“INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL”
UNIDAD PROFESIONAL INTERDISCIPLINARIA DE BIOTECNOLOGÍA
Serrano Gutiérrez Rodrigo Axel Maldonado Vargas Arturo René
Magaly Mejía González Paz Cordero Jorge Emilio
Ingeniería Biomédica
Aguilar Doroteo Doroteo Leticia Leticia
Química General Aplicada
Reporte Practica No. 1 “Introducción Al Trabajo Experimental”
1MM2
12 Noviembre 2012
PRACTICA #9 PREPARACIÓN DE CELDAS ELECTROLÍTICAS Y MEDICIÓN DE POTENCIAL DE CELDA
OBJETIVOS
a) Electrolizar una solución acuosa de yoduro de potasio e Identificar los productos formados. b) Construir una pila voltaica y medir el voltaje que se produce c) Demostrar la producción eléctrica a partir de una reacción química. d) Determinar la serie electromotriz con una papaya. INTRODUCCIÓN
La electrólisis o electrolisis es un método de separación de los elementos que forman un compuesto aplicando electricidad: se produce en primer lugar la descomposición en iones, seguido de diversos efectos o reacciones secundarios según los casos concretos. Electrólisis procede de dos radicales, electro que hace referencia a electricidad y lisis que quiere decir rotura. El proceso electrolítico consiste en lo siguiente. Se disuelve una sustancia en un determinado disolvente, con el fin de que los iones que constituyen dicha sustancia estén presentes en la disolución. Posteriormente se aplica una corriente eléctrica a un par de electrodos conductores colocados en la disolución. El electrodo cargado negativamente se conoce como cátodo, y el cargado positivamente como ánodo. Cada electrodo atrae a los iones de carga opuesta. Así, los iones positivos, o cationes, son atraídos al cátodo, mientras que los iones negativos, o aniones, se desplazan hacia el ánodo. La energía necesaria para separar a los iones e incrementar su concentración en los electrodos, proviene de una fuente de potencia eléctrica que mantiene la diferencia de potencial en los electrodos. En los electrodos, los electrones son absorbidos o emitidos por los iones, formando concentraciones de los elementos o compuestos deseados. Por ejemplo, en la electrólisis del agua, se forma hidrógeno en el cátodo, y oxígeno en el ánodo. Esto fue descubierto en 1820 por el físico y químico inglés Michael Faraday. La electrólisis no depende de la transferencia de calor, aunque éste puede ser producido en un proceso electrolítico, por tanto, la eficiencia del proceso puede ser cercana al 100%. Pila voltaica Alejandro Volta, para estudiar los efectos de la corriente sobre las ancas de rana construyó la pila o columna a la que inicialmente llamó "órgano eléctrico artificial". Volta pensó que lo que él llamó galvanismo era una corriente eléctrica animal. Se le llamó así en honor a Galvani, fundador de la Fisiología nerviosa, que logró crear una corriente uniendo dos metales diferentes por medio de nervios o de músculos de un animal (que se contraían a su paso). Para hacer la pila, Volta apiló, alternándolos, discos de cobre y de cinc de igual tamaño, intercalando entre ellos un trozo de paño húmedo. Esta "pila de discos" empieza y termina con discos de diferente tipo (arriba Cu y abajo Zn). Conectando los discos situados en los extremos por medio de un alambre logró que fluyera un flujo eléctrico por él. Impregnando el trozo de paño intercalado en determinadas sales, la corriente obtenida era mucho mayor.
