REACCIONES REDOX Y CELDAS ELECTROQUÍMICAS

INFORME TRABAJO PRACTICO Nº 10

REACCIONES REDOX Y CELDAS ELECTROQUÍMICAS

Objetivos:

Estudiar la espontaneidad de reacciones redox. Determinar la fuerza relativa de agentes oxidantes y reductores. Medir la fuerza electromotriz (fem) de una serie de celdas galvánicas formadas por electrodos metálicos en soluciones de sus propios iones. Construir una escala relativa de potenciales de electrodos y utilizarla para interpretar la tendencia de los metales de disolverse en solución acida. Realizar experiencias de electrólisis y verificar las leyes de Faraday. Clasificar distintos materiales en conductores y aislantes eléctricos.

1. Reacciones Redox

1. a) Espontaneidad de reacciones redox.

Tubo Cambio observado AG (signo) Reacción balanceada (espontánea)

1 No se observan AG>0 Cu2++Zn Zn2++Cu

2 Sobre la chapita de Zn se formó una capa de Cu(s) mientras que el Zn se consumió AG<0 Cu2++Zn Zn2++Cu

3 No se observan AG>0 Zn + Pb2+ Zn+2 + Pb

4 Sobre la chapita de Zn(s) se deposita Pb(s) y el zinc se consume AG<0 Zn + Pb2+ Zn+2 + Pb

5 Sobre las granallitas de Pb se forma un depósito de Cu AG<0 Cu2++Pb Cu + Pb2+

6 No se observan AG>0 Cu2++Pb Cu + Pb2+

1) Metales: Orden creciente poder reductor:

Cu <Pb< Zn

2) Iones metálicos: Orden creciente poder oxidante:

Zn+2 <Pb+2< Cu+2

3. Electrólisis del agua acidulada. Leyes de Faraday.

Reacción química balanceada:

2H2O(l) O2(g) + 2H2(g)

Celda electrolítica:

Electrodo Hemireacción Polaridad

Cátodo (Cu) 2H+(ac) + 2e- H2(g) -

Ánodo (Cu) 2H2O O2(g) + 4H+ + 4e- +

Magnitudes medidas:

Corriente eléctrica que circuló /Amperios 0.3

Tiempo / segundos 494

Volumen inicial de hidrógeno / L 24 ml

Volumen final de hidrógeno / L 7.6 ml

Volumen inicial de oxígeno / L 24 ml

Volumen

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