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APELLIDOS Y NOMBRE ALUMNO:
José Hugo Valiente
NÚMERO DE ALUMNO:
GRUPO
F.
APELLIDOS Y NOMBRE ALUMNO: NÚMERO DE ALUMNO:
Práctica 6. Electroquímica.
FECHA DE REALIZACIÓN:
1. Objetivos de la práctica.
- Crear una pila casera para convertir energía química en eléctrica, aprovechando una reacción redox espontánea.
- Construir una pila Daniell, medir el potencial generado y aplicar/comprobar la ecuación de Nerst
- Comprobar en qué condiciones se produce el fenómeno de la corrosión del hierro, y los efectos que tiene la mecanización y presencia de otros metales
- Realizado el cobreado de una pieza metálica mediante una reacción redox, y comprobar las leyes de Faraday
2. Parte 1.
¿Qué función hace el limón en la pila casera construida?
El limón sirve como electrolito; es decir, al contener iones libres en su medio interior, éste sirve como medio conductor de la electricidad. Así se permite el paso entre los dos electrodos( clavo de zinc y moneda de cobre).
¿Por qué mejora el resultado de la experiencia al chafar previamente el limón con la palma de la mano haciéndolo rodar sobre la mesa?
La circulación de la electricidad mediante el medio interior del limón, se realiza preferiblemente con éste estando en medio líquido. Lo que se pretende aplastando el limón haciéndolo rodar sobre la mesa es conseguir que haya zumo de limón por dentro de éste, para así la circulación de electrones sea mejor.
Relaciona y justifica los potenciales medidos en la pila inicial y en las pilas montadas en serie.
En la pila inicial obtenemos un potencial de 1,004 V. Al realizar la pila con los dos limones, obtenemos un potencial de 2 V. Eso quiere decir que los dos limones en serie producen el doble de potencial que uno sólo. Al conectar los cuatro limones en serie obtenemos un potencial de 1,8 V. Este dato es paradójico ya que según lo observado antes, el potencial debería rondar los 4 V.
Práctica 5. Síntesis de un compuesto orgánico.Obtención de jabón.
3. Parte 2.
¿Cuál es la función de la tira de papel de filtro impregnada en la pila construida?
La tira de papel de filtro fue impregnada en una disolución saturada de cloruro potásico, para actuar como puente salino. La función de este puente sirve para mantener la neutralidad eléctrica en ambos electrodos, al pasar los cationes K+^ al cátodo, y los iones Cl-^ al ánodo
Mediante la ecuación de Nernst, la tabla de potenciales estándar de electrodo y el cálculo de las concentraciones iónicas utilizadas, determinar cuál debería ser el potencial medido.
- Las reacciones que se producen en las celdas de semireacción son las siguientes:
Semireacción Potencial eléctrico Ánodo -0,763 V
Cátodo - 0,340 V
- Concentración molar
- Concentración molar
- Ecuación de Nerst
, dónde
El potencial de ésta pila Daniell es 1,103 V
Relaciona los potenciales medidos en la pila Daniell y en las pilas limón.
En la pila Daniell que hemos construido, obtenemos un potencial de 1,103 V. Por otra parte, el potencial obtenido en la pila casera es de 1,004 V. Por lo tanto podemos concluir que estamos delante de dos pilas casi idénticas, debido a que producen un potencial casi igual.
Práctica 6. Electroquímica.
Por otro lado, al haber hidroxiles en el medio, éste se alcaniliza y provoca que la fenolftaleína, indicador ácido-base con un intervalo de viraje de 8-10, se torne de color rosa.
En los clavos cincado y cromado no se observa esta coloración ya que éstos tienen una mayor resistencia a la corrosión, al tener el potencial de reducción es más pequeño que el del hierro. El mismo caso es el del cobre
Consultar la tabla de potenciales de reducción estándar para el hierro, el zinc, el cobre, el cromo y el aluminio y responded a las siguientes preguntas: a). Comparando el Fe con cada uno de los otros metales, indicar en cada caso cuál tiene mayor capacidad para oxidarse.
Los potenciales de reducción estándar de estos elementos son:
- Hierro: +2,87 V
- Zinc: -0,67 V
- Cobre: +0,34 V
- Cromo: - 0,41 V
- Aluminio: -1,68 V
Un elemento tiene mayor capacidad para oxidarse cuando más grande es su potencial de reducción. Por lo tanto, en orden, tenemos que:
b) ¿Por qué los materiales de aluminio sufren una corrosión mucho más lenta que los de hierro?, ¿Sería el aluminio un buen protector para evitar la corrosión del hierro?
Sufren una corrosión mucho más lenta debido a que su potencial de reducción es mucho más pequeño, en comparación con el aluminio. Por lo tanto tiene poca tendencia a oxidarse. El aluminio sería un buen protector para evitar la corrosión del hierro, si se impregnara éste de una capa de óxido de aluminio por ejemplo
Explicar el motivo de que, a menudo, se pongan bloques de Mg en los barcos de acero o en los calentadores de agua.
Si ponemos bloques de Mg en los barcos de acero, se formaría una pila. El Manganeso actuaría como cátodo, y el acero como ánodo. Al producirse la reacción red-ox, el material que se disolverá será el manganeso, y no el acero; por lo tanto de esta manera se protege al barco.
5. Parte 4.
Determinar la cantidad de cobre que se ha depositado sobre el objeto metálico.
La masa inicial del objeto es de 56,4 g. La masa final del objeto es de 57,31 g. Por lo tanto, se ha depositado 0,91 g de cobre
Determinar la cantidad de corriente que ha circulado por el circuito mientras ha durado la electrólisis.
Práctica 6. Electroquímica.
Comprobar si vuestro experimento ha cumplido las leyes de Faraday (consultar la bibliografía).
Las leyes de Faraday dicen lo siguiente:
- 1 ra ley de Faraday de la electrólisis - La masa de una sustancia alterada en un electrodo durante la electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de electricidad transferida a este electrodo.
- 2 da ley de Faraday de la electrólisis - Para una determinada cantidad de electricidad, la masa de un material elemental alterado en un electrodo, es directamente proporcional al peso equivalente del elemento. El peso equivalente de una sustancia es su masa molar dividido por un entero que depende de la reacción que tiene lugar en el material.
Podemos decir que si se cumplen las leyes de Faraday
Determinar, de acuerdo con vuestros datos experimentales cuál es el peso equivalente del cobre (peso depositado con el paso de un mol de electrones) y cuál sería su peso atómico
6. Incidencias destacables en el desarrollo de la práctica.
No ha habido ninguna incidencia destacable en el desarrollo de la práctica
7. Bibliografía u otras fuentes consultadas.
http://es.wikipedia.org/wiki/Ley_de_Faraday_de_la_electr%C3%B3lisis
http://catedras.quimica.unlp.edu.ar/correlacion/TP/24electro2Pilas.pdf
http://es.wikipedia.org/wiki/Anexo:Tabla_de_potenciales_de_reducci%C3%B3n
Apuntes tema 8: Reacciones redox
