UNIVERSIDAD NACIONAL AUTONOMA DE MÉXICO

Facultad de QuímicaSemestre 2015-1

Práctica 2. “Construcción de Escalas de Potencial y su aplicación a la predicción de reacciones.”

Elaboró: Arganis Ramirez Carlos Andrés

Objetivos:o Describir el ΔԐ como parámetro para la predicción de una reacción redox.o Comparar la fuerza reductora relativa del Fe, Cu y Zn dentro de una disolución de

CuSO4 o ZnSO4 con un clavo de Fe.o Comparar el potencial eléctrico creado por las celdas voltaicas de (Zn ǀZn2+ǁFe2+ǀFe);

(FeǀFe2+ǁCu2+ ǀCu) ; (ZnǀZn2+ǁCu2+ǀ Cu), así como calcular la constante de equilibrio.o Medir el potencial eléctrico de diversos pares redox con el empleo del electrodo de

calomel.

Resultados.

Problema 1

Al introducir el clavo de Fe en un volumen aproximado de 5mL de disolución de CuSO4 (disolución azul) 0.1 M, el clavo se comenzó a pintar de un color rojizo; color semejante al cobre, donde posteriormente este se tornó de color café obscuro. Este proceso disminuyo la coloración azul de la disolución y en la superficie realizo una coloración ligeramente amarillenta.La reacción efectuada en este proceso fue la siguiente:

Fe(s) + Cu2+(ac) ↔ Cu(s) + Fe2+

(ac)

Donde, el producto del cobre metálico (Cu(s)), es el producto que realizo la coloración del clavo de Fe, mientras que la presencia del Fe2+ produjo la coloración amarillenta en la superficie de la disolución de CuSO4.

b) El clavo de Fe no efectuó ningún cambio en la disolución de ZnSO4 (disolución incolora) 0.1 M, el clavo libre de óxido permaneció intacto y en la disolución no ocurrió ningún cambio de coloración. Esto se debió a que las condiciones en las que se encontraban el Fe y el Zn (como Zn2+), no son favorables de acuerdo con la escala cualitativa de óxido-reducción siguiente:

Oxidantes Zn2+ Fe2+ Cu2+

-0.76 V -0.44 V 0.34 V Zn Fe Cu Reductores

Las pendientes negativas entre especies no son favorables en procesos de óxido-reducción; pues aunque el Zn es un reductor más fuerte que el Cu, el Fe al estar en contacto con el Cu2+ tuvo una fuerza reductora relativa más fuerte que la creada por el Zn (esto se debe al tipo de especie presente en las reacciones de cada uno de los metales problema).

Problema 2En el proceso experimental fueron obtenidos los valores de ∆E por medio del voltímetro. Estos valores experimentales son los empleados para los cálculos, y así llenar la tabla que se muestras en la parte inferior.

Tabla 1. Constantes de Equilibrio y Coeficientes de Reacción de las celdas electroquímicas.

Notación de la Celda Electroquímica

Ánodo Cátodo ∆Eexp ∆Eo k

ZnǀZn2+ (1.0 M)ǁFe2+ (1.0 M)ǀFe Zn2+ǀZn (-0.76 V) Fe2+ǀFe (-0.44 V) 0.39 V 0.32 V 1010.84

FeǀFe2+ (1.0 M)ǁCu2+ (1.0 M)ǀCu Fe2+ǀFe (-0.44 V) Cu2+ǀCu (0.34 V) 0.28 V 0.78 V 1026.44

ZnǀZn2+ (1.0 M)ǁCu2+ (1.0 M)ǀCu Zn2+ǀZn (-0.76 V) Cu2+ǀCu (0.34 V) 0.97 V 1.10 V 1037.28

Ejemplos de los cálculos.

Determinación de la ∆ Eo.

∆ Eo=Eo cátodo−Eoánodo ∆ Eo=(−0.44 V )−(−0.76V )=0.32V

Determinación de k.

Se sabe que la ecuación de nerst es la siguente: (∆ E=0.6n

¿

Despejando K y tomando en cuenta de que el valor de Q tiende a cero se obtiene:

k=10n (∆ Eocelda )

0.06 k=102(0.32V )0.06 =1010.84

Tabla 2. Semirreaciones ocurridas en cada una de las celdas electroquímicas.

