Celdas electroquímicas (página 2)

Partes: 1, 2

4.- Electrodo metal-sal insoluble:
consiste en un metal en contacto con una sal insoluble del mismo,
que a su vez está en contacto con una disolución,
que contiene el anión de la sal. Generalmente se utilizan
como electrodos de reducción.

Ejemplo:

El electrodo más utilizado es el electrodo de
Calomelanos, el cual consiste en mercurio
metálico en contacto con calomelanos que a su vez está en
contacto con solución de iones cloruros.

Ecuación de Nernst: Dependencia de la fem
con la actividad de los reactivos.

Se tiene la reacción final.

Para un mol de A la energía libre es:

Para a moles:

Para los otros reactivos:

Donde:

Si el sistema alcanza
el equilibrio la
pila no realiza trabajo: Fem.
=0

Una pila galvánica

Es una pila electroquímica en la que una
reacción química origina una
corriente
eléctrica. Está formada por dos electrodos
(conductores sólidos) comunicados eléctrica e
iónicamente.

( Conductor sólido para que los electrones
puedan circular del electrodo negativo al positivo.

( Un tabique poroso o puente salino (formado por
un tubo en "U" taponado en los extremos con algodón
y que contiene una disolución de un electrolito fuerte
como Cualquiera
de estos sistemas permite
la difusión de iones de una semicelda a la otra, para
mantener la neutralidad eléctrica.

En las pilas, como se
comentó anteriormente, se denomina

( Ánodo, al electrodo negativo, donde
tiene lugar la oxidación y

( Cátodo, al electrodo positivo, donde
tiene la reducción.

En la figura se representa un ejemplo de pila
voltaica.

Una de las cubas contiene una solución de
y un electrodo de
Zn; la otra contiene una solución de y un electrodo de Cu. Ambas
cubas están unidas por un puente salino y los electrodos
eléctricamente. Un voltímetro medirá la
diferencia de potencial entre los electrodos, que corresponde con
el paso de los electrones por el circuito externo.

De tablas se comprueba que el Cu tiene más
tendencia a reducirse (e° = 0,34 V) que el Zn (e° = -0,76
V) (recordemos, mayor potencial de reducción significa
mayor tendencia a reducirse). Al cerrar el circuito
eléctrico, por tanto, los electrones fluirán por el
circuito externo del ánodo (Zn) al cátodo (Cu), lo
que se pone de manifiesto como una diferencia de potencial medida
por el voltímetro.

¿Qué reacciones ocurren por
tanto?: Cada átomo de
cinc que se oxida cede dos electrones, que pasan a otra cuba por el
circuito externo, donde reducen a un ión Cu+2, que se
deposita en el electrodo de cobre, como Cu
metálico.

Simultáneamente, los iones del puente salino
tienen que emigrar para neutralizar la carga el los
compartimentos de la celda, pues si observamos cada una de las
reacciones, en el ánodo aumenta el número de iones
positivos mientras que en el cátodo disminuye. Al ir los
aniones hacia el ánodo y los cationes hacia el
cátodo se logra la neutralidad eléctrica de ambas
cubas.

Procedimiento
experimental

1. REACCIONES REDOX

Una reacción típica es la que vimos en
el laboratorio en la que hicimos reaccionar el zinc y
para la cual
mostramos las reacciones que se dieron:

La semirreacción de oxidación muestra como los
átomos de Zn se oxidan a iones Zn+2

Mientras que en la semirreacción de
reducción, los iones H+ se reducen, proporcionando
moléculas de H2:

Por lo tanto, la oxidación y la reducción
ocurren a la vez, en la misma reacción, no se puede
producir una sin la otra, no hay cambio en el
número de electrones en una reacción redox. Los
electrones perdidos en la semirreacción de
oxidación son los ganados por otra especie en la
semirreacción de reducción.

El H+ es el agente oxidante y el Zn es el agente
reductor.

Una reacción típica de este tipo es la
que se produce entre hierro y HCl.

Fe (s) + 2 H+(ac)

Debido al color azul que demuestra esta
reacción, podemos inferir que se encuentra el
ión Fe2+, el cual hace que el ferricianuro de potasio
se tiña de ese color. (Esta conclusión se basa
en el marco teórico).

