Analítica practica 2

UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE MÉXICO

FACULTAD DE QUÍMICA

LABORATORIO DE QUÍMICA ANALÍTICA

“CONSTRUCCIÓN DE ESCALAS DE POTENCIAL Y U APLICACIÓN A LA PREDICCIÓN DE REACCIONES”

PRÁCTICA #2

ALUMNA(S):

Hernández Neri Patricia Alejandra 413003009

Meza Vilchis Claudia Mariana 310218786

Núñez Camacho Miriam 310188278

PROFESOR: Marcos Francisco Villanueva Hernández

GRUPO: 42

25 de febrero del 2014

1

PROBLEMA NO. 1:

RESUMEN:

En esta práctica se introdujo un clavo a dos tubos de ensayo con una disolución de sulfato

de cobre (II) y de de sulfato de zinc. El objetivo fue analizar los cambios observados en

cada uno de ellos y explicar porqué ocurrió ese fenómeno. Se obtuvo que en el tubo de

sulfato de cobre (II) hubiera un cambio de coloración (verdosa), así como la formación de

un precipitado. Por otro lado, en el tubo de sulfato de zinc no hubo un cambio de

coloración, ni se observó la formación de un precipitado. En base a esto, se concluyó que

para que se pueda llevar una reacción acabo se debe de formar una N invertida en la

escala de potencial ya que si no es así no puede ocurrir la reacción.

DIAGRAMA DE FLUJO:

RESUTADOS CON CÁLCULOS:

Primera Parte.

Tabla 1. Cambios observados en cada tubo de ensayo.

Sulfato de cobre (II) 0.1 M Sulfato de zinc 0.1 M

2

Lija dos clavos (eliminar resina u óxido)

En un tubo de ensayo colocar 5 ml de sulfato de cobre (II) 0.1 M e introducir el clavo.

En un tubo de ensayo colocar 5 ml de sulfato de zinc 0.1 M e introducir el clavo.

Cambio de coloración (verdosa).

Formación de un precipitado

color rojizo.

Sin cambio de coloración

(Incoloro).

Sin formación de precipitado.

Primera Reacción:

Oxidante más fuerte.

Fe2+ Cu2+ E0

-0.44 0.34

Fe0 Cu0

Reductor más

fuerte.

Fe0 – 2e- Fe2+ Oxidación

Cu2++2e Cu0 Reducción

Fe0 +Cu2+ Fe2+ +Cu0

Segunda Reacción:

No hay reacción. Zn0/Zn2+ Fe0/Fe2+


Zn2+ Fe2+ E0

-0.76 -0.44

Zn0 Fe0

Reductor más

fuerte.

CUESTIONARIO 1.3

1. Después de haber hecho tus observaciones, da una explicación a los fenómenos

observados. ¿Cómo podrías identificar inequívocamente la sustancia depositada

sobre el clavo usado en el punto 2 del procedimiento del problema 1? ¿Basta mirar

el clavo del punto 3 del procedimiento para saber si ocurrió algún cambio? ¿Por

qué?

Las sustancias que reaccionaron fueron CuSO4 y Fe (el clavo), cuando éstas

reaccionan, el cobre que se encuentra es solución como Cu2+ se reduce a Cu0 que

es el sólido formado en el tubo de ensayo de color rojizo. Por lo que se recomienda

rociar gas cloro a la sustancia depositada (se sospecha que es Cu0), si cambia a un

color verde azulado es que al principio se tenía Cu0 y después cambió a Cu2+ para

formar el CuCl2.

En el tubo 2 no ocurrió ningún cambio, esto se debe a que el Zn tiene un potencial

estándar menor que el del cobre y menor que el del hierro, por lo que no se puede

producir una reacción.

2. Determina la fuerza reductora relativa de Fe, Cu, y Zn.


Zn2+ Fe2+ Cu2+ E0

-0.76 -0.44 0.34

Zn0 Fe0 Cu0

Reductor más

fuerte.

