lab 1 electrodos y tabla de potenciales

ELECTRODOS Y TABLA DE POTENCIALES

INDICE

1. INTRODUCCIÓN TEÓRICA Pág. 2

1.1.Fundamento Teórico Pág. 2

1.2.Reacciones Químicas Pág. 6

2. PARTE EXPERIMENTAL Pág. 6

2.1.Materiales y Reactivos Pág. 6

2.2.Procedimiento Experimental Pág. 6

2.3.Datos Experimentales Pág. 7

2.4.Cálculos y Resultados Pág. 7

2.5.Observaciones y Discusión de Resultados Pág. 10

2.6.Conclusiones Pág. 11

3. BIBLIOGRAFIA Pág. 11

ELECTROQUÍMICA INDUSTRIAL Página 1



1. INTRODUCCIÓN TEÓRICA

1.1. Fundamento Teórico

o Descripción y calibración de un potenciómetro

La Potenciómetría es la medición de concentración de iones y moléculas. El potencial de un electrodo, respecto del electrodo normal de hidrógeno, se determina por la actividad de una o varias de las especies presentes en la solución en la que está sumergido el electrodo.

Los métodos analíticos que se basan en las mediciones de potencial se conocen como métodos potenciométricos o, simplemente, potenciometría. En la figura 19-1 se ilustra una celda común para hacer mediciones potenciométricas. La celda se puede representar de la siguiente forma:

Para esta celda, el electrodo de referencia es una semicelda que tiene un potencial de electrodo, Eref exactamente conocido e independiente de la concentración del analito o de otros iones contenidos en la solución que se analiza. Aunque este electrodo puede ser un electrodo normal de hidrógeno, éste casi no se utiliza porque su operación y mantenimiento son complicados.

Un electrodo de referencia es una semicelda con un potencial de electrodo conocido que permanece constante y es independiente de la composición de la solución del analito. Un electrodo indicador tiene un potencial que cambia en forma predecible con las variaciones en la concentración del analito. El potencial de la celda que estamos analizando está dado por la siguiente ecuación:

Ecelda=Eind – Eref+ Ej

El primer término, Eind, contiene la información que se busca: la concentración del analito. El análisis potenciométrico del analito implica, por tanto, medir el potencial de la celda, corregir los potenciales de referencia y de unión líquida y calcular la concentración del analito a partir del potencial del electrodo indicador.



Figura 1. Una celda para hacer determinaciones potenciométricas

o Electrodo de referencia

Los procesos que tienen lugar en la inter fase metal-solución de cualquier metal en contacto con un electrolito (medio agresivo), no se pueden medir de una manera absoluta (tiene que ser tan sólo relativa). El metal en contacto con el electrolito tiene, por un lado, tendencia a disolverse, con lo que queda cargado negativamente.

Me→M en+¿+ne−¿¿ ¿

Por otro lado, a que iones del electrolito se depositen sobre el metal:

M en+¿+ne−¿→Me¿¿

Con lo que se alcanza el equilibrio en un determinado momento:

Me↔M en+¿+ne−¿¿ ¿

Se ha creado, pues, una diferencia de potencial entre el metal y el electrolito. Para poder medir esta diferencia de potencial se adoptó un electrodo patrón que es el electrodo normal de hidrógeno, al cual, por convención y a cualquier temperatura, se le asignó el valor cero.

o Electrodo de calomel

Un electrodo de este tipo se puede representar con el siguiente diagrama:

Hg /H g2C l2 (sat ) ,KCl (xM )



Donde x representa la concentración molar de cloruro de potasio en la solución; que suele ser 0.1 M, 1 M y saturada (alrededor de 4.6 M). El electrodo de calomel saturado (ECS) es el que más se utiliza porque se prepara fácilmente. El potencial de electrodo del electrodo de calomel saturado es de 0.2444 V a 25°C. La reacción que se lleva a cabo en la semicelda es:

H g2C l2 (s )+2e−¿↔2Hg(l)+2C l( ac)−¿¿ ¿

En la Tabla 1 se da la composición y los potenciales de los electrodos de calomel más comunes. Obsérvese que todos los electrodos están saturados con Calomel (Hg2Cl2), sólo se diferencian en las concentraciones de cloruro de potasio. En el diagrama de la Figura 2 se ilustra un típico electrodo de calomel saturado. El electrodo consiste en un tubo de 5 a15 cm de largo, y 0.5 a1.0 cm de diámetro, un tubo interno relleno de pasta de mercurio y cloruro de mercurio(I) en solución saturada de cloruro de potasio y un electrodo de un metal inerte inmerso en la pasta.

