Técnicas de Laboratorio

Oxidación-Reducción Fabricación de pilas

Oxidación - reducción Fabricación de pilas

Objetivo: se trata de fabricar una pila (Daniel) utilizando las reaccione de oxidación-reducción de los productos utilizados posteriormente uniéndolas a través de un puente salino

Teoría y definiciones

Continuamente ocurren en nuestro medio transformaciones, unas de ellas las reacciones de oxidación-reducción constituyen parte importante de nuestras vidas.

¿Cómo sería nuestra vida sin pilas, sin baterías para los automóviles?, ¿y sin energía ?

En nuestro cuerpo, en este instante, están ocurriendo reacciones redox, ejemplo de ellas es la respiración, o más en concreto, la oxigenación de la sangre en los pulmones, la combustión de los nutrientes en las células, etc.

¿Qué son reacciones de oxidación-reducción?

Reacción química de una sustancia oxidante sobre una reductora, que produce simultáneamente una oxidación del reductor y una reducción del oxidante.

Las reacciones de oxidorreducción, también llamadas «reacciones redox», consisten en la captura de electrones por parte de una sustancia oxidante, como proceso simultáneo a la cesión de los mismos por parte de una sustancia reductora. Existen diversos elementos, como el azufre y los halógenos, que actúan sobre los metales y sobre el hidrógeno de forma comparable a como lo hace el oxígeno, produciendo reacciones de oxidorreducción. También son de este tipo las reacciones que tienen lugar en los procesos electrolíticos: en el cátodo se produce una reducción, mientras que en el ánodo tiene lugar la correspondiente oxidación.

Tanto los oxidantes como los reductores se clasifican según su potencial de oxidación o de reducción, respectivamente, y, atendiendo a las posibles reacciones, se establecen pares redox en listas ordenadas de potenciales.

Oxidantes y reductores

Los oxidantes más conocidos son: el oxígeno, el ozono, los halógenos, los ácidos sulfúrico y nítrico concentrados, los óxidos metálicos y algunas sales, en especial los cloratos y los nitratos.

Son reductores químicos de uso común: el carbono, de interés fundamental en metalurgia; el monóxido de carbono; el hidrógeno, utilizado con frecuencia en la producción industrial de numerosos compuestos orgánicos; el ácido sulfuroso y los sulfitos, y diversos metales, por su tendencia a suministrar hidrógeno por acción de un ácido.

¿Qué es una pila?

El primer generador electroquímico o pila fue construido en 1799 por el físico italiano Alessandro Volta (1745-1827), alternando discos de cobre y cinc con cartones impregnados de salmuera. La pila produce corriente continua a partir de la energía liberada por una reacción química de intensidad decreciente con el tiempo; en su forma elemental, consta de dos electrodos, en los que se produce una reacción global de oxidación-reducción, conectados por un circuito externo e inmersos en un electrólitos (bases, ácidos o sales) y una sustancia despolarizadora (que evita la deposición de gases, y que disminuye la fuerza electromotriz).

Tipos de pilas

Las pilas que actualmente se construyen se dividen en dos grandes grupos, las secas y las alcalinas, cuyos electrodos son metálicos (Zn, Hg, Ag, etc., o sus óxidos y sales) y cuyo electrólitos es, a menudo, una pasta alcalina (potasa, sosa), y las de combustible (hidogeno, gas, etc). En ambos casos, la fuerza electromotriz suele estar entre 1 y 2 V, pero la densidad de energía (Wh/unidad de peso o volumen) es considerable. Mientras las primeras son de uso general en la electrónica de consumo, las de combustible se emplean en astronáutica, repetidores de TV, etc., y se experimenta su utilización como generadores en centrales eléctricas y en procesos industriales de ciclo combinado.

pilas electroquímicas

La idea fundamental de una pila es aprovechar las reacciones Redox, es decir, las reacciones en que se produce una transferencia de electrones entre las especies reaccionantes, para conseguir una corriente eléctrica aprovechable. Por ejemplo, en la reacción química:

Zn(s) + Cu2+(aq) -> Cu (s) + Zn2+(aq)

hay una transferencia directa de electrones desde el Zn a los iones Cu2+.De esta reacción puede obtenerse una corriente aprovechable, si se realiza el dispositivo conocido como pila Daniell, que es el tipo de pila más simple. Se coloca un electrodo de cobre en una disolución de Cu2+ y otro de zinc en una disolución de Zn2+, unidos ambos por un cable conductor. Así, la reacción tendrá lugar transfiriéndose los electrones por el cable circulando una corriente eléctrica aprovechable. Para evitar que las disoluciones queden cargadas eléctricamente, con la consiguiente indeseable aparición de campos eléctricos, se puede colocar un puente salino entre ambas disoluciones. Dicho puente salino contiene un electrolito muy conductor, que se disocia en iones positivos y negativos móviles que mantienen la neutralidad eléctrica de ambas disoluciones.

