Data d'inici:

Nom: Data d'acabament:

Data de lliurament:

Activitat 1. ESTUDI DE LES REACCIONS REDOX

Vistiplau de la professora	Qualificació
Comentari

Objectius:

Observar diferents reaccions redox en via humida i seca, intentant descriure i justificar les transformacions verificades, a partir de la taula normal de potencials de reducció.

Construir una pila electroquímica senzilla, registrant-ne els paràmetres característics al llarg d'un temps (potencial, intensitat) amb l'ajuda d'un tèster.

Identificar els diferents elèctrodes i les polaritats corresponents en una pila comercial a partir de reaccions característiques.

Descriure un procés electrolític.

Fonament:

Totes les reaccions redox tenen en comú el traspàs d'electrons entre les espècies que reaccionen i, per això, també se les coneix com a reaccions de transferència d'electrons. El nombre d'electrons perduts pel reductor és el mateix que el nombre d'electrons guanyats per l'oxidant. L'agent oxidant és la substància que provoca l'oxidació, per tant, es redueix i això vol dir que conté un element el nombre d'oxidació del qual pot disminuir. En canvi, l'agent reductor és la substància que provoca la reducció i, per tant, s'oxida, és a dir, conté un elements el nombre d'oxidació del qual pot augmentar.

La taula de potencials normals de reducció permet la interpretació dels fenòmens observats durant l'evolució d'una reacció redox, tot i assumint la diferència entre el nostre sistema real i el model teòric de referència. Per observació de la taula anterior és possible preveure si un determinat sistema evolucionarà de forma espontània o no i atorgar un valor del potencial electroquímic i una estimació de la constant d'equilibri de la reacció e estudi.

L'interès del coneixement d'aquestes reaccions és múltiple. D'una banda permet el disseny de sistemes satisfactoris en vistes al aprofitament energètic per part de sistemes que evolucionen espontàniament, proporcionant a partir del potencial elèctric generat, la possibilitat de construir diferents piles i bateries, D'altra, és possible l'obtenció de productes d'una forma senzilla en sistemes fàcilment controlables.

En el cas de les transformacions efectuades amb l'ajut de piles, per poder realitzar una correcta descripció dels fenòmens, durant l'estudi, caldrà tenir presents els criteris d'assignació en quant a polaritat i a assignació dels elèctrodes. Recordem que, per definició, anomenarem càtode a l'elèctrode que suporta la reacció de reducció sobre la seva superfície. De la mateixa manera, anomenarem ànode al que permet la reacció d'oxidació. Un segon criteri té en compte si un elèctrode és generador o consumidor de càrrega elèctrica: es considera que té polaritat negativa si actua com una font d'electrons (en surten) o polaritat positiva si els electrons són consumits. Hi ha una certa confusió pel què fa a l'assignació de la polaritat als elèctrodes.

La polaritat (positiva o negativa) dels elèctrodes depèn del caràcter espontani o forçat del sistema. Així, en un sistema que evolucioni espontàniament, que produeix electricitat, el càtode té la polaritat positiva. Per contra, en un sistema forçat, on la reacció té lloc mitjançant el consum d'electricitat, la polaritat del càtode serà negativa. Aquest criteri servirà per realitzar els muntatges convenients i poder descriure els fenòmens que poden tenir lloc en cada elèctrode (despreniment de gasos, formació de dipòsits, etc.)

Preparació de reactius:

• Solució de Cu(II). CuSO4 1% p/v

• Solució de Ag(I). AgNO3 1% p/v

• Solució de Hg(II). Hg(NO3)2 1% p/v

• Solució de Na(I) . NaCl 2,5% p/v

• Solució de Zn(II). ZnSO4 0,5% p/v

• Solució de KI 0,5 M

1a. Part. Caràcter oxidant/reductor dels metalls

Material (1):

• cinta de magnesi

• Bunsen

• clau de ferro

• pinça de fusta

Material (2):

• 5 tubs d'assaig

• clau de ferro

• solució de Cu(II)

• granalla de Zn

• tros de Cu

• dissolució d'Ag (I)

• granalla de Sn

• solució de Na(I)

• solució de Hg (II)

Diagrama de flux (1):

Resultats (1): Al acostar la cinta de Mg a la flama s'encén en forma de llum blanca, MgO (antigament l'utilitzaven com a flaix). En el cas del ferro no passa res, en tot cas, si li deixéssim molta estona es quedaria vermell degut a la temperatura que agafaria.

