Estudiaremos algunos
aspectos prácticos de las reacciones de oxidación-reducción. Se realizán los
siguientes ensayos:
-Analizaremos el comportamiento de diversos metales (Zn, Fe y Cu)
frente a una
disolución de ácido clorhídrico.
-Examinaremos
las reacciones de oxidación-reducción que tienen lugar cuando
algunos metales
(Zn, Pb y Cu) se ponen en contacto con disoluciones que contienen
los cationes
Zn++, Pb++ o Cu++.
-Construiremos
una pila galvánica y observaremos cómo puede obtenerse una
corriente eléctrica
como consecuencia de una reacción química espontánea.
Los procesos redox o reacciones de oxidación-reducción
implican una transferencia de electrones desde un átomo que se oxida a otro que
se reduce.
La oxidación implica pérdida de
electrones. La reducción implica ganancia de electrones.
REACTIVOS:
Zn, Fe y Pb en polvo o granalla
Hilo de Cu
Se trata de un metal de transición de color rojizo y brillo metálico que, junto con la plata y el oro, forma parte de la
llamada familia del cobre, se caracteriza por ser uno de los mejores conductores de
electricidad (el segundo después de la plata).
Ácido clorhídrico
El ácido clorhídrico, ácido muriático, espíritu de sal, ácido marino, ácido de salo todavía ocasionalmente llamado, ácido hidroclórico, es una disolución acuosa del gas cloruro de hidrógeno (HCl). Es muy corrosivo y ácido.Se trata de un ácido
fuerte que se disocia
completamente en disolución acuosa
Nitrato de cinc, Zn(NO3)2
Es un sustancia que por lo general se prepara mediante la
disolución de cinc en ácido nítrico. Un ejemplo de reacción da un precipitado de carbonato de zinc :
Zn (NO3) 2 + Na 2 CO 3 → ZnCO 3 + 2 de NaNO 3 .
Nitrato de plomo, Pb(NO3)2
Es una sal inorgánica de plomo y de ácido nítrico. Es un cristal incoloro o un polvo blanco, y un oxidante muy estable y fuerte. Al contrario que otras sales de plomo
(II), es soluble en agua.
Nitrato de cobre, Cu(NO3)2
Designado
comúnmente simplemente el cobre nitrato, anhidro forme es un sólido azul,
cristalino. Las formas hidratadas de nitrato de cobre, también azul, son de uso
general en laboratorios para demostrar las reacciones de la célula voltaica.
Las especies hidratadas y anhidras tienen características notablemente
diversas, ilustrando el efecto de agua de la cristalización.
Electrodo de
alumínio
Se trata de un metal no
ferromagnético. En estado natural se encuentra en
muchos silicatos (feldespatos, plagioclasas ymicas). Como metal se
extrae únicamente del mineral conocido con el nombre de bauxita, por transformación primero en alúmina mediante el proceso Bayer y a continuación en aluminio metálico mediante electrólisis.
Electrodo de cobre
Sulfato
de cobre (II) pentahidratado, CuSO4·5H2O
Cloruro
de aluminio hexahidratado, AlCl3·6H2O
COMPORTAMIENTO DE ALGUNOS METALES FRENTE AL
ÁCIDO CLORHÍDRICO
Preparar tres tubos de ensayo limpios en una gradilla y, añadir,
- una punta de espátula de granalla
de Zn al tubo 1.
- una punta de espátula de limaduras
de Fe al tubo 2.
- un trozo de hilo de Cu al tubo 3.
A continuación, adicionar,
a cada tubo, 20 gotas de ácido clorhídrico 6 M .
COMPORTAMIENTO DE ALGUNOS
METALES EN PRESENCIA DE IONES METÁLICOS.
Coger seis tubos de
ensayo limpios y añadir:
1: Zn(s) + 3 mL
de una disolución 0,1M de Cu(NO3)2
2: Zn(s) + 3 mL
de una disolución 0,1M de Pb(NO3)2
3: Cu(s) + 3 mL
de una disolución 0,1M de Zn(NO3)2
4: Cu(s) + 3 mL
de una disolución 0,1M de Pb(NO3)2
5: Pb(s) + 3 mL
de una disolución 0,1M de Zn(NO3)2
6: Pb(s) + 3 mL
de una disolución 0,1M de Cu(NO3)2
CONSTRUCCIÓN DE UNA PILA GALVÁNICA
Preparar
dos tubos de ensayo limpios, en uno de ellos añadir 18 mL de una disolución 0,01 M de cloruro de
aluminio e introducir en ella un electrodo de aluminio metálico. En el otro
tubo de ensayo, adicionar 18 mL de disolución de sulfato de cobre (II) 0,01 M , e introducir en ella
un electrodo de cobre metálico.
Construir
un puente salino llenando un tubo de vidrio doblado en U con una disolución
saturada de cloruro de sodio, y tapar los extremos del tubo con un poco de
algodón previamente humedecido con la misma disolución de relleno. Evitar la
formación de burbujas.
A
continuación, dar la vuelta al puente salino y, conectar ambos tubos con el
mismo. Medir la diferencia de potencial (fuerza electromotriz) conectando ambos
electrodos, mediante dos pinzas de cocodrilo, a los dos bornes de un voltímetro
de corriente continua.
En una pila galvánica los electrones fluyen del ánodo
al cátodo debido a una diferencia de energía potencial. La energía potencial de
los electrones en el ánodo es mayor que en el cátodo. La diferencia de
potencial entre los dos electrodos de una pila voltaica proporciona la fuerza
motriz que empuja los electrones a través del circuito externo. Por ello, a
esta diferencia de potencial se le llama fuerza
electromotriz (fem), potencial o voltaje de la pila (E o ε).
En una celda electroquímica la energía química se transforma en energía
eléctrica.
Por definición: Energía eléctrica = potencial de la pila (E) x carga (C)
Potenciales
estándar de electrodo
El potencial estándar de cualquier pila galvánica es la suma
del potencial de oxidación del ánodo más el potencial de reducción del cátodo:
Eopila
= Eooxidación-ánodo +
Eoreducción-cátodo
Expresión que es igual a la escrita
anteriormente ya que Ered = - Eox.
Para todo proceso redox se cumple que:
-
Si ΔEo > 0 la reacción es espontánea
-
Si ΔEo < 0 la reacción es no espontánea. Tendrá lugar la reacción inversa.
-
Si ΔEo = 0 la reacción está en equilibrio
ΔG = ΔGo + RTlnQ
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