La pila es muy poco práctica, por lo que es necesario disponer de pilas más útiles. Los principales tipos de pilas que pueden encontrarse son los siguientes:

Pilas primarias o secas. Este tipo de pilas son las utilizadas comúnmente en los hogares. Un ejemplo típico lo constituye la pila Leclanché, formada por: un ánodo de zinc cilíndrico el cual es a su vez la envoltura de la pila, un cátodo formado por una varilla de carbón que actúa de electrodo inerte y el electrolito que se encuentra en forma de pasta rodeando el cátodo.

Pilas secundarias o recargables. En estas pilas electrolíticas se eligen de forma que los reactivos y los productos sean insolubles en el electrólitos y permanezcan unidos al electrodo. De esta forma pueden recargarse fácilmente conectándolas a una fuente externa, de tal modo que pase corriente en sentido contrario al que ella proporciona.

Pilas de combustión. En contraste con las pilas convencionales, en las que los reactivos disponibles quedan limitados a una determinada cantidad, en las pilas de combustión los agentes oxidantes y reductor se aportan de manera continua al tiempo que se eliminan los productos.

Fem de una pila

La característica cuantitativa más importante de una pila o de un circuito de pilas es la fuerza electromotriz ( fem, la cual designaremos en adelante con E). E es igual a la diferencia máxima de potencial de una pila correctamente abierta, o sea, es igual a la diferencia de potencial entre los terminales de los conductores de primera clase, ambos del mismo material, y unidos a los electrodos de la pila (circuito). El signo de la fem coincide con el signo de la diferencia de potencial total del circuito o es opuesta a él en dependencia del sistema de signos adoptados.

Si al pasar una corriente eléctrica en diferentes direcciones, en la superficie del electrodo transcurre la misma reacción, pero en direcciones opuestas, tales electrodos, así como la pila o circuito de pilas, se denominan reversibles. La fuerza electromotriz de pilas reversibles es una propiedad termodinámica de estas, es decir, depende sólo de la temperatura, presión, naturaleza de las sustancias de que están hechos los electrodos y de las que forman las soluciones de la pila, así como de la concentración de estas. Como ejemplo de pila reversible puede servir la de Daniel-Jacobi

(-) Cu /Zn/ ZnSO4, (ac) // CuSO4, (ac) /Cu (+)

en la cual cada electrodo es reversible, pues al cambiar la dirección de la corriente en los electrodos tienen lugar reacciones reversibles.

Veamos una pila irreversible; la de Volta,

(-) Zn / H2SO4/Cu (+).

Durante el trabajo de esta última tienen lugar las siguientes reacciones electrodicas: Zn!Zn2+ + 2e; 2H+ + 2e! H2.

Al pasar una corriente de fuerza infinitamente pequeña proveniente de una fuerza externa, las reacciones electródicas serán: 2H+ + 2e! H2. Cu!Cu2+ + 2e.

La fem de una pila electroquímica esta compuesta de las diferencias de potencial entre los distintos conductores del circuito abierto (desconectado) en los sitios de contacto. Estas diferencias de potencial reciben también el nombre de saltos de potencial. Al poner en contacto conductores de primera clase surge un salto de potencial llamado potencial galvánico.