Entonces la reacción que encontramos aquí
sería la siguiente:

Como se puede ver, el hierro se
oxida formando el ión liberando 2 electrones

Por otro lado el y el aire presente,
específicamente el O2, reaccionan con los electrones
liberados por el hierro formando iones hidroxilos, que luego
reaccionan con el ion hierro (II), formando hidróxido de
hierro:

Que produce que la fenolftaleína se
tiña de color
rosado.

Por acción
del aire y el agua, el
se oxida dando
origen alque
también tiñe de rosado a la fenolftaleína,
que luego se convierte en oxido ferrico hidratado, que es el
color anaranjado:

Finalmente podemos llegar a la reacción
final:

Que según la teoría
corresponde a la corrosión de hierro. Se debe explicar que
el índice x al lado izquierdo de las moléculas de
agua
corresponde a que el número de moléculas de agua
que reaccionan es indeterminado.

Zn: Es el más extraño de los
experimentos, ya que el color azul es mínimo. Debido a
la tendencia a oxidarse del cinc (potencial de
oxidación: 0.76 volts), este se oxida antes que el
hierro, formando una capa protectora que impide la
corrosión del hierro.

Las reacciones serían las siguientes a partir de
la idea general de la corrosión del hierro:

(Color morado de la fenolftaleína)

(óxido de zinc)

La aparición de un amarillo distinto al del
ferricianuro sería producto de la
formación del óxido de zinc, esto no significa que
el ferricianuro reaccione con el zinc, sino, por el contrario, el
color es producto de la formación de óxido de
zinc.

Celdas
electroquímicas

1. Descripción Visual

El equipo armado consta de dos electrodos sumergidos en
una solución salina al 0.8%, Se escogió una
solución salina puesto que esta provee una mayor cantidad
de iones que el agua potable,
dichos iones aumentan la conductividad de la solución y
por lo tanto el movimiento de
los iones dentro de ella que conducen la corriente
eléctrica.

Al introducir los electrodos de platino dentro de la
solución y conectarlos en serie con el rectificador de
voltaje nos dimos cuenta que al variar el potencial dentro del
rectificador, se desprendía una cantidad variable de
burbujas que indicaban la producción de hidrógeno.

La producción de hidrógeno se
inició cuando el voltaje aplicado fue de 2.5 V y a mayores
voltajes el burbujeo de hidrógeno aumentaba.

Cuando se colocó una gotas de fenoftaleína
se observo que en la interfase líquido ambiente se
produjo una coloración grosella lo que indica que el
pH en esa
región se encontraba entre 8 y 10.

2. Descripción
teórica

Lo ocurrido en este caso es una electrólisis en la cual se observan 2
semiceldas cada una de ellas con un electrodo de
platino:

Hecho que cumple con lo observado puesto que en un
electrodo hay un burbujeo, producto del hidrógeno y en el
otro ocurre la coloración grosella producto de los iones
oxidrilo.

Ahora estas reacciones ayudan a verificar visualmente
cual sería el ánodo y el cátodo. Como se
sabe en el cátodo ocurre la reducción, por lo tanto
si observamos la presencia del hidrógeno lo
identificaremos, y para el caso del ánodo lo
podríamos hacer o por descarte o tal y como hicimos en el
experimento utilizando la fenoftaleína.

Otro punto resaltante es que los signos de los
electrodos cambian dentro de esta celda comparada con la celda
galvánica. Aquí el cátodo es positivo y el
ánodo negativo.

3. Explicación teórica

Debido a que el agua era la sustancia presente en mayor
cantidad dentro de la solución y que las sales no
tenían más efecto que el de aumentar la
conductividad entonces las semireacciones tendrían que ser
entre el O2/OH- y el H2/H+. Luego al observar los potenciales de
reducción

Lo que indica que el potencial de la celda sería
E=-0.83-1.23=-2.06V

Por lo tanto esta reacción es no
espontánea. Para hacer que reaccione se necesita aplicar
un voltaje igual a la FEM de esta celda: 2. 06 V. Sin embargo el
potencial obtenido experimentalmente era de 2.5V. Este aumento de
voltaje es el denominado sobrevoltaje el cual tiene su origen
debido a velocidades lentas de reacción en los
electrodos.

