UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO

FACULTAD DE QUÍMICA

LABORATORIO DE QUÍMICA ANALÍTICA

INFORME

PRÁCTICA II“CONSTRUCCIÓN DE ESCALAS DE POTENCIAL Y SU APLICACIÓN A LA PREDICCIÓN DE REACCIONES”

MORENO SOLIS DANIELA LIZETHOLVERA PLATA ALFREDO

GRUPO 35

OBJETIVO• Construir algunas celdas electroquímicas.• Medir la diferencia de potencial generado por las celdas electroquímicas construidas.• Construir escalas de potencial• Utilizar dichas escalas de potencial para la predicción de reacciones• Calcular constantes de equilibrio de las reacciones propuestas a partir de los datos experimentales

RESULTADOS

Problema N°1: En un tubo de ensayo se coloca aproximadamente 5mL se sulfato de cobre (II) 0.1M y se introduce un clavo, ¿Qué cambios se observa en el clavo de la disolución? Explica.La disolución de sulfato de cobre se empieza a hacer de un color más claro, de azul fuerte a azul claro, que después paso a un verde claro y más tarde a un verde fuerte debido a que el clavo es Hierro con estado de oxidación cero, y se oxida para pasar como ion en la disolución, por tanto el cobre se reduce y es por esto que vemos que el clavo se pone color rojo, ya que nos muestra que el cobre está pasando de Cu2+¿ ¿ a cobre metálico, la reacción fue muy rápida, lo que quiere decir que es muy cuantitativa debido a su espontaneidad y se desplaza a los productos..

En un tubo de ensayo se coloca aproximadamente 5 mL de sulfato de zinc 0.1M y se introduce un clavo, ¿Qué cambio se observa en el clavo de la disolución? Explica. No hubo cambios ni en disolución, ni en el clavo, debido a que los productos de esta reacción son los únicos que pueden llevar a esta reacción y no al revés, es decir el Zinc metálico y el ion Hierro (II) son los que en verdad tendrían que generar una reacción y no el ion Zinc y el clavo de Hierro, otra manera de verlo es que el Zinc tiene menor potencial de reducción y baja electronegatividad, es por ello que no puede actuar con otro elemento que tenga mayor potencial de reducción y mayor electronegatividad para que el Zinc pueda reducirse y el hierro oxidarse, además que su pendiente de reacción es negativa, esto nos quiere decir que la reacción no es cuantitativa y que el equilibrio se desplaza a los reactivos.

Problema N° 2:Tabla 1. Registro de datos de valores de potencial.

Celda ∆E Q KZn¿ 0.49 V 10−16.55 1033.11

Zn¿ 1.06 V 10−35.81 1071.62

Fe ¿ 0.51 V 10−17.23 1034.46

Para sacar Q, (Cociente de las actividades de los productos)

E=E0−0.0592n

log (Q)

E=E0−0.0592n

log( ReactivosProductos )

E=E0−0.0592n

log(OxidanteReductor )

E=E0−0.0592n

log(OxidanteReductor )=E=E0−0.0592

nlog(Oxidante

Reductor )

E=E0−0.0592n1

( n2n2

) log(OxidanteReductor )=E=E0−0.0592

n2( n1n1

) log(OxidanteReductor )

E1−E2=0.0592n1∗n2

log ¿

E1+E2=0592

n1∗n2log ( K eq ) ,Donde K eq=¿¿

log ( K eq )=E1−E2

0.0592(nt)

K eq=10E1−E2 (nt )0.0592

Por tanto Q=K

Cálculos para sacar a K:Zn¿Zn¿

Fe ¿ = K eq=100.51 (4 )0.0592=2.880 x1034=1034.46

Cálculos para sacar a Q:Todas las soluciones son de 1F, por tanto los iones (Zn, Fe y Cu) serán 1M.

Zn¿Q= ¿¿Zn¿ = Q= ¿¿Fe ¿= Q= ¿¿

En los productos quedan (1-∈), pero ∈ se desprecia debido a que es un número muy grande y la concentración casi es la misma y su grado de error es muy pequeño para este tipo reacciones cuantitativas, podría decirse que es muy cercano a X (número de la concentración), o casi igual.

