Díaz Juárez Paola MarianaMoreno Ambriz Alejandro

Práctica 2“Construcción de escalas de potencial”

Tabla de resultados

Problema 1Experimento con clavosSolución de CuSO4 Solución de ZnSO4

se colocó un poco de una disolución de CuSO4 (0.1M), esta disolución al inicio presenta una coloración azul transparente, en un tubo de ensaye, al momento de introducir el clavo ( previamente lijado) en la disolución este comenzó a tornarse color café, mientras que la disolución después de un poco de tiempo comenzó a tomar un color verde, esto se debió a que el cobre se redujo de 2+ a cobre cero y el hierro se oxidó de hierro cero a hierro 2+, lo cual nos indica que la reacción que se lleva a cabo con el Fe y la disolución de sulfato de cobre es cuantitativa. De tal manera que la reacción se llevó a cabo de la siguiente manera:Cu 2+ + Fe0 + 2e Cu0 +2e + Fe2+

Con el Sulfato de Zinc no sucedió nada, la disolución permaneció del mismo color (transparente) y el clavo siguió sin ningún cambio, por lo tanto no hubo ninguna reacción, lo que nos indica que no es una reacción cuantitativa.

Cuestionario.1. Después de haber hecho tus observaciones, da una explicación a los

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 el clavo del punto 3 del procedimiento para saber si ocurrió algún cambio? ¿por qué?

Para identificar inequívocamente a la sustancia depositada es recomendable hacer un espectro, pero si no se cuenta con un espectrómetro se recomienda rociar gas cloro a la sustancia depositada la cual se sospecha que es Cu°, si cambia a un color verde azulado es

que al principio se tenía Cu° y después cambió a Cu2+ para formar el CuCl2.- Al observar el clavo usado en el punto 2 es evidente que no ocurrió

ninguna reacción

2. Determinar la fuerza reductora relativa de Fe, Cu y Zn.〖Fe2+)/〖Fe0〗 -0.44V

〖Cu2+〗/〖Cu0〗 +0.34V

〖Zn2+〗/〖Zn0〗 -0.76V

Problema 2

Se midió la diferencia de potencial creada por las celdas de Zn/ Zn2+// Fe2+/ FeZn/ Zn2+ //Cu2+ /CuFe /Fe2+ //Cu2+ /Cu

Se obtuvo que:Celda ΔE

Zn/ Zn2+//Fe2+/Fe 0.57Zn/ Zn2+//Cu2+/Cu 1.08Fe/ Fe2+//Cu2+/Cu 0.54

Concentraciones:ZnSO4 - 1MCuSO4 - 1MFeSO4 – 1M

Al realizar los cálculos correspondientes se obtuvo lo siguienteCelda ΔE K Q

Zn/ Zn2+//Fe2+/Fe 0.57 1010.75 10-8.24

Zn/ Zn2+//Cu2+/Cu 1.08 1036.76 100.76

Fe/ Fe2+//Cu2+/Cu 0.54 1026.01 107.01

Comparando los valores de las constantes podemos decir que la reacción más cuantitativa es la numero 2 Zn/ Zn2+ //Cu2+/ CuCon una K= 1036.76

Cuestionario.

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

2. Describe cada una de las pilas representadas en el inciso anterior de acuerdo a la nomenclatura aceptada por la IUPAC

1) Zn(s) | ZnNO3 (1M,ac) || FeSO4(1M,ac) | Fe(s)2) Zn(s) | ZnNO3 (1M,ac) || CuNO3(1M,ac) | Cu(s)3) Fe(s) | FeSO4 (1M,ac) || CuNO3(1M,ac) | Cu(s)

Ánodo de zinc Cátodo de cobre

Ánodo de zincCátodo de hierro

Ánodo de hierro

Cátodo de cobre

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

No. 1. Zn2+           Fe2+ Cu2+               Aumenta fuerza oxidante

          Zn0             Fe0           Cu0

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

        1) Zn+ Fe2+ Zn2+ +Fe

        2) Zn +Cu2+ Zn2+ +Cu

        3) Fe+Cu2+ Fe2+ +Cu

 5. Escribe las ecuaciones de Nerst  para cada semirreacción propuesta.

        1) E Fe=E0+(0.06/2)log(Fe2+/Fe0)

