UNIVERSIDAD CENTRAL DE VENEZUELA. LABORATORIO DE PRINCIPIOS DE QUIMICA. Informe nº10. Serie Electromotriz De Los Metales

Serie electromotriz de los metales

RESUMEN

La viabilidad de una reacción redox se puede predecir a partir de los potenciales de óxido-reducción de cada semirreacción, los cuales son una medida de voltaje especial necesario para que ocurra la reacción, y al ser sumados se pueden obtener dos resultados: si dan un valor positivo la reacción será espontánea, ya que es capaz de liberar electricidad, si dan valor igual a 0 nos dice que la reacción no es espontánea ya que no libera electricidad, y si la suma da un valor negativo, este es signo indica que la reacción no debería producirse, ya que debe absorber electricidad.

En esta práctica fueron realizados varios experimentos con el objetivo de estudiar la espontaneidad de ciertas reacciones redox, las cuales son reacciones en las que uno o más pares de electrones se transfieren entre los reactivos, provocando un cambio en sus estados de oxidación. Con este fin se efectuaron experiencias en las cuales se evaluó la reactividad de cuatro diferentes metales (cobre, hierro, plomo y zinc) ante diversos nitratos, y se pudo comprobar el fundamento teórico; se verificó si las reacciones con un potencial estándar de reducción positivo efectivamente ocurrían, mientras que aquellas que tenían un potencial igual o menor a cero, no.

También, en el mismo sentido de la experiencia anterior, se estudió la reactividad de diversos metales ante H+, mediante estos experimentos se pudo comprobar de manera experimental que aquellas reacciones cuya fuerza electromotriz era menor a cero no se llevaban a cabo, y que mientras mayor sea esta fuerza electromotriz más violentamente se oxidará la especie con la cual se esté trabajando.

INTRODUCCION TEORICA

La electroquímica es la rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química. Los procesos electroquímicos son reacciones redox en donde la energía liberada por una reacción espontánea se convierte en electricidad o donde la energía eléctrica se aprovecha para inducir una reacción química no espontánea.

En una celda electroquímica se produce electricidad por una reacción química espontánea. La oxidación y la reducción se llevan a cabo en el ánodo y en el cátodo por separado, respectivamente y los electrones fluyen a través de un circuito externo.

Las dos partes de una celda electroquímica son las semiceldas, y las reacciones en los electrodos son las reacciones de semicelda.

La fuerza electromotriz de una celda es la diferencia de potencial de voltaje entre los dos electrodos. En el circuito externo, lo electrones fluyen desde el ánodo al cátodo en una celda electroquímica. En disolución, los aniones se mueven hacia el ánodo y los cationes hacia el cátodo. Los potenciales estándar de reducción indican la probabilidad relativa de que se lleven a cabo las semireacciones de reducción. También se utilizan para predecir los productos, la dirección y la espontaneidad de las reacciones redox entre varias sustancias.

La fuerza electromotriz de una celda se expresa de la siguiente manera:

ε_celda^o= ε_cátodo^o ε_ánodo^o

PARTE EXPERIMENTAL (Materiales y métodos)

Experiencia 1

Se vertieron aproximadamente 5ml de las siguientes soluciones en diferentes tubos de ensayo (Concentraciones 0.05):

Cu(NO3)2

Ag(NO3)

Hg(NO3)2

Zn(NO3)2

Fe(NO3)3

Pb(NO3)2

Luego se introdujo un pequeño trozo de cobre metálico en cada tubo y se anotaron los resultados.

Las reacciones que se presentaron están descritas mediante las siguientes ecuaciones:

〖Cu〗^0→ 〖Cu〗^(2+)+ 2e^- 〖 ε〗^0=0.34

〖Cu〗^(2+)+ 2e^-→ 〖Cu〗^0 〖 ε〗^0=0.34

0

〖Cu〗^0→ 〖Cu〗^(2+)+ 2e^- 〖 ε〗^0=0.34v

〖 2Ag +〗^( ) 2e^-→〖2Ag〗^(0 ) 〖 ε〗^0=0.80v

〖Cu〗^0+ 2Ag→ 〖Cu〗^2 〖+ 2Ag〗^0 〖 ε〗^0=0.46v

〖Cu〗^0→ 〖Cu〗^(2+)+ 2e^- 〖 ε〗^0=0.34v

〖 Hg〗_2^(2+)+2e^-→ 2Hg(l) 〖 ε〗^0=0.85v5

〖Cu〗^0+〖Hg〗_2^(2+)→ 〖Cu〗^(2+)+ 2Hg(l)〖 ε〗^0=0.45v

〖Cu〗^0→ 〖Cu〗^(2+)+ 2e^- 〖 ε〗^0= 0.34 v

〖Zn〗^(2+)+〖2e〗^-→ 〖Zn〗^0 〖 ε〗^0=-0.76v

〖〖Cu〗^0+ Zn〗^(2+)→ 〖Zn〗^0+ 〖Cu〗^(2+) 〖 ε〗^0=-1.1

〖3Cu〗^0→ 〖3Cu〗^(2+)+ 6e^(- ) 〖 ε〗^0=0.34v

〖 2Fe〗^(3+)+ 6e^- → 〖〖2Fe〗^0〗^( ) 〖 ε〗^0= 0.77v

〖3Cu〗^0+〖2Fe〗^(3+)→〖3Cu〗^(2+)+〖2Fe〗^(0 ) 〖 ε〗^0=0.43v

〖Cu〗^0→ 〖Cu〗^(2+)+ 2e^- 〖 ε〗^0= 0.34v

〖Pb〗^(2+)+ 2e^- → 〖Pb〗^(0 ) 〖 ε〗^0= -0.13v

〖Cu〗^0+ 〖Pb〗^(2+) → 〖Cu〗^(2+)+ 〖Pb〗^0 〖 ε〗^0=0.21v

Experiencia 2

Se repitió la experiencia anterior, pero esta vez se reemplazó el cobre metálico por Zinc metálico, también se anotaron los cambios observados.

Las reacciones que sucedieron en esta experiencia están descritas por las siguientes ecuaciones:

〖Zn〗^0→ 〖Zn〗^(2+)+〖2e〗^- 〖 ε〗^0=-0.76v

〖Cu〗^(2+)+ 2e^-→ 〖Cu〗^0 〖 ε〗^0=0.34v

〖Zn〗^0+〖Cu〗^(2+)→ 〖Cu〗^0+〖Zn〗^(2+) 〖 ε〗^0=1.1v

〖Zn〗^0→ 〖Zn〗^(2+)+〖2e〗^- 〖 ε〗^0=-0.76v

〖 〖2Ag〗^++〗^( ) 2e^-→〖2Ag〗^(0 ) 〖 ε〗^0=0.80v

〖Zn〗^0+〖2Ag〗^+→〖2Ag〗^(0 )+〖Zn〗^(2+) 〖 ε〗^0=1.56v

〖Zn〗^0→ 〖Zn〗^(2+)+〖2e〗^- 〖 ε〗^0=-0.76v

〖 Hg〗_2^(2+)+2e^-→ 2Hg(l) 〖 ε〗^0=0.85v

〖Zn〗^0+〖 Hg〗_2^(2+)→ 2Hg(l)+〖Zn〗^(2+) 〖 ε〗^0=1.61v

〖Zn〗^0→ 〖Zn〗^(2+)+〖2e〗^- 〖 ε〗^0=-0.76v

〖Zn〗^(2+)+〖2e〗^-→ 〖Zn〗^0 〖 ε〗^0=-0.76v

0〖 ε〗^0=0

〖3Zn〗^0→ 3〖Zn〗^(2+)+〖6e〗^- 〖 ε〗^0=-0.76v

〖 2Fe〗^(3+)+ 6e^- → 〖2〖Fe〗^0〗^( ) 〖 ε〗^0= 0.77v

〖3Zn〗^0 〖+2Fe〗^(3+)→ 〖2Fe〗^0+〖3Zn〗^(2+) 〖 ε〗^0=1.53v

〖Zn〗^0→ 〖Zn〗^(2+)+〖2e〗^- 〖 ε〗^0=-0.76v

〖Pb〗^(2+)+ 2e^- → 〖Pb〗^(0 ) 〖 ε〗^0=-0.13v

〖Zn〗^0+〖Pb〗^(2+)→ 〖Pb〗^(0 )+〖Fe〗^0 〖 ε〗^0=0.63v

Experiencia 3

Se repitió la experiencia anterior,

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