Problema N°3

ANALISIS DE RESULTADOS

Problema N°11.- Después de haber hecho tus observaciones, da una explicación a os fenómenos observados. ¿Cómo podrías identificar inequívocamente a la sustancia depositada sobre el clavo usado en el punto 2 del procedimiento del problema 1? ¿Basta mirar al clavo del punto 3 del procedimiento para saber si ocurrió algún cambio?

Pues en el punto dos por la coloración azul del sulfato de cobre que si reacciona por la diferencia de potencial reductora y su electronegatividad en ambos elementos, si reacciona y pasa a un verde claro, y si basta mirar el clavo que sigue intacto en el punto 3 para saber que la reacción no se llevó a cabo debido a las propiedades de cada elemento.

2.- Determina la fuerza relativa de Fe, Cu y ZnPor fuerza de agente reductor:

0.44 0.400.02

-0.38-0.45

-0.07

Zn > Fe > CuLa sustancia con el mayor potencial negativo es el agente reductor ms enérgico

Problema N°2

1) Representa en un diagrama cada una de las pilas que construiste, indicando claramente el ánodo y el cátodo y la dirección en la que fluyen los electrones.

Flujo de e−¿¿ Flujo de e−¿¿

Flujo de electrones. Verde se oxida, rojo se Reduce

Zn|Zn2+¿¿ Fe2+¿¿|Fe

Zn|Zn2+¿¿ Cu2+¿∨Cu¿

Fe|Fe2+¿¿ KNO3 Cu2+¿∨Cu¿

2) Describa cada una de las pilas representadas en el inciso anterior, de acuerdo a la nomenclatura aceptada por la IUPAC

Zn ( s )¿Zn(s )¿

Fe(s)|FeSO 4 (1 F ,ac )|∨Cu¿¿

3) Con base en los datos de diferencia de potencial, establece una escala de potencial en donde se representen los pares redox propuestos en el experimento, indicando claramente su fuerza oxido-reductora relativa. Compara y discute estos resultados con los que generaste después de resolver el problema número uno.

H+¿¿ Zn2+¿¿ Fe2+¿¿

Cu2+¿ ¿

0.0 0.49 0.51 1.06

H 2 Zn Fe

Cu

.

Cátodo

.

Ánodo

Se ve que las pendientes positivas, si pueden generarse una reacción muy cuantitativa y espontáneamente, pero si hay una pendiente negativa, estas reacciones no son cuantitativas y es muy difícil que se produzcan productos, ya que el equilibrio se desplaza a los reactivos como en el caso de Fe y sulfato de zinc, es por ello que en el experimento uno no paso nada.

4) Empleando la escala propuesta en el inciso 3 de este cuestionario, plantea las reacciones redox balanceadas que puedan ocurrir espontáneamente entre las especies de los pares redox estudiados.

5) Escribe las ecuaciones de Nernst para cada semirreacción propuesta.E Zn2+¿

Zn=E Zn2+¿

Zn

o

+0.05922

log¿ ¿¿¿

¿

¿

ECu2+¿

Cu=ECu2+¿

Cu

o

+ 0.05922

log¿¿¿¿

¿

¿

E Fe2+¿

Fe=E Fe2+¿

Fe

o

+0.05922

log¿¿¿¿

¿

¿

6) Calcula las constantes de las reacciones propuestas tomando en cuenta los datos experimentales.Zn¿

Zn¿

Fe ¿ = K eq=100.51 (4 )0.0592=2.880 x1034=1034.46

7) Compara los valores de las constantes de cada reacción y concluye ¿Qué reacción es más cuantitativa?La reacción de Zn¿debido que su constante de equilibrio es muy grande, por ello es la más cuantitativa

Problema N°3Cuestionario 3

1) Dibuja unos diagramas que representen cada una de las celdas que construiste

2) Describe cada una de las celadas representadas en el incisio anterior, de acuerdo con la nomenclatura aceptada por la IUPAC.