  2) E Zn=E0+(0.06/2)log(Zn2+/Zn0)

        3) E Cu=E0+(0.06/2)log(Cu2+/Cu0)

6. Calcula las constantes de las reacciones propuestas, tomando en cuenta los datos experimentales.

1) K= [Zn2+][Fe] / [Zn][Fe2+] = 1010.75

2) K= [Zn2+][Cu]/ [Zn][Cu2+] = 1036.76

3) K= [Fe2+][Cu]/ [Fe][Cu2+] = 1026.01

7. Compara los valores de las constantes de cada reacción y concluye, ¿qué reacción es más cuantitativa?

La reacción más cuantitativa es:Zn +Cu2+ Zn2+ +Cu

Problema 3Medimos el potencial de electrodo de los siguientes pares redox y se obtuvo lo siguiente:

Par REDOX Potencial EAg+/Ag 0.40 VNi2+/Ni -0.08 V

Fe3+/Fe2+ 0.4 VCu2+/Cu 0.04 V

NO3-/NO2

- 0.140 VFe2+/Fe2+ -0.54 V

Cuestionario.

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 óxido reductora relativa.

4. Transforma los valores de potencial obtenidos experimentalmente, respecto al electrodo de calomel a los contendrían con el ENH para ello a los valores experimentales súmales 0.250 V que es el potencial que tiene el electrodo de calomel respecto al ENH

Sumando -(-0.25 V) se obtuvo lo siguiente

Par REDOX Potencial EAg+/Ag 0.75 VNi2+/Ni 0.17 V

Fe3+/Fe2+ 0.65 VCu2+/Cu 0.29 V

NO3-/NO2

- 0.39 VFe2+/Fe2+ -0.29 V

5. Con los nuevos valores de potencial construye una nueva escala en donde se representen los pares redox propuestos en el experimento

Fe2+ Ni2+ Cu2+ NO3- Fe3+ Ag+ Aumento fuerza oxidante

Fe Ni Cu NO2 Fe2+ Ag

6. Escribe la reacción de Nernst para cada semireacción propuesta.

        1) E Fe= E0+(0.06/2)log(Fe2+/Fe0)

        2) E Ni= E0+(0.06/2)log(Ni2+/Ni0)

        3) E Cu= E0+(0.06/2)log(Cu2+/Cu0)

        4) E NO2= E0+(0.06/2)log(NO3-/NO2)

        5) E Fe2+=E0+(0.06/2)log(Fe3+/Fe2+)

        6) E Ag=E0+(0.06/2)log(Ag+/Ag)

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

1. Fe0+¿2+¿→Fe 2+¿+¿0¿ ¿

2.Fe0+Cu2+¿→Fe2+¿+Cu0 ¿¿

3.Fe0+2 Ag+¿→Fe2 +¿+2 Ag0 ¿¿

4. Fe0+2 Fe3+¿→3 Fe2+¿¿ ¿

5. Fe0+NO3−¿+2H +¿→Fe

2+ ¿+ NO2

−¿+H2O ¿

¿¿ ¿

6. ¿0+Cu2+¿→ ¿2+¿+Cu0¿ ¿

7. ¿0+2 Ag+¿→ ¿2+¿+2 Ag 0¿ ¿

8. ¿0+2 Fe3+¿→ ¿2+¿+2 Fe2+¿¿¿ ¿

9. ¿0+NO3−¿+2H +¿→¿

2+¿+NO2

−¿+H2O ¿

¿¿ ¿

10.Cu0+2 Ag+¿→Cu2+¿+2 Ag0 ¿¿

11. Cu0+2Fe3+¿→Cu2 +¿+2 Fe2+¿¿¿¿

12.Cu0+NO3−¿+2H +¿→Cu

2+¿+ NO2

−¿+H2O ¿

¿¿ ¿

13. NO2−¿+2 Ag+¿+H 2O→2 Ag

0+NO3−¿+2H+¿¿¿¿ ¿

14. NO2−¿+Fe 3+¿+H 2O→Fe

2+¿+NO3−¿+2 H+ ¿¿¿¿

¿ ¿

8. calcula las constantes de las reacciones propuestas tomando en cuenta los puntos anteriores