Diagrama de flux (2):

Resultats (2): TUB 1:el clau de Fe0 s'oxida (queda color Cu) i el Cu2+ es redueix. TUB 2: El Zn0 s'oxida i el Cu2+ es redueix. TUB 3: L'Ag+ queda enganxada en forma de cristalls sobre el tros de Cu0. El Cu0 s'oxida i l'Ag+ es redueix. Queda precipitat. TUB 4: No hi ha cap reacció. TUB 5: Inicialment el coure és de color taronja, però una vegada reacciona queda de color gris. Queda cobert de mercuri. El coure s'oxida i el mercuri es redueix.

Qüestions:

Quin metall s'oxida amb més dificultat el magnesi o el ferro? El ferro s'oxida amb més dificultat. El magnesi s'oxida ràpidament i desprèn molta energia lluminosa.

Quin metall és més reductor? Entre el ferro i el magnesi el més reductor és el magnes, perquè s'oxida més fàcilment. De tots els metalls estudiats el més reductor és el sodi.

Ajusta les possibles reaccions que es produeixen.

Magnesi + flama: 2Mg +O2 2MgO +Q Ferro + flama: Fe + O2 +Q Fe + O2

TUB1: El ferro s'oxida i el coure es redueix.

TUB2: El zinc s'oxida i el coure es redueix.

TUB3: La plata es redueix i el coure s'oxida.

TUB4:

TUB5: El coure s'oxida i el mercuri es redueix.

Descriu els fenòmens observats i justifica les reaccions a partir dels valors dels potencials normals de reducció.

TUB 1

Eo red del coure = +0,3367	Eo red del ferro = -0,4401
Cu2+ + 2e- Cu0	Fe2+ + 2e- Fe0
Eo pila = 0,3367-0,4401=0,7768V

El clau de ferro s'oxida quedant d'un color coure, és el Cuo que es diposita sobre el ferro. El coure es redueix perquè el seu potencial de reducció és molt més gran (i positiu) que el del ferro, per tant el ferro s'oxida perquè té potencial de reducció més petit i negatiu. El que són de signe negatiu ens indiquen que la seva reducció no es espontània davant de H+/H2.

TUB 2

Eo red del coure = +0,3367	Eo red del zinc = -0,7628
Cu2+ + 2e- Cu0	Zn2+ + 2e- Zn0
Eo pila = 0,3367+0,7628=1,0995V

La granalla de zinc s'enfosqueix, s'oxida i el coure es redueix. Això passa perquè el potencial de reducció del coure és molt més gran i amb signe positiu. En canvi el zinc, s'oxida perquè té potencial de reducció més petit i negatiu.

TUB 3

Eo red del coure = +0,3367	Eo red de la plata = 0,7999
Cu2+ + 2e- Cu0	Ag+ +1e- Ag0
Eo pila = 0,7999-0,337=0,4629V

La plata queda enganxada en forma de cristalls sobre del tros de coure. En la solució també hi queda precipitat de plata. En aquest cas el coure s'oxida i la plata es redueix ja que el potencial de reducció d'aquesta és més elevat.

TUB 4

Eo red de l'estany = -0,16	Eo red del sodi = -2,71
Sn2+ + 2e- Sn0	Na+ + 1e- Na0
Eo pila = no passa res

L'estany es reduiria i el sodi s'oxida.

TUB 5

Eo red del coure = +0,3367	Eo red del mercuri = +0,789
Cu2+ + 2e- Cu0	Hg2+ + 2e- Hg0
Eo pila = 0,789-0,3367=0,4523V

La solució és transparent i el coure de color “Taronja”. Una vegada es produeix la reacció, el coure queda gris ja que es cobreix de mercuri. En aquest cas el mercuri es redueix perquè el seu potencial de reducció és molt més elevat que el del coure i, per contra, el coure s'oxida.

2a. Part. Construcció d'una pila, dos mètodes diferents

Material pila 1:

• Tub d'assaig

• Fil de coure

• Solució Cu(II)

• Cotó

• Placa de zinc

• Solució Zn(II)

• Tèster

Material pila 2:

• 2 cristal·litzadors

• placa de coure

• placa de zinc

• cotó

• solució de Zn(II)

• solució de Cu(II)

