución se llama semicelda de la celda; en este caso, las dos semiceldas pueden estar separadas por un puente salino o un tabique poroso que evitan la mezcla de las dos disoluciones, pero permiten el contacto eléctrico. Cuando los dos electrodos se unen, una corriente eléctrica circula de uno a otro, comprobándose con la lectura de un amperímetro debido a que existe una diferencia de potencial entre los dos electrodos. La reacción que da lugar a esta fuerza electromotriz es:

Zn + Cu2+ 🡪 Zn2+ + Cu (1)

Dicha reacción se puede descomponer en dos partes, una que tiene lugar en el electrodo de la izquierda,

Zn 🡪 Zn2+ + 2e- (2)

y otra que tiene lugar en el electrodo de la derecha,

Cu2+ + 2 e- 🡪 Cu (3)

Toda reacción que da lugar a electrones es una oxidación y aquella que consume electrones es una reducción; por tanto, en el electrodo de la izquierda ocurre una oxidación, quedando el Zn cargado negativamente, y en la semicelda del Cu ocurre una reducción, quedando este cargado positivamente. Los electrones salen del electrodo negativo y van al positivo a travéz del conductor que une ambos electrodos.

El electrodo en el que ocurre la oxidación se llama ánodo y está cargado negativamente. El electrodo en el que ocurre la reducción se llama cátodo y está cargado positivamente. En la disolución los electrones son transportados por los iones, moviéndose los iones negativos hacia el electrodo negativo y los positivos hacia el electrodo positivo. Si se suman las reacciones (2) y (3) se obtiene la (1), que es la reacción de la celda, que da lugar a una fuerza electromotriz. La fuerza electromotriz de una celda galvánica se define como:

E= ECATODO  – EANODO

Donde:

ECATODO y EANODO son los potenciales en los terminales de los electrodos de la derecha e izquierda, ambos medidos con el mismo patrón. La celda se suele representar por,

Zn / Zn++ (M) // Cu++ (M')/ Cu ANODO (-)        CATODO (+)

Donde M y M' son las concentraciones molares de las disoluciones de Zn2+ y Cu2+, cada línea representa una interfase, y la doble línea quiere decir que la unión entre las dos semiceldas no contribuye a la fuerza electromotriz de la celda.

Celdas electrolíticas

Otra opción que ofrecen las reacciones redox es la posibilidad de invertir el curso espontáneo de los procesos químicos mediante la aplicación de una diferencia de potencial externa. Si cuando se disponen dos semiceldas estándar de Cu2+/Cu y Zn2+/Zn se genera una diferencia de potencial de 1.1V, aplicando una tensión externa ligeramente superior a 1.1 V se puede lograr que ocurra el proceso opuesto al que dictan los criterios de espontaneidad química. Esto no vulnera los principios generales de la Termodinámica, dado que la reacción se invierte gracias a un aporte externo de energía eléctrica. En este caso, estaríamos convirtiendo energía eléctrica, suministrada por un generador de corriente, en energía química, dado que se estarían generando productos cuya energía química es superior a la de los reactivos.

Las leyes de Faraday rigen los fenómenos de electrólisis, término que se aplica para describir los procesos de conversión de energía eléctrica en energía química.

1. La masa de una sustancia liberada es directamente proporcional a la cantidad de electricidad (o bien, a la intensidad de corriente, I, y al tiempo que circula, t).
2. Las masas de diferentes sustancias, liberadas por la misma cantidad de electricidad, son        directamente        proporcionales        a        los        pesos        equivalentes        de        las        mismas.

La cantidad de electricidad necesaria para liberar un equivalente (o equivalente-gramo) de cualquier sustancia se ha determinado experimentalmente, resultando ser 96500 C = 1 Faraday (se representa por F).

Teniendo en cuenta el valor numérico del Faraday, las dos leyes de Faraday se pueden reunir en la siguiente expresión:[pic 3]

Donde:

m= cantidad de sustancia liberada en gramos. I= intensidad de la corriente en amperios (A). t= tiempo que ésta circula en segundos.

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