Tabla 1. Potenciales de electrodos de referencia en funciónde su composición y de la temperatura

Figura 2. Electrodo de Referencia Calomel

El tubo interno tiene un pequeño orificio por donde hacen contacto la pasta y la solución saturada de cloruro de potasio del tubo externo. El contacto con la solución del analito se hace a través de una fibra porosa, un disco fritado o una pieza porosa ("vidrio sediento") sellado al extremo del tubo externo. En la figura se muestra el diagrama de un electrodo de calomel saturado que se puede construir en el laboratorio. El puente salino permite que haya contacto eléctrico con la solución del analito.



Tabla 2. Electrodo de calomel a diferentes concentraciones

Electrodo

Símbolo Fem (V)

0.1N Hg /H g2C l2 ,KCl (0.1N) E=0.3380−7∗10−5(t−25)1N Hg /H g2C l2 ,KCl (1N ) E=0.2800−2.4∗10−5(t−25)

Saturado Hg /H g2C l2 ,KCl (sat ) E=0.3380−7.6∗10−5(t−25)

Electrodo E25 °C(V ) Reacción0.1N 0.3380 H g2C l2 (s )+2e−¿↔2Hg (l )+2C l (ac )

−¿(0.1N )¿ ¿

1N 0.2800 H g2C l2 (s )+2e−¿↔ 2Hg (l )+2C l (ac )−¿(1N) ¿¿

Saturado 0.2415 H g2C l2 (s )+2e−¿↔2Hg (l )+2C l (ac )−¿(Sat .) ¿¿

Tabla 3. Serie Electroquímica de los metales



1.2. Reacciones Químicas

o Reacción en el Calomel:H g2C l2 (s )+2e−¿↔2Hg (l )+2C l (ac )

−¿¿ ¿

o Reacción en el electrodo de Cu:Cu(s) → Cu2+

(ac) + 2e-

o Reacción en el electrodo de Zn:Zn(s) → Zn2+

(ac) + 2e-

o Reacción en el electrodo de Al:Al(s) → Al3+

(ac) + 3e-

o Reacción en el electrodo de Ag:Ag(s) → Ag+

(ac) + e-

o Reacción en el electrodo de Ni:Ni(s) → Ni2+

(ac) + 2e-

2. PARTE EXPERIMENTAL

2.1. Materiales y Reactivos

o Alambres o laminas de Ag, Cu, Al, Zn y Ni.o Potenciómetros o multímetros digitales y sus cables de conexión.o Electrodos de calomel.o Propipeta y pipeta de 1ml.o Piceta de 500 ml.o Lijas Nro. 600.o Soluciones de CuSO4, ZnSO4, Al2(SO4)3, AgNO3 y NiSO4 1.0 M. o Agua desionizada.o Termómetroo Bagueta

2.2. Procedimiento Experimental

o A partir de las soluciones 1.0M, llevar a dilución a las concentraciones mencionadas, hasta volumen de 100 mL.

o Lijar y lavar cada alambre o lámina con agua destilada.o Medir la temperatura.o Sumergir el electrodo de calomel junto al electrodo de cada tipo de metal, empezando

de la mas diluida, para esta operación debemos de enjuague respectivo con agua destilada.



o Luego procedemos a medir el potencial con el multímetro en cada caso.