DESARROLLO EXPERIMENTAL
a) Material *Voltímetro y cables de conexión. *3 vasos de precipitados de 150 ml. *Conector para batería de 8V. *Tubos de ensayo. *Dos electrodos de grafito. *Dos goteros. *Tubo en forma de U. b) Reactivos *Lámina o alambre limpio de: cobre, zinc, plomo, hierro, aluminio y magnesio. *Solución saturada de cloruro de sodio. *Solución de nitrato de zinc, 0.5M. *Solución de nitrato de plomo 0.5M. *Solución de nitrato de cobre 0.5M. *Solución de yoduro de potasio 0.1M. *Fenolftaleína. *Solución de almidón al 1% *Una papaya pequeña (puede ser cualquier otra fruta: manzana, guayaba, pera etc.) . SECUENCIA EXPERIMENTAL
b.1) Electrolisis del yoduro de potasio a) Preparar el aparato de acuerdo con la figura 1. b) Colocar suficiente solución 0.1M de yoduro de potasio para que el tubo quede lleno, dejando 0.5 cm libres en cada boca. c) Conectar los electrodos y electrolizar. d) Después de 10 minutos, desconectar y sacar los electrodos. e) Retirar el líquido café que se encuentra en el lado del ánodo mediante un gotero y transferido a un tubo de ensayo. Agregar 1 ml de solución de almidón agitar. f) Con gotero, tomar 2ml de la solución que se encuentra del lado del cátodo a otro tubo de ensayo. Agregar 3 gotas de fenolftaleína.
b.2) Medición del potencial de celda. Parte I. Pila voltaica formada por las semipilas Zn(s)-Zn2+(0.5M) y Cu(s)-Cu2+(0.5M). 1. En un vaso de precipitados de 150 ml vierta aproximadamente hasta la mitad una solución de nitrato de cobre, Cu(NO3)2, 0.5M. Coloque una placa de cobre en la solución y conecte el electrodo al terminar positivo el voltímetro (figura1). 2. A otro vaso de precipitados de 150 ml, agregue aproximadamente hasta la mitad una solución de nitrato de zinc, Zn(NO3)2, 0.5M. Coloque una lámina limpia de zinc en la solución y conéctela al terminal negativo del voltímetro. 3. Anote la lectura del voltaje, con la semipila en la posición que indica la figura1. 4. Coloque entre los dos vasos el tubo en U invertido (conteniendo solución de cloruro de sodio y tapando los extremos con trocitos de algodón), que sirve como puente salino para conectar las dos soluciones (figura2). Anote la lectura del voltaje. Quite el puente salino. Conserve le vaso con la solución de nitrato de cobre y el electrodo de cobre. Evite que se contamine la solución.
Parte II. Pila voltaica formada por semipilas Pb(s)-Pb2+(0.5M) y Cu(s)-Cu2+(0.5M) 1. Use un vaso de precipitado limpio de 150ml. Construya esta pila como en la Parte I, colocando la solución de nitrato de plomo, Pb(NO)3, 0.5M en el vaso de la izquierda y una lamina limpia de plomo en la solución conectada al voltímetro. 2. La semipila de la derecha está formada por el vaso con la solución de nitrato de cobre y la placa de cobre utilizada en la Parte II. 3. Anote la lectura del voltaje. 4. Continúe como en la parte I.4.
Parte III. Construcción de una pila como una papaya. Determinación de la serie electromotriz. 1. Limpie la grasa y óxido las láminas o alambres de cobre, zinc, plomo, hierro, aluminio y magnesio, para locuaz se aconseja usar primero acetona y luego papel de lija. 2. coloque un alambre o lamina de cobre y una tira o lamina del otro metal dentro de una papaya pequeña a unos 10cm de distancia; conecte estos electrodos a un voltímetro como se hizo en la partes I y II; mida la diferencia de potencial entre los dos metales (figura3).¿Cual es ánodo y cuál es el cátodo? 3. Mantenga el cobre como electrodo fijo y cambie por otro metal el otro electrodo; mida la diferencia de potencial. ¿Observa algún cambio en el voltaje? 4. Si se dispone de tiempo, en lugar de conectar los electrodos a un voltímetro, use un foco o un timbre para demostrar la existencia de una corriente eléctrica. Esta parte es opcional, y podría constituir, a juicio del profesor, un experimento adicional de carácter investigativo.