Zn>Fe>Cu

ANÁLISIS DE RESULTADOS:

El vaso de precipitados que contenía el clavo con sulfato de cobre (II) 0.1M, se observó que

el clavo se cubrió de color rojo esto se debe a que él cobre se reduce siendo un agente

oxidante y el hierro se oxida siendo un agente reductor. En comparación con el caso

donde se coloco el clavo en sulfato de zinc no se observo ninguna reacción esto se debe a

que el zinc tiene una fuerza reductora mucho menor a la del cobre y del hierro lo que no va

a permitir que se lleve a cabo alguna reacción o sufra algún cambio el clavo.

CONCLUSIONES:

4

Lo que se predijo con las escalas de potencial fue lo que verdaderamente ocurrió ya que en

base a la escala se sabía que la reacción de Zinc con Hierro no se llevaría a cabo y así fue

como ocurrió. La escala de potencial es un instrumento sumamente útil que ayuda a la

predicción de reacciones.

PROBLEMA NO. 2:

RESUMEN:

En esta práctica se construyeron semiceldas de hierro, cobre y zinc para posteriormente

medir su potencial al unirlas con un puente salino (Zn/Zn2+, Fe/Fe2+ y Cu/Cu2+). El objetivo

fue plantear las reacciones generadas espontáneamente, así como calcular los valores de

las constantes de equilibrio correspondientes. Se obtuvieron valores de 506 V para Fe,

1020 V para Cu y 558 V para Zn. En base a esto, se concluyó que de acuerdo a las

constantes calculadas podemos observar que a mayor diferencia de potencial mayor es la

constante, se dice que son directamente proporcionales.

DIAGRAMA DE FLUJO:

5

Construye las semiceldas de hierro, cobre y zinc por inmersión del metal respectivo en 20 ml de disolución de sulfato de hierro (II), sulfato de cobre (II), o de nitrato de zinc 1 M en tres vasos de precipitados de 50 ml.

Elabora un puente salino empleando un tubo doblado en U que llenarás con nitrato de sodio 1M. Coloca en cada extremo una torunda de algodón impregnada con disolución.

Une las semiceldas Zn/Zn2+ y Fe/Fe2+ por medio del puente salino introduciendo uno de los extremos del puente en cada semicelda.

Conecta cada una de las semiceldas al multímetro y mide el voltaje. Cerciórate de que haya agitación.


Tabla 1. Valores de diferencia de potencial en cada semicelda.

Celda ΔE K

Zn/Zn2+ || Fe2+ / Fe 0.406 5.128 x1013

Zn/Zn2+ || Cu2+/ Cu 1.020 2.818 x1034

Fe/Fe2+ || Cu2+/ Cu 0.658 1.659 x1022

Zn/Zn2+ || Fe2+ / Fe


Zn2+ Fe2+ E0

-0.76 -0.44

Zn0 Fe0

Reductor más

fuerte.

Zn0 Zn2+ + 2e- Ánodo (oxidación)

Fe2+ +2e- Fe0 Cátodo (Reducción)

Zn0 + Fe2+ Zn2+ + Fe0

∆ E=−0.44−(−0.76 )=0.32V

Zn/Zn2+ || Cu2+ / Cu6

Mide el voltaje que se crea al unir las semiceldas Zn/Zn2+ y Cu/Cu2+ mediante el puente salino. Repite con Cu/Cu2+ siguiendo lo planteado a partir del punto tres y cuatro


Zn2+ Cu2+ E0

-0.76 0.34

Zn0 Cu0

Reductor más

fuerte.

Zn0 Zn2+ + 2e- Ánodo (oxidación)

Cu2+ +2e- Cu0 Cátodo (Reducción)

Zn0 + Cu2+ Zn2+ + Cu0

∆ E=0.34−(−0.76 )=1.1V

Fe/Fe2+ || Cu2+/ Cu


Fe2+ Cu2+ E0

-0.44 0.34

Fe0 Cu0

Reductor más

fuerte.

Fe0 Fe2+ + 2e- Ánodo (oxidación)

Cu2+ +2e- Cu0 Cátodo (Reducción)

Fe0 + Cu2+ Fe2+ + Cu0

∆ E=0.34−(−0.44 )=0.78V


7

Todas las reacciones son favorecidas por que se llevaron a cabo entre el oxidante y el

reductor más fuerte según nuestras escalas de potencial, el puente salino que se coloco

tiene la función de evitar se forme cualquier precipitado.