Por lo tanto mientras mayor sea el voltaje aplicado
mayor será la producción de este tipo de
reacciones

Observaciones

reacciona inmediatamente, ya que comienzan a salir
burbujas cada vez más rápido al pasar el
tiempo. Además el HCl comienza a adquirir una
tonalidad amarilla.
comienza a reaccionar, salen leves burbujas que
comienzan a emerger. Además el líquido
también comienza a tornarse amarillo. Tanto las
burbujas como la tonalidad amarilla del HCl son en menor
cantidad que la reacción con el Fe. El desprendimiento
de burbujas sobre la superficie del metal de Zn al
agregársele gotas de acido clorhídrico es
debido a la reducción de los iones hidronio presentes en el acido
que al ganar los electrones perdidos por el Zn se forma la
molécula diatómica de
En el experimento de oxidación del Zn se noto
un cambio de viraje a un color marrón – rojizo,
debido a la formación de complejos estabilizados
formados entre el catión Zn+2 y el indicador
ferricianuro de potasio 1N.
Clavo normal: en un principio se pueden observar que
se forman colores como el azul, el rosado y amarillo, que
aparentemente salen de todo el clavo, menos en la parte de un
poco antes de la cabeza. Luego de un tiempo se puede observar
que se forma como una mancha de color azul y con algunos
matices verdosos. Luego de varios días sigue la
gelatina logro conservar la mancha azul, que esta más
opaca.
De igual manera en el experimento de
oxidación del hierro presente en el clavo de acero se
noto un cambio de viraje del indicador a un color azul
producto también de la formación del complejo
estable del Ion Fe+2 con el indicador ferricianuro de
potasio.
Con zinc: a diferencia de los anteriores este clavo
se demora mucho más en reaccionar, y cuando lo hace
sólo sale de la parte que está rodeada de cinc
un color amarillento tenue y leves "hilitos" rosados del
resto del clavo. Luego de días, ya solidificada la
gelatina, podemos observar solo una mancha un poco más
oscura que la gelatina alrededor de donde esta el cinc, sin
que se observen rastros de colores azules y/0 rosados.
Además cabe destacar que el cinc ya no es una cinta,
sino que es como un polvito.

Conclusiones

Podemos concluir que en este caso nos encontramos
con una reacción redox, debido a que hay transferencia
y aceptación de electrones por parte de especies
distintas dentro de la reacción. En este caso, el
hierro y el zinc.
Es teóricamente espontánea, ya que la
suma de los potenciales de las semirreacciones es positivo,
lo que habla de una generación de electricidad; esta
espontaneidad se ve corroborada con la
experimentación.
Podemos concluir también, a partir del marco
teórico que esta reacción se trata de una
corrosión ya que se forma cloruro férrico, que
produce el deterioro del hierro.
El sentido de la corriente tanto para una celda
electrolítica y par una celda galvanica es el
mismo.
En este experimento encontramos la corrosión
del hierro, que es una de las más comunes de todas y
la cual consta de varios pasos que la convierten en un
proceso complejo.
Podemos concluir que este indeseable proceso puede
ser disminuido con el uso de otros materiales que sirvan de
escudo para este proceso; por ejemplo el Mg es un metal, que
se corroe fácilmente, por lo que forma una capa
protectora que impide que la corrosión llegue en este
caso al hierro, ya que se forma una capa de óxido
alrededor de él. Por otro lado esta el cinc, que es
más resistente que el hierro contra la
corrosión, por lo que se convierte en un eficaz escudo
para impedir que ocurra la corrosión. Finalmente
está el caso del cobre, que protege al hierro formando
hidróxido, impidiendo así que los
hidróxilos ataquen al hierro.
Se concluye también que la oxidación
ocurre en las puntas del clavo normal, ya que ahí es
donde se concentra la mayor cantidad del oxido férrico
producido por la corrosión. Esto se explica ya que los
electrones deben cruzar por el clavo para poder llegar a las
puntas y reducir el oxígeno molecular, por esta misma
razón, el clavo doblado se corroe más: ahora
tiene tres puntas donde pueden llegar los electrones a hacer
su labor
Para la comprobación de que si existe
oxidación de un metal activo se pueden utilizar varios
métodos cualitativos uno de ellos es la adecuada
utilización de indicadores colorimétricos, que
poseen determinados colores dependiendo del medio o por la
formación de complejos estables con los iones
presentes en la disolución.
La coloración rojo grosella se debe a la
fenoltaleina y a la reacción catódica producida
ya que esta libera iones OH- los cuales generan un medio
básico y por ende presentan esa coloración,
además se noto que las zonas donde el color era mas
pronunciado eran las zonas catódicas y estas zonas
eran la pinta y la cabeza del clavo esto se debe a que en
esas zonas se realizo mas esfuerzo al material que en otras
zonas.