Ag+|Ag0||ESCFe3+|Fe2+||ESCCu2+|Cu0||ESCNO3

-|NO2-||ESC

Ni2+|Ni0||ESCFe2+|Fe0||ESC

3.- Con base en los datos de diferencia de potencial, establece una escala en donde se representen los pares redox propuestos en el experimento, indicando claramente su fuerza oxido-reductora relativa

Ni0

KNO3 0.2M Fe3+ 0.2M

KNO3 0.2M KNO3 0.2M

KNO3 0.2M KNO3 0.2M

Calomel Calomel

Calomel Calomel

Calomel Calomel

Ag+ 0.1M

Ag0

Cu2+ 0.1M

Cu0

Fe2+ 0.2M

Pt0

NO2- 0.2M

Pt0

Ni2+ 0.1M Fe2+ 0.2M

Fe0

4.- Transforma los valores de potencial obtenidos experimentalmente, respecto al electrodo de Calomel, a los que se tendrían con respecto al ENH. Para ello, a los valores experimentales, súmales 0.25V que es el potencial que tiene el electrodo de calomel respecto al ENH.

Par Redox PotencialCon calomel

PotencialCon ENH

Ag+|Ag0 +0.44 V +0.69 VFe3+|Fe2+ +0.40 V +0.65 V

NO3-|NO2

- -0.38 V -0.13 VNi2+|Ni0 -0.07 V +0.18 VCu2+|Cu0 +0.02 V +0.27 VFe2+|Fe0 -0.45 V -0.20 V

5.- Con los nuevos valores de potencial, construye una escala (E/ENH), en donde se representen los pares redox propuestos en el experimento.

6.- Escribe las ecuaciones de Nernst para cada semirreacción propuesta.

Ag+¿+1e−¿↔ Ag¿¿ E Ag+¿

Ag=E Ag +¿

Ag

o

+0.05921

log¿ ¿¿¿

¿¿

Fe3+¿+1e−¿ ↔Fe2+¿¿¿ ¿ E Fe 3+¿

Fe2+¿=E Fe3+¿

Fe2+¿o+0.0592

1log¿¿¿ ¿

¿¿

¿

¿

Cu2+¿+2e−¿↔ Cu¿¿ ECu2+¿

Cu=ECu2+¿

Cu

o

+ 0.05922

log¿¿¿¿

¿

¿

NO3−¿+2e−¿+2H

+¿↔ NO2

−¿+H2

O ¿¿¿¿

E NO 3−¿

NO2−¿=E NO3−¿

NO 2−¿o+0.0592

2log ¿¿¿¿

¿¿

¿

¿

ESC Cu2++

Cu0

Fe3+

Fe2+

Ag+

Ag0

Ni2+

Ni0

NO3-

NO2-

Fe2+

Fe0

-0.45V -0.38V -0.07V +0.02V +0.40V +0.44V

ESC Cu2++

Cu0

Fe3+

Fe2+

Ag+

Ag0

Ni2+

Ni0

NO3-

NO2-

Fe2+

Fe0

-0.20V -0.13V +0.18V+0.27V +0.65V +0.69V

+0.25VENH0.0V

Fe2+¿+2e−¿ ↔Fe ¿ ¿ E Fe2+¿

fe=E Fe2+¿

Fe

o

+0.05922

log¿¿¿¿

¿

¿

¿2+¿+2e−¿↔∋¿¿ ¿ E ¿2+¿

¿ =E¿2+¿

¿o

+ 0.05922

log¿¿¿¿

¿¿

Ag+|Ag0

Eeq=E0+ 0.061log

[.01 ][1 ]

Fe3+|Fe2+

Eeq=E0+ 0.061log

[0.2 ][0.2 ]

Cu2+|Cu0

Eeq=E0+ 0.062log

[0.1 ][1 ]

NO3-|NO2

-

Eeq=E0+ 0.062log

[0.2 ][0.2 ]

Ni2+|Ni0

Eeq=E0+ 0.062log

[0.1 ][1 ]

Fe2+|Fe0

Eeq=E0+ 0.062log

[0.2 ][1 ]

7.- Empleando la escala propuesta en el inciso 5, plantea las reacciones redox balanceadas que pueden ocurrir espontáneamente.