CONCLUSIONES:

De acuerdo a las constantes calculadas podemos observar que a mayor diferencia de

potencial mayor es la constante, se dice que son directamente proporcionales.

CUESTIONARIO 2.

1. Representa en un diagrama cada una de las pilas que construiste, indicando

claramente el ánodo y el cátodo y la dirección en la que fluyen los electrones.

Zn/Zn2+ || Fe2+/Fe

Zn/Zn2+ || Cu2+/ Cu

Fe/Fe2+ || Cu2+/ Cu

8

2. Describe cada una de las pilas representadas en el inciso anterior, de acuerdo a la

nomenclatura aceptada por la IUPAC.

a) Zn(s) | Zn2+(1M) || Fe2+(1M)|Fe(s)

b) Zn(s) | Zn2+(1M) || Cu2+(1M)|Cu(s)

c) Fe(s) | Zn2+(1M) || Cu2+(1M)|Cu(s)

3. Con base en los datos de diferencia de potencial, establece una escala de potencial

en donde se representen los pares redox propuestos en el experimento, indicando

claramente su fuerza óxido-reductora relativa. Compara y discute estos resultados

con los que generaste después de resolver el problema No. 1.


Zn2+ Fe2+ Cu2+ E0

-0.76 -0.44 0.34

Zn0 Fe0 Cu0

Reductor más

fuerte.

4. Empleando la escala propuesta en el inciso 3 de este cuestionario, plantea las

ecuaciones redox balanceadas que pueden ocurrir espontáneamente entre las

especies de los pares redox estudiados.

1.-Zn0 + Fe2+ Zn2+ + Fe0 9

2.-Zn0 + Cu2+ Zn2+ + Cu0

3.- Fe0 + Cu2+ Fe2+ + Cu0

5. Escribe las ecuaciones de Nernst para cada semirreacción propuesta.

E Cu2+/ Cu= 0.34 + 0.0592/ 2 log Cu2+/ Cu

E Fe2+/ Fe = -0.44+0.0592/2 log Fe2+/Fe

E Zn2+/ Zn = -0.76+0.0592/ log Zn2+/ Zn

6. Calcula las constantes de las reacciones propuestas, tomando en cuenta los datos

experimentales.

K = 10n∆ E°0.0592

Zn/Zn2+ || Fe2+/Fe

K = 102 (0.406)0.0592

=5.128 x 1013

Zn/Zn2+ || Cu2+/ Cu

K = 102 (1.020)0.0592

=2.818 x 1034

Fe/Fe2+ || Cu2+/ Cu

K = 102 (0.658)0.0592

=1.659 x 1022

7. Compara los valores de las constantes de cada reacción y concluye, ¿qué reacción

es más cuantitativa?

La reacción más cuantitativa es Zn/Zn2+ || Cu2+/ Cu pues su K es más grande que las otras

reacciones.

PROBLEMA NO. 3:

RESUMEN:

10

En esta práctica se midió la diferencia de potencial en varias disoluciones respecto al

electrodo de calomel .El objetivo fue medir el voltaje de electrodo de los pares redox Ag+|

Ag, Ni2+|Ni, Fe3+|Fe2+, Cu2+|Cu, NO3-|NO2

-, Fe2+|Fe, y plantear las reacciones que pueden

darse espontáneamente, así como calcular los valores de las constantes de equilibrio. Se

obtuvieron los siguientes resultados en cada par redox respectivamente: 361 V, 376 V, -070

V, 220 V, -158 V, y -583 V. En base a esto, se concluyó que la manera correcta de predecir

si va o no a ocurrir una reacción química REDOX es con una recta de potencial, ya que si

primero se hace ese análisis se puede evitar el gasto innecesario de reactivos.

DIAGRAMA DE FLUJO:

11

Colocar 20 ml de nitrato de plata 0.1 M e introducir el electrodo o el alambre de plata. Colocar 20 ml de nitrato de sodio 0.2 M e introducir electrodo de calomel. Unir las dos celdas mediante puente salino y medir voltaje.