• Tèster

• Pont salí

Diagrama de flux pila 1:							Resultats pila 1: Temps (min) Voltatge (mV) Intensitat (A) 0 0 0 1 125 2 2 508 2 3 525 2 4 499 7 5 667 8 6 683 8 7 668 23 8 679 30 9 551 28 Observacions pila 1: El Tèster marca el potencial normal de la pila. Al moure les connexions del voltímetre varien els resultats. Les pinces de contacte entre el Tèster i la pila estan en mal estat. El potencial hauria de ser equivalent al potencial normal. Algunes de les explicacions perquè no donen els resultats esperats poden ser, a més de les connexions en mal estat, que la temperatura no sigui l'adequada o que hi hagi pèrdues en el circuit. El potencial ha d'anar disminuint.
Diagrama de flux pila 2:							Resultats pila 2: Temps (min) Voltatge (mV) Intensitat (A) 0 0,43 1 2 0,34 0,9 4 0,31 0,7 6 0,29 0,7 8 0,28 0,7 Observacions pila 2: Aquesta pila s'anomena pila Daniell. Al passar el temps la barra de Zn disminuirà i la de Cu augmentarà fins que la pila s'esgoti i hi deixi de circular corrent. Circula corrent elèctric pel pont salí perquè l'excés de càrrega positiva que es forma al voltant de la barra de Zn queda neutralitzada pel moviment de càrregues negatives procedents del pont salí. La barra de zn fa d'elèctrode negatiu al donar electronsi al voltant de la barra de Cu els ions negatius SO42- queden neutralitzats pels ions K+ del pont salí.
Qüestions: Compara el potencial mesurat amb el teòric previsible, a la temperatura i concentracions de treball. Rebutgem els resultats de la primera pila ja que són molt variables i s'allunyen molt de la realitat, tan sol en la primera mesura ens ha sortit un resultat proper, 125 mV. El potencial mesurat hauria de ser semblant al teòric ja que la concentració de reducció i oxidació és igual a Tª de 25ºC. En teoria el potencial normal és 1,0995 V : I a la pràctica, fent la mitjana dels cinc resultats obtinguts amb el tèster, ens ha sortit que era de 0,33V. La diferència de potencial entre els dos valors podria ser deguda al mal funcionament del Tèster, a pèrdues en el circuit, que la temperatura no fos exactament de 25ºC, etc.

3a. Part. Electròlisi d'una solució de KI

Material:

• Cristal·litzador

• Aigua destil·lada

• 2 tubs d'assaig

• 2 barres de grafit

• 2 fils de coure

• pila de 12V

• solució de KI

• Gotes de H2SO4 concentrat

Diagrama de flux: Els tubs d'assaig, propers entre ells, han de estar plens d'aigua destil·lada i sense gens d'aire.

Resultats: El resultat de l'experiència ha estat positiu ja que amb l'ajuda de la pila, font de corrent continu, hem aconseguit invertir el sentit de la reacció que no hagués estat espontània. Els ions positius o cations del KI són atrets per l'elèctrode negatiu (càtode) i els anions o ions negatius es desplacen cap a l'ànode. Hem descompost el KI mitjançant l'electròlisi. En l'elèctrode negatiu es desprèn H2 i es formen bombolletes que puja pel tub d'assaig i en el positiu es forma I2 i l'aigua de fora queda de color groc - marró. KI K+ +I- Càtode: 2H+ +2e-H2 Ànode: 2I-I2+2e-

Qüestions: Descriu els fenòmens que tenen lloc en els diferents elèctrodes. Ànode: formació de iode i, per tant, canvi de color de l'aigua. Es tenyeix de groc marronós. Càtode: formació d'hidrogen i desplaçament de l'aigua de dins del tub d'assaig. Fes una hipòtesi sobre les reaccions que s'han realitzat. 2I- - 2e- I2 (S) 2H+ + 2e- H2 (g) Com afecta l'addició d'àcid? L'addició d'àcid fa augmentar la velocitat de la reacció ja que com més n'afegim, més ions H+ hi haurà.

Tractament de la mostra:

• Tots els metalls utilitzats que estiguin en bon estat els guardem per properes utilitzacions, els que no els llancem a les escombraries.

• El TUB 4 l'aboquem a la pica.

• Els TUBS 3 i 5 els neutralitzem amb HCl diluït i els aboquem la pica.

• Els TUBS 1 i 2 i el líquid de les piles els neutralitzem amb NaOH diluït perquè precipiti, ho filtrem. El precipitat el tirem a les escombraries i el líquid neutralitzat a la pica.

• Finalment, el líquid de l'electròlisi el neutralitzem i el tirem per la pica.

·1er H2O dest. +KI.

· 2on quan s'inicia reacció +gotes H2SO4

Fil Cu

Fil Cu

Barres de grafit

- Pila 12V +

Pont salí

cotó

Zn

Cu

Solució Cu2+SO42-

Solució Zn2+SO42-

TÈSTER

cotó

zinc

coure

Solució Zn(II)

Solució Cu(II)

TÈSTER

Bunsen

Clau Fe

Cinta Mg

TUB5:

Tros Cu0 +

Solució Hg 2+

TUB4:

Grana Sn0 +

Solució Na 2+

TUB3:

Tros Cu0 +

Solució Ag +

TUB2:

grana Zn0+

Solució Cu 2+

TUB1:

Clau Fe0 +

Solució Cu 2+