2.3. Datos Experimentales

Tabla 4. Potenciales leídos del sistema electrolito-calomel

TIPO DE ELECTROLITO

CONCENTRACIÓN MOLAR10-6 10-4 10-2 1.0

CuSO4 -0.87 -0.93 -1.03 -1.04ZnSO4 -0.023 -0.006 0.022 0.05Al2(SO4)3 -2.03 -2.00 -1.95 -1.92AgNO3 0.167 (10-7) 0.214 (10-5) 0.245 (10-3) 0.458 (10-1)NiSO4 -0.568 -0.544 -0.582 -0.545

2.4. Cálculos y Resultados

o Los valores de E reducción del electrodo y el calomel tienen que ser comparados para determinar cuál es el ánodo y cuál es el cátodo, de eso dependerá o no si fue correcta la asignación de signos al momento de hacer la medición (Si el calomel es ánodo entonces fue adecuada, si el calomel es cátodo entonces el sentido debió ser el contrario).

Tabla 5. Potenciales estándar de reducción

Electrodo E° (V)Cu 0.337Zn -0.763Al -1.662Ag 0.799Ni -0.25

Calomel 1N, T=20,0°C 0.28012

o Se determina el potencial del electrodo a partir de:

Ecelda=Esemicelda mayor−E semiceldamenor

Tabla 6. EElectrodo de Zn

Solución

ZnSO4

Calomel esánodo

Cambio de signo de la celda

Ecelda Ecalomel Eelectrodo

10.6

No Si

0.87 0.28012

-0.590

10-4 0.93 0.28012

-0.650

10-2 1.03 0.28012

-0.750

1.0 1.04 0.2801 -0.760



2

o Se usa la ecuación de Nernst para calcular los Eteóricos.o Se determina el porcentaje de error, y se grafica E vs Ln(1/C) para hacer el

seguimiento de la tendencia lineal que propone la derivación del método de la ecuación de Nernst (ya que no necesariamente puede plasmar el sistema en su forma simplificada, es decir sin considerar los coeficientes de actividad y los valores de pH que pueden influenciar en el E)

Tabla 7. Resultados del sistema ZnSO4

Concentración Eleído(V) Eexp (V) Eteórico (V) %Error10-6 -0.87 -0.590 -0.589 0.2%10-4 -0.93 -0.650 -0.647 0.5%10-2 -1.03 -0.750 -0.705 6.4%1.0 -1.04 -0.760 -0.763 -0.4%

Gráfico 1. E(Zn) en función de la concentración

0 2 4 6 8 10 12 14 16

-0.900-0.800-0.700-0.600-0.500-0.400-0.300-0.200-0.1000.000

f(x) = 0.0132459816980492 x − 0.778880000000001R² = 0.926774595267747f(x) = 0.0126301969218016 x − 0.763000000000003R² = 1

E(V) vs Ln(1/C) - Electrodo de Zn

NernstLinear (Nernst)ErealLinear (Ereal)

Ln(1/C)

E(V)

Tabla 8. Resultados del sistema CuSO4

Concentración Eleído(V) Eexp (V) Eteórico (V) %Error10.6 -0.023 0.257 0.163 58.2%10-4 -0.006 0.274 0.221 24.2%10-2 0.022 0.302 0.279 8.4%1.0 0.05 0.330 0.337 -2.0%



Gráfico 2. E(Cu) en función de la concentración

0.000 5.000 10.000 15.0000.0000.0500.1000.1500.2000.2500.3000.3500.400

f(x) = − 0.00536353685150524 x + 0.327920000000001R² = 0.988240058313759f(x) = − 0.0126301969218014 x + 0.337000000000001R² = 1

E(V) vs Ln(1/C) - Electrodo de Cu


Ln(1/C)

E(V)

Tabla 9. Resultados del sistema Al2(SO4)3

Concentración Eleído(V) Eexp (V) Eteórico (V) %Error10.6 -2.030 -1.750 -1.778 -1.6%10-4 -2.000 -1.720 -1.740 -1.1%10-2 -1.950 -1.670 -1.701 -1.8%1.0 -1.920 -1.640 -1.662 -1.3%

Gráfico 3. E(Al) en función de la concentración

0 2 4 6 8 10 12 14 16

-1.800

-1.750

-1.700

-1.650

-1.600

-1.550

f(x) = − 0.00825159515616178 x − 1.638R² = 0.98904109589041f(x) = − 0.00841882245250431 x − 1.662R² = 1

E(V) vs Ln(1/C) - Electrodo de Al


Ln(1/C)

E(V)

Tabla 10. Resultados del sistema Ag(NO3)