1. K eq=10(2 ) (0.46 )0.06 =1015.33

2.K eq=10(2 ) (1.08)0.06 =1036

3.K eq=10(2 ) (1.44 )0.06 =1048

4.K eq=10(2 ) (1.44 )0.06 =1048

5.K eq=10(2 ) (1.18)0.06 =1039.33

6.K eq=10(2 ) (0.62)0.06 =1020.67

7.K eq=10(2 ) (0.98 )0.06 =1032.67

8.K eq=10(2 ) (0.98 )0.06 =1032.67

9.K eq=10(2 ) (0.72)0.06 =1024

10.K eq=10(2 ) (0.36 )0.06 =1012

11.K eq=10(2 ) (0.36 )0.06 =1012

12.K eq=10(2 ) (0.1 )0.06 =103.33

13.K eq=10(2 ) (0.26 )0.06 =108.67

14.K eq=10(2 ) (0.26 )0.06 =108.67

9.- Compara los valores de las constantes de cada reacción e indica tus conclusiones al respecto.

Conforme los valores de potencial se van acercando en la escala, la constante de equilibrio disminuye, es decir que se vuelve menos cuantitativa, entre más separados estén los pares redox que se usan, mayor es la constante.

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+|Zn°, Fe2+|Fe° y Cu2+|Cu°.

El par Fe2+|Fe° tuvo un valor de -0.79 para nosotros. Si lo comparamos con lo propuesto en el problema 2, despejando de la fórmula para obtener el ΔE, tenemos que:

a) para el Cu2+|Cu° = el ΔE° del Cu sería =1.39V (ΔE+ E ánodo = E cátodo)

b) para el Zn°|Zn2+ = ΔE° del Zn = 0.29V (-ΔE + E cátodo = E ánodo)

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

realiza

mediante

se se aplican se aplican en

suceden entre

gracias a una

con el

que se calcula con

Celda Electroquímica

Reacción de oxido-reducción

Trabajo Eléctrico

Agentes oxidantes y reductores

Diferencia de potencial

Pilas alcalinas

Baterias Recargables

Ecuacion de Nernst

Proceso inverso

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

Análisis de resultados:

Problema No. 1

Cuando se colocó el clavo en el sulfato de cobre (II) este reaccionó inmediatamente pues el cobre se comienza a pegar en el clavo y posteriormente precipita en Cu°, en el clavo queda una placa de color grisáceo; consideramos que en ese lugar se lleva a cabo la reacción Cu 2+ + Fe0 + 2e Cu0 +2e + Fe2+

Con respecto a la reacción   de sulfato de zinc, no se lleva a cabo.

Problema No.2

Al medir la diferencia de potencial, ningún valor nos dio negativo lo cual indica que colocamos el ánodo y el cátodo de manera correcta.Para el caso de las celdas de zinc y de hierro, este último actúa como cátodo, sin embargo con la celda de cobre actúa como ánodo. El zinc para ambas celdas (hierro y cobre) actúa como ánodo.

Conclusión

Como sabemos el Potencial Estándar de Reducción es la espontaneidad, o la tendencia a que suceda la reacción redox entre dos especies químicas. Una reacción redox se puede suponer que es la suma de dos semi reacciones. Durante la presente práctica se construyeron algunas celdas electroquímicas, a las cuales se les midió la diferencia de potencial generado por ellas.

Comprobamos que al realizar la una escala de fuerza reductora y oxidativa, colocando oxidación arriba y reducción abajo, solo se podrán llevar a cabo las reacciones cuya pendiente sea positiva, y así será imposible que se genere una reacción entre especies que generen pendiente negativa. Encontramos así que la reacción más cuantitativas o con mayor constante generada será aquella cuyas especies a reaccionar sean las que cuenten con mayor fuerza reductora y oxidativa, en este caso fueron Zn/ Zn2+ //Cu2+/Cu. En resumen el realizar este tipo de escalas nos ayudan a la predicción de reacciones; y la predicción de si las reacciones que se quieren llevar a cabo son cuantitativas o no cuantitativas dependiendo de cuáles sean los reactivos a utilizar.