Agregar 20 ml de disolución de níquel (II) 0.1 M en un vaso de precipitados de 50 ml. Introducir alambre de níquel y electrodo de calomel y medir voltaje.

Coloca 10 ml de FeSO4 0.2 M y 10 ml de Fe (NO3)3 0.2 M. Introduce el electrodo de platino y calomel y mide el voltaje.

Agrega 20 ml de disolución de sulfato de cobre y el electrodo de calomel y medir el voltaje.

Agregar 10 ml de disolución de nitrito de sodio 0.2 M y 10 ml de nitrato de sodio 0.2 M. Introducir el electrodo de platino y de calomel y medir el voltaje.


Tabla 1. Diferencia de potencial en cada par redox.

Par REDOX ΔE (V) /respecto a calomel ΔE (V) /respecto a ENH

Ag+|Ag 0.376 0.626

Ni2+|Ni -0.158 0.092

Fe3+|Fe2+ 0.361 0.611

Cu2+|Cu 0.070 0.32

NO3-|NO2

- 0.220 0.47

Fe2+|Fe -0.583 -0.19


El electrodo de calomel es un electrodo de referencia basado en la reacción

entre mercurio y cloruro, este material poroso actúa como un puente salino este nos ayudo

a medir el potencial de celda, E 0 celda. La reacción redox debe ser una reacción es

espontánea, para que se genere una celda galvánica.

CONCLUSIONES:

La manera correcta de predecir si va o no a ocurrir una reacción química REDOX es con

una recta de potencial, ya que si primero se hace ese análisis se puede evitar el gasto

innecesario de reactivos.

12

Agregar 10 ml de disolución de hierro (II) 0.2 M y 10 ml de agua destilada en un vaso de precipitados de 50 ml. Introducir el alambre de hierro y el electrodo de calomel y medir el voltaje.

http://es.wikipedia.org/wiki/Cloruro_de_mercurio_(I)




http://es.wikipedia.org/wiki/Mercurio_(elemento)

http://es.wikipedia.org/wiki/Electrodo_de_referencia

CUESTIONARIO FINAL

1. Dibuja diagramas que representen cada una de las celdas que construiste.

Hg0| Hg22+|| Ag+|Ag

Hg0| Hg22+|| Fe3+|Fe2+

Hg0| Hg22+|| Ni2+| Ni

Hg0| Hg22+|| Cu2+|Cu

Hg0| Hg22+|| NO3

-|NO2-

13

Hg0| Hg22+||Fe2+|Fe

2. Describe cada una de las celdas representadas en el inciso anterior, de acuerdo a la

nomenclatura aceptada por la IUPAC.

a) Hg0(l)

| Hg2 2+Cl2(s) |KCl (sat)|| Ag+(0.1M)|Ag(s)

b) Hg0(l)

| Hg2 2+Cl2(s) |KCl (sat)|| Ni2+(0.1M)|Ni(s)

c) Hg0(l)

| Hg2 2+Cl2(s) |KCl(sat)|| Fe3+(0.2M)|Fe2+(0.2M) |Pt(s)

d) Hg0(l)

| Hg2 2+Cl2(s) |KCl (sat)|| Cu2+(0.1M)|Cu(s)

e) Hg0(l)

| Hg2 2+Cl2(s) |KCl(sat)|| NO3

-(0.2M)|NO2-(0.2M) |Pt(s)

f) Hg0(l)

| Hg2 2+Cl2(s) |KCl(sat)|| Fe2+(0.2M)|Fe(s)

3. Con base en los datos de diferencia de potencial, establece una escala en donde se

representen los pares redox propuestos en el experimento, indicando claramente su

fuerza óxido-reductora relativa.


Fe2+ Ni2+ H+ Cu2+ NO3- Fe3+ Ag+ E0 /respecto a

14

Calomel

-0.583 -0.158 0.00 0.070 0.220 0.361 0.316

Fe0 Ni0 H0 Cu0 NO2- Fe2+ Ag0

Reductor más

fuerte.