Notación de la Celda Electroquímica

Reacción de Oxidación

Reacción de Reducción Reacción Redox de la Celda Electroquímica

ZnǀZn2+ (1.0 M)ǁFe2+ (1.0 M)ǀFe Zn(s) ↔ Zn2+(ac) + 2e- 2e- + Fe2+

(ac) ↔ Fe(s) Zn(s) + Fe2+(ac) ↔ Zn2+

(ac) + Fe(s)

FeǀFe2+ (1.0 M)ǁCu2+ (1.0 M)ǀCu Fe(s) ↔ Fe2+(ac) + 2e- 2e- + Cu2+

(ac) ↔ Cu(s) Fe(s) + Cu2+(ac) ↔ Fe2+

(ac) + Cu(s)

ZnǀZn2+ (1.0 M)ǁCu2+ (1.0 M)ǀCu Zn(s) ↔ Zn2+(ac) + 2e- 2e- + Cu2+

(ac) ↔ Cu(s) Zn(s) + Cu2+(ac) ↔ Zn2+

(ac) + Cu(s)

Análisis y Observaciones Experimentales (Parte 2)

a) De acuerdo a los resultados de la tabla1, puede apreciarse que la reacción ocurrida en la celda conformada por los pareas ZnǀZn2+ǁCu2+ ǀCu es una reacción más cuantitativa, pues el valor de la constante de equilibrio (k) tiene un valor más grande, comparado con los de las otras celdas electroquímicas, lo cual indica que es favorecido el equilibrio hacia los productos. A su vez, la celda de los pares ZnǀZn2+ǁFe2+ǀFe aparenta ser la reacción menos cuantitativa.

b) Los valores obtenidos por el voltimetro son acercados a los valores reportados en la literatura lo que nos indica que hubo un buen manejo del mismo y la localización adecuada del ánodo y cátodo en las celdas.

Problema 3

Los resultados obtenidos para esta parte de la práctica, fueron los siguientes; donde se puede apreciar una gran diferencia en los potenciales de distintos pares redox, según el tipo de electrodo empleado en el sistema.

Tabla 3. Potencial eléctrico de pares redox.Sistema ∆E exp Eo teo ∆E exp (EC)

Ni2+/Nio -510 mV - 0.28 V -0.98 VFe2+/Feo -500 mV - 0.50 V -1.2 VFe3+/Fe2+ 685 mV 0.77 V 0.07 VCu2+/Cuo 290 mV 0.34 V -0.36 V

Ejemplo de cálculo

Determinación de ∆E respecto a EC.

∆ ECu¿=340mV−700mV=−360mV ¿

Escala de potencial teóricos de los pares redox empleados.

Oxidantes Fe2+ Ni2+ ENH NO3

- Cu2+ Fe3+ - 0.44 V - 0.28 V 0.0 V 0.094 V 0.34 V 0.77 V

Fe Ni NO2- Cu Fe2+

Reductores

Análisis y Observaciones Experimentales (Parte 3)

a) En el caso de la reacción más cuantitativa de los datos experimentales dicha reacción lo es por tener una mayor transferencia de electrones en comparación a la menos cuantitativa, pues el Fe 3+ es el reductor más fuerte, y el Fe es el reductor más fuerte. (no siempre los oxidantes y reductores más fuertes, producen las reacciones más cuantitativas).

b) La variación entre los valores de las constantes de equilibrio de los datos experimentales con respecto a los teóricos se debe en gran parte a las diferencias en los potenciales empleados en los cálculos; pues a un mayor aumento en el potencial, mayor es el valor de la constante de equilibrio del proceso de oxido-reducción. Con ello se puede tomar un parámetro de que reacción es más cuantitativa pues dichas reacciones con valores más grandes en su constante tendrán su equilibrio se desplaza hacia los productos.

ConclusionesLa construcción de una escala de potencial, es una gran herramienta para la predicción de reacciones, pues en ellas se registra el potencial de cada par redox y se puede apreciar fácilmente la cantidad del número de electrones intercambiados en dichos procesos redox.

Los valores experimentales de los potenciales que se pueden obtener de un par redox, dependerán del tipo de proceso que se emplee en su medición, así como de los electrodos que sean empleados.

La ecuación de Nernst puede ayudar a determinar los valores de las constantes de equilibrio y los coeficientes de reacción que son factores para determinar si una reacción es cuantitativa o no cuantitativa.

Bibliografía:Fundamentos de Química Analítica. Teoría y Ejercicios. 2° edición.Departamento de Química Analítica. Pilar Cañizares Macias & Georgina Aduaerte Lisci. Pág.:20-26, 218-219Referencias2 Brown, Theodore L. “Química, la ciencia central”.Editorial Pearson Prentice Hall, 9ª edición. México 2004, Página 791