Practica 3

Celdas Electroquímicas, Fuentes de Poder y Electrólisis

Objetivo específico

Que el estudiante sea capaz de plantear las reacciones de óxido–reducción como semi-reacciones separadas e instrumentar los dispositivos que permiten llevarlas a cabo, ya sea para la producción de la electricidad (fuentes de poder) o para la producción de especies químicas mediante la aplicación de corriente directa (celdas de electrólisis).

Consideraciones teóricas

Un método aceptado para realizar el balance de una ecuación de oxido–reducción es el denominado “de medias reacciones”, se llama así por que en una ecuación química se muestra cómo una de las especies actúa en caso de aceptar electrones (la especie es llamada oxidante) y en otra ecuación otra especie cede electrones (denominada reductor). Por ejemplo en la reacción de permanganato de potasio con agua oxigenada, la ecuación no balanceada es:

KMnO4 + H2O2 + H2SO4 K2SO4 + MnSO4 + O2 + H2O

en la que se reconoce al KMnO4 como oxidante, al aceptar electrones

KMn(+7)O4 + 5e- K+ + Mn2+ + 4O2-

y al peróxido de hidrógeno (agua oxigenada) como reductor al ceder electrones:

H2O2 2H+ + O2 + 2e-

Para que ocurra el balance es necesario que el número de electrones aceptados y cedidos sea igual. Este número debe ser el mínimo común múltiplo de los números de electrones que intervienen en las medias reacciones, o sea 5x2 = 10. Esto implica multiplicar por 2 la ecuación del oxidante y por 5 la del reductor.

2KMnO4 + 10e- 2K+ + 2Mn2+ + 8O2-

5H2O2 10H+ +5O2 + 10e-

al sumar las dos ecuaciones se cancelarán los 10 electrones por estar en lados opuestos de la igualdad. La suma es

2KMnO4 + 5H2O2 2K+ + 2Mn2+ + 5O2 +5H2O + 3O2-

El balance se termina con la adición del ácido sulfúrico que aportará los iones H+ para neutralizar la carga de los O2- restantes:

3H2SO4 6H+ + 3SO42-

Los iones sulfato SO42- serán neutralizados por los iones positivos K+ y Mn2+, tal que:

2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 K2SO4 + 2MnSO4 + 5O2 + 8H2O

En muchas reacciones químicas es posible separar físicamente las medias reacciones en un arreglo que se llama celda electroquímica. Por ejemplo en la reacción:

CuSO4 + Zn Cu + ZnSO4

Las medias reacciones son

Cu(2+)SO4 + 2e- Cu° + SO42-

Zn° + SO42- Zn(2+)SO4 + 2e-

Para realizar estas medias reacciones es necesario que exista una solución de sulfato de cobre en la que se encuentre sumergido un alambre de cobre, para que se pueda realizar la primera media reacción y que exista una solución de sulfato de cinc en la que se encuentre una lamina de cinc para que se realice la segunda. Cada solución con su correspondiente metal se conoce como “media celda”.

Celda galvánica

Por otra parte es necesario conectar los metales para que los electrones puedan ir de una media reacción (media celda) a la otra. Las terminales eléctricas, ya sea el metal de la reacción u otro, se llaman “electrodos”. Los electrones deben salir de la lámina de cinc, según la segunda media reacción y entrar a la otra media reacción por medio del alambre de cobre. Por esta razón se dice que la lámina de cinc es el polo negativo, electrodo negativo o ánodo y el alambre de cobre es el polo positivo, electrodo positivo o cátodo.

También es necesario encontrar un mecanismo que transporte a los iones sulfato SO42- de una media celda a la otra, ya que en la primera media reacción el ion sulfato se produce y en la segunda se consume. Generalmente se utiliza un tubo que contiene una gelatina con una alta concentración de sulfato en forma de sulfato de potasio. Esto permite que la gelatina pueda ceder iones sulfato a la media celda del cinc y absorberlos de la media celda de cobre, sin que los iones metálicos puedan ser transportados de una celda a otra. Este arreglo de tubo + gelatina + sal de sulfato se llama “puente salino”. Existen otros arreglos para el transporte de iones.

Cuando un arreglo químico de dos medias celdas puede producir electricidad, el arreglo se llama celda voltaica o galvánica.

Muchas celdas voltaicas son bidireccionales, es decir: cuando el metal está en contacto con la solución son capaces de almacenar cargas positivas o negativas, según el caso, pero cuando los electrodos tienen carga eléctrica son capaces de inducir la reacción química opuesta. Por ejemplo si con una fuente externa de corriente se obliga al cobre a ser polo positivo (o sea a ceder electrones) y a la lámina de cinc a ser polo negativo (o sea, a absorber electrones) las medias reacciones se invierten:

Zn(+2)SO4 + 2e- Zn° + SO42-

Cu° + SO42- Cu(2+)SO4 + 2e-

Celda electrolítica

En la celda galvánica se observaría que el electrodo de cobre aumenta de masa en la medida que se produce la electricidad y el electrodo de cinc disminuye de masa. En la celda de electrólisis las reacciones se invierten y la masa del electrodo de cobre disminuye y la del cinc aumenta en la medida que la celda conduce la electricidad.

Medidas de higiene y seguridad.

Todas las sales de cobre son ligeramente tóxicas, por lo cual es conveniente manejar el material con guantes. El ácido sulfúrico y sus soluciones son corrosivas y atacan a las substancias orgánicas como la piel, la tela, el papel, etc. Tenga cuidado al manejar todos los recipientes que los contengan, en particular, evite los derrames.

Recuperación de residuos. Solicitar al técnico, al ayudante o al profesor que reciba en un recipiente apropiado la solución utilizada del CuCl2, que puede ser reutilizada posteriormente. La solución residual de la pila Callaud también debe ser recogida en un recipiente adecuado, pues puede ser reutilizada con solamente volver a saturarla con CuSO4.

Lavar todo el material utilizado, incluyendo los electrodos de grafito (con mucho cuidado,

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