Fe0 + NO3- ↔ Fe 2+ + NO2

-

Fe0 + 2H + ↔ Fe 2+ + H2 ↑Fe0 + Ni 2+ ↔ Fe 2+ + NiFe0 + Cu 2+ ↔ Fe 2+ + CuFe0 + 2Fe 3+ ↔ Fe 2+ + 2Fe2+

Fe0 + 2Ag + ↔ Fe 2+ + 2AgNO2

- + 2H + ↔ NO3- + H2 ↑

NO2- + Ni 2+ ↔ NO3

- + NiNO2

- + Cu 2+ ↔ NO3- + Cu

NO2- + 2Fe 3+ ↔ NO3

- + 2Fe 2+

NO2- + 2Ag + ↔ NO3

- + 2AgH2 + Ni 2+ ↔ 2H + + NiH2 + Cu 2+ ↔ 2H + + CuH2 + 2Fe 3+ ↔ 2H + + 2Fe 2+

H2 + 2Ag + ↔ 2H + + 2AgNi + Cu 2+ ↔ Ni 2+ + CuNi + 2Fe 3+ ↔ Ni 2+ + 2Fe 2+

Ni + 2Ag + ↔ Ni 2+ + 2AgCu + 2Fe 3+ ↔ Cu 2+ + 2Fe 2+

Cu + 2Ag + ↔ Cu 2+ + 2AgFe 2+ + Ag + ↔ Fe 3+ + Ag

8.- Calcula las constantes de las reacciones propuestas, tomando en cuenta los puntos anteriores.

Reductor 1 Oxidante 1

Oxidante 2

Reductor 2 E1 (V)

E2 (V) Keq

Fe NO3- ↔ Fe 2+ NO2

- 0.18 -0.2 4.64E+12Fe 2H + ↔ Fe 2+ H2 ↑ 0 -0.2 4641588.834Fe Ni 2+ ↔ Fe 2+ Ni 0.18 -0.2 4.64E+12Fe Cu 2+ ↔ Fe 2+ Cu 0.27 -0.2 4.64E+15Fe 2Fe 3+ ↔ Fe 2+ 2Fe 2+ 0.65 -0.2 2.15E+28Fe 2Ag + ↔ Fe 2+ 2Ag 0.69 -0.2 4.64E+29

NO2- 2H + ↔ NO3

- H2 ↑ 0 -0.13 21544.3469NO2

- Ni 2+ ↔ NO3- Ni 0.18 -0.13 21544346900

NO2- Cu 2+ ↔ NO3

- Cu 0.27 -0.13 2.15E+13NO2

- 2Fe 3+ ↔ NO3- 2Fe 2+ 0.65 -0.13 1E+26

NO2- 2Ag + ↔ NO3

- 2Ag 0.69 -0.13 2.15E+27H2 Ni 2+ ↔ 2H + Ni 0.18 0 1E+6H2 Cu 2+ ↔ 2H + Cu 0.27 0 1E+9H2 2Fe 3+ ↔ 2H + 2Fe 2+ 0.65 0 4.64E+21H2 2Ag + ↔ 2H + 2Ag 0.69 0 1E+23Ni Cu 2+ ↔ Ni 2+ Cu 0.27 0.18 1000Ni 2Fe 3+ ↔ Ni 2+ 2Fe 2+ 0.65 0.18 4.64E+15Ni 2Ag + ↔ Ni 2+ 2Ag 0.69 0.18 1E+17Cu 2Fe 3+ ↔ Cu 2+ 2Fe 2+ 0.65 0.27 4.64E+12Cu 2Ag + ↔ Cu 2+ 2Ag 0.69 0.27 1E+14

Fe 2+ Ag + ↔ Fe 3+ Ag 0.69 0.65 21.544

9.- Compara los valores de las constantes de cada reacción e indica tus conclusiones al respecto.En la mayoría de los casos (excepto en la reacción Fe3+|Fe2+||Ag+|Ag0) el valor de la Keq es muy grande, lo que refleja reacciones muy cuantitativas, además se observa que conforme los pares redox se acercan en la escala de potencial, el valor de su Keq disminuye, es decir, conforme los pares se acercan las reacciones se vuelven menos cuantitativas.

10.- Con base en los datos experimentales de diferencia de potencial obtenidos para cada pila propuesta en el problema No.2 y los datos necesarios obtenidos en el problema No.3, calcula el potencial de los pares Zn2+|Zn0, Fe2+|Fe0 y Cu2+|Cu0.

Zn2+|Zn0||Fe2+|Fe0 E=-0.49V EZn= EFe-0.49V E(Zn2+|Zn0)=-0.69V E(Fe2+|Fe0)= -0.2VFe2+|Fe0||Cu2+|Cu0 E=0.51V ECu=EFe+.51V E(Cu2+|Cu0)=0.31V

11.- Propón un mapa conceptual que involucre los conceptos relacionados con los experimentos que llevaste a cabo en toda la práctica.