4. Transforma los valores de potencial obtenidos experimentalmente, respecto al

electrodo de calomel, a los que se tendrían con respecto al electrodo normal de

hidrógeno (ENH). Para ello, a los valores experimentales, súmales 0.250 V que es el

potencial que tiene el electrodo de calomel respecto al electrodo normal de

hidrógeno.

E Ag+|Ag= 0.376 + 0.250=0.626 V

E Ni2+|Ni = -0.158 + 0.250=0.092 V

EFe3+|Fe2+= 0.361+ 0.250=0.611 V

E Cu2+|Cu= 0.070+ 0.250=0.32 V

E NO3-|NO2

-= 0.220 + 0.250=0.47 V

E Fe2+|Fe= -0.583+ 0.250= -0.19 V

5. Con los nuevos valores de potencial, construye una nueva escala (E/ENH), en

donde se presenten los pares redox propuestos en el experimento.

Fe2+ Ni2+ Cu2+ NO3- Fe3+ Ag+

-0.19 0.092 032 0.47 0.611 0.626

Fe Ni Cu NO2 Fe Ag

15

Oxidante más fuerte

Reductor más fuerte

6. Escribe las ecuaciones de Nernst para cada semirrreacción propuesta.E Ag+|Ag= 0.626+(0.0592/1)log (Ag+/Ag)E Ni2+|Ni = 0.092+(0.0592/2)log (Ni2+/Ni)E Fe3+|Fe2+= 0.611+(0.0592/1)log (Fe3+/Fe2+)E Cu2+|Cu= 0.32+(0.0592/2)log (Cu2+/Cu)E NO3-|NO2-= 0.47+(0.0592/1)log (NO3-/NO2-)E Fe2+|Fe= -0.19+(0.0592/2)log (Fe2+/Fe)7. Empleando la escala propuesta en el inciso 5, plantea las reacciones redox

balanceadas que pueden ocurrir espontáneamente.

Ni2++ Fe Ni+ Fe2+

Ni2++ Cu Ni+ Cu2+

Ni2++ NO2 Ni+ NO3-

Ni2++ Fe Ni+ Fe3+

Ni2++ Ag Ni+ Ag+

Fe2++ Cu Fe+ Cu2+

Fe2++ NO2 Fe+ NO3-

Fe2++ Fe Fe + Fe3+

Fe2++ Ag Fe+ Ag+

Cu2++ NO2 Cu+ NO3-

Cu2++ Fe Cu+ Fe3+

Cu2++ Ag Cu+ Ag+

NO3-+ Fe NO2

-+ Fe3+

NO3-+ Ag NO2

-+ Ag

Fe3+ + Ag Fe+ Ag+

8. Calcula las constantes de las reacciones propuestas, tomando en cuenta los puntos

anteriores.

16

Ag+|Ag K = 10

1 (0 . 626)0.0592

=130.27

Ni2+|Ni K = 10

2 (0.092)0 .0592

=1282 . 64

Fe3+|Fe2+K = 10

6 (0. 611)0.0592

=8.42 x 1061

Cu2+|CuK = 10

2 (0 . 32)0.0592

=6.46 x 1010

NO3-|NO2-K = 10

1 (0.47 )0 .0592

=86933805 .19

Fe2+|FeK = 10

2 (−0 .19)0.0592

=3.81x 10−7

9. Compara los valores de las constantes de cada reacción e indica tus conclusiones al

respecto.

10.Con base en los datos experimentales de diferencia de potencial obtenidos para

cada pila propuesta en el problema no. 2 y los datos necesarios obtenidos en el

problema no. 3, calcula el potencial de los pares Zn2+/Zn0, Fe2+/Fe0 y Cu2+/Cu0.

11.Propón un mapa conceptual que involucre los conceptos relacionados con los

experimentos que llevaste a cabo en toda la práctica.

17

BIBLIOGRAFÍA:

Chang, r. Química General, Mc Graw Hill, Mexico, 1996, pp. 174-178.

D, C. Harris. Análisis Químico Cualitativo 3ed. España Reverté. 2007.

Sin autor. “Hojas de seguridad”. UNAM. 13 de febrero del 2014.

<http://www.quimica.unam.mx/IMG/pdf>

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