DIAGRAMA DE BLOQUES
Electrolisis KI
Más 1mL de almidón y agitar
2mL del lado del cátodo
Aparato
Transferir tubo de ensayo
3 gotas de fenoftaleina
Conectar electrodos, electrolizar
Gotero
10min sacar electrodos
Retirar liquido café
ANÁLISIS DE RESULTADOS
Parte I. 1. ¿Podrá funcionar la pila cuando se dispone como en la figura 1? Si. 2. ¿Cuál es el propósito del puente salino? Aislar los contenidos de las dos partes de la celda mientras se mantiene el contacto eléctrico entre ellas. Parte II. Teniendo en cuenta las características de la pila descrita en la parte I: 1. ¿Cuál es la semi reacción espontánea que tiene lugar en la: a) semipila Zn(s)-Zn2+(0.5M) Cu2++ 2e +Zn°--------Cu0 + Zn2+ +2e b) semipila Cu(s)-Cu2+(0.5M) Cu2++ 2e +Pb°--------Cu0 + Pb2+ +2e 2. Describa la semi reacción total. Pb(s)|Pb 2+ (ac), 0.5M||Cu 2+ (ac),0.5M|Cu(s) 3. ¿Cuál es la dirección del flujo de electrones a través del alambre que conecta los electrodos de zinc y de cobre? De Zn a Cu De Pb a Cu 4. ¿Cuál es la dirección del flujo de iones negativos a través del puente salino? Ánodo cátodo De Cu a Zn Ánodo Cátodo De Cu a Pb 5. ¿Que índica la variación del voltímetro? La velocidad de las reacciones de las semipilas Parte III. 1. ¿Qué cambios pudo observar en el ánodo y en el cátodo de las dos pilas voltaicas construidas? Debido a que se ocuparon sustancias distintas en las dos pilas construidas, las reacciones que se llevaron a cabo fueron diferentes reaccionando por ende de una manera física distinta (Voltaje). 2. ¿Qué observaciones puede hacer sobre el aspecto de los electrodos? Se empezaron a obscurecer cada vez mas conforme transcurría el tiempo en el que se encontraban sumergidos dentro de las diferentes sustancias que se ocuparon.
Parte IV. Con relación a la parte III: 1. Para cada medida, ¿cuál es el ánodo y cuál es el cátodo? ¿Cuál es la dirección del flujo de electrones? Zinc- Ánodo Cobre-Cátodo Aluminio- Ánodo Cobre- Cátodo Plomo- Ánodo Cobre- Cátodo Fierro- Ánodo Cobre- Cátodo Dirección de flujo de electrones: de ánodo a cátodo. 2. ¿Donde se realiza la oxidación? ¿Dónde la reducción? Escriba las ecuaciones correspondientes. Ecuación 1
Se oxida
Se reduce
Ecuación 2
Se oxida
Se reduce
Ecuación 3
Se oxida
Se reduce
Ecuación 4
Se oxida
Se reduce
3. De acuerdo con los voltajes obtenidos, construya un tabla de potenciales de reducción para lo cual deberá ordenar los metales empleados de mayor a menor tendencia a reducirse.
Ecuación 1
Ecuación 3
Teórico
Ecuación 2
0.90V Experimental
Teórico
0.41V Experimental
Teórico
0.50V Experimental
Teórico
0.44V Experimental
Ecuación 4
CONCLUSIONES
¿Se cumplieron los objetivos de la práctica? Si ¿Qué se puede concluir sobre la relación entre las propiedades estudiadas y la estructura molecular de las mismas? La estructura molecular y sus características son fundamentales para poder comprender el porqué se pueden formar semipilas con diversas sustancias, y como sus potenciales normales de reducción interactúan para dar como resultado energía eléctrica. ¿Qué sugiere para obtener resultados más confiables y precisos? Concentración de sustancias exactas, correcto ensamblaje de dispositivos, limpieza en los electrodos para evitar contaminantes en las sustancias. PREGUNTAS Y EJERCICIOS
1. a) Calcular el valor de Eº para la pila construida en la parte I. Use la tabla de potenciales de reducción del Apéndice I. ELECTRODO Pb/Pb 2+ Cu2+/Cu
REACCION Pb2+ + 2e= Pb Cu2+ + 2e= Cu
E(en volts) -0.126 0.521