12.- En el siguiente diagrama hay un error. ¿Cuál es? Representa el diagrama correctamente

Las cargas del Ánodo y Cátodo están mal, ya que en el Ánodo la carga el positiva y en el cátodo negativa.

Reacciones redox

OxidanteEspecie que disminuye su estado de oxidación aceptando electrones

de la especie reductora (oxidada)

CeldaSistema en donde se

intercambian los electrones entre

oxidante y reductor

ReductorEspecie que aumenta su estado de oxidación cediendo electrones a la especie reducida (oxidante)

PotencialEnergía eléctrica

generada por el flujo de electrones en una

reacción redox

CONCLUSIONESSe construyeron celdas electroquímicas, donde se midieron las diferencias de potencial de cada una de estas y se establecieron las reacciones para calcular las constantes de equilibrio a partir de estos datos experimentales. Se pudo observar que el cociente de la reacción (Q) está directamente relacionado con el principio de Le Chatelier y que es igual a la constante de equilibrio (K). En la tabla 1 del problema 2 se puede ver que entre más diferencia de potencial reductora entre un compuesto y otro, la reacción es más espontanea, más rápida y más cuantitativa, además en las columnas de Q y K, se observa que cuando Q < K, la reacción se desplaza hacia la derecha (productos), ya que es cuantitativa (véase el valor de K), que fue así en todas las reacciones de este problema 2, pero cuando Q > K la reacción se desplaza a la izquierda (reactivos), debido a que es no cuantitativa. Un dato muy curioso de una pila voltaica es que cuando se pone una bombilla y se conectan de igual forma al cátodo y al ánodo, en el cátodo se lleva a cabo la oxidación y en el ánodo la reducción, pero si se sustituye por una batería la reacción se invertirá, creando una celda electroquímica; donde el cátodo reducirá y el ánodo oxidara.También se pudieron escribir las ecuaciones de Nernst y las escalas de potenciales para ver si la reacción resultaba espontanea o no. Por otro lado los errores en el ∆E° (comparados a los teóricos), pudieron haberse dado por la mala posición del sistema o porque el multímetro ya tenía fallas, pero nos da un campo visual de como surgieron los datos teóricos que hoy en día usamos y que pueden ser usados para sacar más fácilmente una constante de equilibrio. Las reacciones redox generan un flujo de electrones que se puede aprovechar en forma de FEM. Las escalas de potencial se pueden usar para predecir si una especie reaccionará con otra, aunque no nos hablan de la cinética de la reacción. Para concluir este tipo de reacciones se muestran en nuestra vida cotidiana y son tan importantes para la industria hoy en día para formar productos de interés comercial, lo podemos observar en nuestra respiración de igual forma cuando entra oxigeno (inhalamos), exhalamos dióxido de carbono, una reacción redox donde el oxígeno es el que se reduce y nos oxida a nosotros, es por ello que envejecemos y este tipo de reacciones es tan típica en nuestra naturaleza que muy pocas veces nos detenemos a pensar lo que en verdad pasa en nuestros procesos fisiológicos básicos, el estudio de este tema es muy importante en el área de Farmacología y es por ello que su estudio es imprescindible y nos da un gran contenido para utilizarlo en un futuro próximo.

BIBLIOGRAFÍA.- Cañizares, M., M., P., y G., A., L., Duarte. (2012). Fundamentos de Química Analítica, teoría y ejercicios,

UNAM, (segunda edición), México, D.F.- González, C., I., et.al. (2011). Química III, Industria Química, Minero-Metalúrgica y de Fertilizantes, UNAM,

(primera edición), México, D.F.- Reacciones de Transferencia de electrones (II): Electroquímica. (n.d.). Consultado el 23 de Febrero del

2013, página web de Reacciones de Transferencia de electrones (II): Electroquímica: http://usuarios.multimania.es/bergidumflavium/fisicayquimica/2bach-quimica/apuntes/REDOX/electroquimica.pdf

- Encarta. (2009). Electroquímica. Microsoft ® Encarta ®, Microsoft Corporation, EE.UU.