Práctica: Reacciones redox y celdas electroquímicas, Ejercicios de Ciencias Alimentarias

¡Descarga Práctica: Reacciones redox y celdas electroquímicas y más Ejercicios en PDF de Ciencias Alimentarias solo en Docsity! TRABAJO PRÁCTICO Nr 10 REACCIONES REDOX Y CELDAS ELECTROQUÍMICAS Objetivos:  Estudiar la espontaneidad de algunas reacciones redox.  Verificar la ecuación de Nernst.  Determinar la fuerza relativa de agentes oxidantes y reductores.  Construir una escala relativa de potenciales de electrodo e interpretar la tendencia de los metales a reducirse u oxidarse al disolverse en solución ácida.  Obtener el potencial estándar de una reacción redox.  Verificar las leyes de Faraday. Introducción: Se estudiarán distintos aspectos de las reacciones rédox. En primer lugar se determinará la tendencia relativa de algunos metales a oxidarse o reducirse, analizando la espontaneidad de una serie de reacciones. Se utilizará energía eléctrica para producir reacciones químicas, de forma tal de determinar la relación cuantitativa entre la carga que circula por un sistema y la cantidad de producto que se obtendrá de la reacción. Se utilizarán elementos sencillos para verificar la ecuación de Nernst y a partir de los resultados se determinará el potencial estándar de una cupla redox dada. Finalmente se clasificarán sustancias en conductoras y no conductoras de la corriente eléctrica Parte 1 : Reacciones redox Experiencia A: Se colocó en 6 tubos diferentes:  Tubo 1: 3 ml de Zn(NO3)2 0,1 M + una chapita de cobre pulido y brillante  Tubo 2: 3 ml de CuSO4 0,1 M + una chapita de cinc  Tubo 3: 3 ml de Zn(NO3)2 0,1 M + una granallita de plomo  Tubo 4: 3 ml de Pb(NO3)2 0,1 M + una chapita de cinc  Tubo 5: 3 ml de Cu(NO3)2 0.1 M + una granallita de plomo  Tubo 6: 3 ml de Pb(NO3)2 0,1 M + una chapita de cobre Tabla de Observaciones: Tubo Cambios observados signo de ∆G Reacción balanceada 1 No se observaron cambios. >0 Zn2+ + Cu°---------->Zn° + Cu2+ 2 Chapa de Zn oscurecida, desprendimiento de burbujas. <0 Zn° + Cu2+ ---------->Zn2+ + Cu° 3 No se observaron cambios. >0 Zn2+ + Pb° ----------->Zn° + Pb2+ 4 Chapa de Zn mas grande, brillosa. <0 Zn° + Pb2+----------->Zn2+ + Pb° 5 Granalla se puso color cobrizo. <0 Cu2+ + Pb°-----------> Cu° + Pb2+ 6 No se observaron cambios. >0 Cu° + Pb2+----------->Cu2+ + Pb° Nota: Los signos de los ∆G corresponden a las reacciones de la columna que le sigue, se escribieron las reacciones que no ocurrieron en el caso de los tubos en los que no se observaron cambios y las que ocurrieron en el caso de las espontáneas. Poder reductor de los metales en orden creciente: Cu < Pb < Zn Poder oxidante de los iones en orden creciente: Zn< Pb<Cu Experiencia B: Se colocó en un tubo de ensayos 5 mL de solución acuosa de FeCl 3 0,07 M de color amarillo. Se le agregaron gotas de solución 0,1 M de SnCl2 y la solucion se tornó transparente. MrH2 = 2 MrO2 = 32 VH2 = 8,4 según la ecuación VO2 = 4,2 según la ecuación m es la masa de la sustancia producida en el electrodo (en gramos), Q es la carga eléctrica total que pasó por la solución (en culombios), q es la carga del electrón = 1.602 x 10-19 culombios por electrón, n es el número de valencia de la sustancia como ion en la solución (electrones por ion), F = qNA = 96485 C·mol -1 es la Constante de Faraday, M es la masa molar de la sustancia (en gramos por mol), y NA es el Número de Avogadro = 6.022 x 10 23 iones por mol. I es la corriente eléctrica (en amperios) t es el tiempo transcurrido (en segundos) Observacione Se pudo observar el burbujeo de los gases de H2 y O2 en los ánodos y catodos de la electrolisis. El bubujeo del h2 era mas intenso. Experiencia 5: Generación de energía eléctrica. Acumulador de plomo Durante el proceso de carga inicial, el sulfato de plomo (II) es reducido a plomo metal en las placas negativas, mientras que en las positivas se forma óxido de plomo (IV) (PbO 2). Cuando se quita la fuente, el óxido de plomo (IV) es reducido a sulfato de plomo (II) mientras que el plomo elemental es oxidado para dar igualmente sulfato de plomo (II). Los electrones intercambiados se aprovechan en forma de corriente eléctrica por un circuito externo. Los procesos elementales que trascurren son los siguientes: En la descarga baja la concentración del ácido sulfúrico porque se crea sulfato de plomo y aumenta la cantidad de agua liberada en la reacción. Como el ácido sulfúrico concentrado tiene una densidad superior al ácido sulfúrico diluido, la densidad del ácido puede servir de indicador para el estado de carga del dispositivo. PbO2 + 2H2SO4 + 2e - → 2H2O + PbSO4 + SO4 2- Pb + SO4 2- → PbSO4 + 2e - Acumulador de plomo: voltaje = 1,953 Se forma oxido de Pb en el polo +, a este vaso, despues,se le agrego KI y almidon y el oxido se desprendió y se puso azul la solución. Esto es asi porque el I3 combinado con el almidón es azul. Pb se reduce y I- se oxida a I°2 I°2 + I-<--------> I3 que se combina con almidón. Observaciones Se pudo observar cómo se deposito Plomo (de un color negro) polo positivo. Este se deposito mayormente en las zonas mas lijadas del electrodo cubriendo la superficie mas brillosa con una capa opaca casi negra de plomo. Cuando se puso al vaso de precipitado KI y almidón, el oxido de plomo se desprendió y la solución se torno azulada Conclusiones