E°pila= E°oxidante + E°reductor E°pila= 0.126 + 0.521 E°pila= 0.647 V b) ¿Cuáles son los resultados experimentales comparados con los valores calculados? Varía un poco los resultados pero es debido a factores que intervienen como la temperatura y algunas sustancias que se encuentran en el ambiente. El resultado experimental fue de 0.46 V y el calculado de 0.647 V. 2. ¿Cual es la diferencia entre una pila voltaica y una pila electrolítica? Una celda voltaica es aquella en que se produce una reacción espontanea que produce energía eléctrica. También podemos decir que es un dispositivo en que los electrones transferidos por una reacción de redox son forzados a pasar por un conductor externo en vez de actuar entre los reactivos, ejemplo, una pila seca. Una celda electrolítica se aplica electricidad para que se realice una reacción no espontanea, se utiliza para procesos de electrodeposición, galvanizado, etc. 3. ¿En qué consiste una pila seca y una pila de mercurio? Una pila seca está formada por celdas electrolíticas galvánicas con electrolitos pastosos. Una pila seca común es la pila de zinc-carbono, que usa una celda llamada a veces celda Leclanché seca, con un voltaje nominal de 1,5 voltios. La batería de mercurio es utilizada en operaciones más finas que la pila de Leclanché, porque tiene la capacidad de dar un voltaje más constante, potencia más alta y vida más larga. Esta pila consiste en un cilindro de acero inoxidable, en el cual se contiene un ánodo que es una amalgama de cinc y mercurio, en contacto con un electrolito sumamente alcalino que consta de óxido de cinc y óxido de mercurio (II).
4. ¿Qué conclusiones puede sacar de la Parte III del experimento? ¿Cuál es la función de la papaya? ¿Qué otras frutas podría usar para obtener el mismo o mejor resultado? En nuestro caso utilizamos un limón el cual nos dio muy buenos resultados, mientras más ácida sea la fruta mejor conductor será. 5. ¿Qué tipo de pila es la batería de un automóvil? ¿Explique su respuesta? Las baterías (o acumuladores) son sistemas electroquímicos cuyo objetivo es almacenar energía. Podemos distinguir dos tipos de baterías: Las baterías de arranque: Se usan en los vehículos convencionales (de motor de combustión interna), deben aportar mucha energía de golpe durante una corta duración (el arranque). Las baterías de tracción: Deben soportar ciclos de descargas importantes y constantes, se usan en los vehículos eléctricos. - Plomo-Acido: utilizadas sobre todo en los automóviles convencionales como baterías de arranque. Plomo-Gel: Sin necesidad de mantenimiento, se utilizan mucho en los vehículos eléctricos. - Plomo-Silicona: Comienzan a hacer su aparición en el mercado, ofrecen más resistencia que las baterías tradicionales. 6. En la biblioteca, investigue cómo opera la batería del flash de una cámara fotográfica. Un sistema de flash de cámara básico tiene principalmente tres partes: Una pequeña batería que sirve para alimentar el flash, un tubo de gas descargable que es el que produce el flash, y un circuito hecho de un número de componentes electrónicos que conecta la fuente de energía al tubo que produce la luz. BIBLIOGRAFÍA
*http://www.fq.uh.cu/dpto/qf/uclv/infoLab/practics/laboratorio/ayuda/utiles.htm#vidrioreloj *http://www.salud.gob.mx/unidades/cdi/documentos/amoniaco.pdf *http://www.cecyt15.ipn.mx/polilibros/quimica_i/laboratorio/materia.htm *http://www.matpel_hazmat.galeon.com/ *http://www.arpsura.com/cisterna/articulos/142/ *Guzmán, D.D., Jiménez .Z.J., Polanco.H.V.,Ulloa.C.E. Introducción a la Técnica Instrumental. Instituto Politécnico Nacional. Primera Edición 2001.México.D.F *Ladrón de Guevara O. Guía de seguridad para Laboratorios con Agentes Químicos. Instituto de Investigaciones biomédicas. *Mallinckodt, Laboratory Chemicals Catalog. 1999- 2000. *Manual Merk, Productos y reactivos químicos 1999-2000.