Signo de la fem de las pilas

La fem de una pila electroquímica es una magnitud positiva, pues corresponde siempre a un determinado proceso espontáneo que entrega trabajo positivo. Al proceso inverso, que no puede producirse de manera espontánea, correspondería una fem negativa. Al componer un circuito de pilas electroquímicas se puede dirigir el proceso en un de ellas de manera que aquél que vaya acompañado de consumo de trabajo del exterior (proceso no espontáneo) . Para esto ese emplea el trabajo de otra pila del circuito en el que tenga lugar un proceso espontáneo. Es evidente que la fem total de cualquier circuito electroquímico es igual a la diferencia de las fem de pilas individuales, es decir, a la suma algebraica de las magnitudes positivas y negativas. Para esta razón es muy importante al trazar el esquema de un circuito electroquímico y calcular su fuerza electromotriz, teniendo en cuenta los signos de esta para lo cual se emplean determinadas reglas de aceptación general.

La fem de un circuito electroquímico se considera positiva si durante el trabajo del circuito los cationes en la solución pasan del electrodo, en la parte izquierda del esquema a electrodo en la parte derecha del esquema, moviéndose los electrones en el circuito exterior en la misma dirección. En este caso , el electrodo de la derecha se carga positivamente en comparación con el de la izquierda. Si el esquema del circuito esta trazado de manera que el movimiento del os cationes en el electrolito y de los electrones en el circuito exterior sea de derecha a izquierda, la fem será negativa.

Materiales/ productos necesarios y método operatorio

Antes de realizar nuestro experimento debemos tener a mano los instrumentos sigientes:

M = 2 x 0'05

M = 0'1M

M = gramos/(Masa molecular x litros); 0'1 = gr/(159'5 x 0'1); gramos = 1,6 de CuSO4

M = 2 x 0'04

M = 0'08M

M = gramos/(Masa molecular x litros); 0'08 = gr/(161'3 x 0'1); gramos = 1,3 de ZnSO4

Zn+2 + 2e- Zno Eo = -0,76v

Cu+2 + 2e- Cuo Eo = 0,34v

• (-) Zno Zn+2 + 2e- Eo = 0,76v

Cu+2 + 2e- Cuo Eo = 0,34v

Zno + Cu+2 Zn+2 + Cuo Eo = 1'1v

; Epila = 1.102 voltios

Tras haber construido la pila es tiempo de medir su voltaje con un tester o polímetro. Para que el polímetro mida con mayor precisión el voltaje de nuestra pila, bajaremos el voltaje máximo, sabiendo de antemano que el voltaje teórico es de 1'102 voltios.

Un tester o también conocido como Polímetro, es un dispositivo capaz de medir tensiones, corrientes, valores de resistencias y ciertos parámetros de los transistores y diodos. En principio puede medir corrientes y tensiones tanto alternas como continuas.
Existen dos tipos básicos de polímetros, los analógicos y los digitales. En el caso de los analógicos, la medida viene dada por una aguja que se desplaza formando un ángulo menor a 90º situándose sobre una escala. El digital por el contrario, trae un display digital en el cual muestra el valor directamente sin hacer falta el uso de la aguja. Personalmente prefiero el Digital porque la medida suele ser más exacta y además mucho más rápida, ya que con el analógico deberíamos observar fijamente la aguja y la escala en la que esta situada (cometiendo además un error, ya que seguramente no veríamos correctamente la posición de la aguja).
Los polímetros, independientemente de si son digitales o analógicos, tienen una ruleta en su centro. Esta ruleta tiene un indicador, con el cual podemos seleccionar diversas posiciones. Estas posiciones representan una escala de valores. Por ejemplo: si seleccionamos la tensión, podremos seleccionar 2v, 12 v, 20 v, ?. Hasta un máximo en este caso de 400 v. Este valor será el fondo de escala. Es decir.. el valor que como máximo va a poder medir.

Informe realizado de la práctica / esquema del proceso

En las reacciones redox (oxidación - reducción), el sulfato de cobre es el oxidante por lo que la reacción de reducción es la del cobre, (oxidante) Cu+2 + 2e- Cuo (reducción); y el sulfato de cinc es el reductor, de modo que la reacción de oxidación es la del cinc, Zno Zn+2 (reductor) + 2e- (oxidación).

Nuestro resultado teórico fue de 1'102 voltios, y experimentalmente obtuvimos 1'04 voltios. Esta diferencia se puede deber a varias causas, principalmente por errores cometidos en la fabricación de las disoluciones interventoras, tanto las de ZnSO4 y la de CuSO4 así como la de KNO3, o que la disolución del puente salino no fuese lo bastante saturada.

(footnote continued)

.
.
.
.
.
.
.
.
.