Concentración Eleído(V) Eexp (V) Eteórico (V) %Error10.7 0.167 0.447 0.392 14.1%10-5 0.214 0.494 0.508 -2.8%10-3 0.245 0.525 0.625 -15.9%0.1 0.458 0.738 0.741 -0.4%

Gráfico 4. E(Ag) en función de la concentración



0 2 4 6 8 10 12 14 16 180.0000.1000.2000.3000.4000.5000.6000.7000.800

f(x) = − 0.0196301105820271 x + 0.731920000000001R² = 0.821983504325085

f(x) = − 0.0252603938436027 x + 0.799000000000001R² = 1

E(V) vs Ln(1/C) - Electrodo de Ag


Ln(1/C)

E(V)

Tabla 11. Resultados del sistema NiSO4

Concentración Eleído(V) Eexp (V) Eteórico (V) %Error10.6 -0.568 -0.278 -0.424 -34.5%10-4 -0.544 -0.254 -0.366 -30.7%10-2 -0.582 -0.292 -0.308 -5.2%1.0 -0.545 -0.255 -0.250 2.0%

Gráfico 5. E(Ni) en función de la concentración

0 2 4 6 8 10 12 14 16

-0.450-0.400-0.350-0.300-0.250-0.200-0.150-0.100-0.0500.000

f(x) = − 0.000673156446950046 x − 0.2651R² = 0.0467071688942909f(x) = − 0.0126282336787565 x − 0.25R² = 1

E vs Ln(1/C) - Electrodo de Ni


Ln(1/C)

E(V)

2.5. Observaciones y Discusión de Resultados

o El electrodo de calomel en los sistemas que contienen Zn, Al, Ni se comporta como cátodo, debido a que su potencial es positivo mientras que los electrodos citados tienen un potencial negativo (con mayor tendencia hacia la oxidación-ánodo), entonces el valor de E leído solo debe sufrir un cambio de signo debido a que la asignación de los electrodos fue lo contrario a lo que realmente está pasando en la celda.



o Las gráficas siempre muestran un comportamiento lineal de E electrodo respecto a Ln(1/C), esto quiere decir que las bases de donde se deriva la ecuación de Nernst se aplican también a los sistemas involucrados en nuestra práctica y que los % error puedan ser influenciados por el efecto de los coeficientes de actividad y del pH en cada solución.

o El caso del Ni es el más peculiar de todos los resultados gráficos, ya que se puede observar una tendencia constante (E= -0.260V), si la solución presenta un pH>6, entonces Ni podría estar en una zona de mayor “estabilidad” y no tendería a formar Ni2+ (Gráfico 6: Diagrama de Pourbaix del Ni), como no se está presentando la oxidación espontánea el valor del potencial de la semicelda no tiene que verse influenciado ni siquiera por la concentración de la solución, por lo que no se alejará mucho del valor de E°= -0.255V.

Gráfico 6. Diagrama de Pourbaix del Niquel(Adaptado de Corrosion Metal Environment Reactions,

3rd edition/ L.L. Sheir, R.A. Jarman, G.T. Burstein)

2.6. Conclusiones

o El potencial de los electrodos varían con las concentraciones de las soluciones electrolíticas donde los electrodos se colocan.

o La ecuación de Nernst nos da una visión de en cuanto cambia el potencial, dependiendo de las concentraciones de las soluciones electrolíticas en las que están inmersas los electrodos.



o Los potenciales obtenidos de los electrodos nos darán un primer indicio de que, al formar celdas galvánicas, quien tendera a reducirse y quien tendera a oxidarse en dicha celda.

3. BIBLIOGRAFÍA

o Alonso Vante, Nicolás. “Electroquímica y Electrocatálisis”. Volumen N°1. 1° Edición. 2003. Argentina. Capítulo 1: Generalidades sobre electrocatálisis.

o http://bibliotecadigital.ilce.edu.mx/sites/ciencia/volumen2/ciencia3/079/htmo http://www.google.com.pe/imgres?hl=es&sa=X&biw=1366&bih=66765


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http://bibliotecadigital.ilce.edu.mx/sites/ciencia/volumen2/ciencia3/079/htm

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