Laboratorio 10

OBSERVACIONES EXPERIMENTALES

Experimento N° 1. Espontaneidad de algunas reacciones de oxido-reducción.
Se colocó en dos tubos de ensayos una solución de HCl(0.1 M) la cual era incolora.
Al añadir un trozo de zinc (Zn) de color gris metálico a unos de los tubos, se observó un
fuerte burbujeo y en el otro tubo de ensayo se agregó un trozo de cobre (Cu) de color
naranja metálico, no se observó ningún cambio.
Al colocar un trozo de cobre en una solución incolora de ácido nítrico (HNO 3) 6 M ,
se observó un pequeño burbujeo. Al calentar suavemente el tubo en la campana
extractora, se pudo observar un burbujeo, el cobre se consumió casi todo y se desprendió
un gas de color pardo. Además la solución se torno de color azul oscura.
Al añadir un trozo de cobre en la solución incolora de nitrato de zinc (ZnNO 3) 0.1
M , no se observó ningún cambio. Al agregar un trozo de zinc en una solución de color
azul de nitrato cúprico Cu(NO3)2 0.1 M , se observó como el zinc de color gris se tornó
negro. Al agregar un trozo de zinc a una solución incolora de nitrato de aluminio
(Al(NO3)3) 0.1 M, no se observó ningún cambio.

Experimento N° 2. Construcción de la celda Zn/Zn+2 (0,1 M) // Cu+2 (0,1 M) /Cu.
La solución de nitrato cúprico usado era de color azul y 0.1M, mientras que la
solución de zinc era incolora de 0.1 M. Los electrodos de cobre y zinc eran barras
metálicas de color anaranjado y gris respectivamente, al colocar los electrodos en su
respectiva solución las cuales se encontraban en el beaker y en el cilindro poroso, se
observó un potencial de 0,939 voltios (reportado por el voltímetro).

Experimento N° 3. Efecto de la concentración sobre el potencial de la celda.
Experimento N° 3.1. Celda Pb/Pb+2 (ac) // Cu+2 (ac)/Cu
La solución de nitrato púmbilco (Pb(NO3)2) era incolora, mientras que la solución
de nitrato cúprico Cu(NO3)2 era de color azul . Los electrodos usados eran barras de
plomo de color gris opaco y la barra de cobre era de color anaranjado metálico. En el

experimento se utilizó diferentes concentraciones de estas dos sustancias y se obtuvieron
diferentes valores de potencial, estos valores fueron reportados por un voltímetro. (ver
tabla I).
Experimento N° 3.2. Celdas de concentración.
La solución de nitrato cúprico era de color azul y la solución de nitrato plúmbico
era incolora . Los electrodos eran uno de cobre y el otro de plomo manteniendo las
características de los experimentos anteriores. Las dos soluciones se emplearon de
concentraciones diferentes, se introdujeron los electrodos dentro de las soluciones, en la
solución de sulfato cúprico se introdujo el de cobre y en la de nitrato plúmbico el
electrodo de plomo y se obtuvieron diferentes potenciales. (ver tabla II).

DISCUSIÓN DE OBSERVACIONES Y RESULTADOS

Experimento N° 1.
La gran mayoría de los metales y alguna otras especies tienen la propiedad de
oxidarse o reducirse, es decir ganar o perder electrones. Estos valores se determinan
experimentalmente y se encuentran tabulados en tablas de potenciales de reducción. La
fuerza electromotriz, generadas por estas semi-reacciones, es considerada como una
medida de la tendencia de la reacción de oxido-reducción a ocurrir espontáneamente,
Así aunque una REDOX no se lleve a acabo en una celda, se puede usar el signo E como
criterio de espontaneidad. Para determinar si una reacción es espontánea o no se debe
conocer ‘E’ en voltios.
En la reacción de HCl y Zn debe existir un agente reductor y agente oxidante, la
semi-reacciones involucradas son:
2Cl-(ac) Cl2(g) + 2e- E° = -1.36 V
H2(g) 2H+(ac) + 2e- E° = 0 V
Zn(s) Zn+2(ac) + 2e- E° = 0.76 V
Debido a que el potencial de oxidación de Zn es mayor al potencial de H + ,es el
agente oxidante (por tener mayor potencial de oxidaciòn). Además en la ionización de
ácido clorhídrico, consideramos al ion Cl- como un ion espectador ya que no participa en
la reacción, la reacción resultante es la siguiente:
Zn(s) + 2H+(ac) Zn+2(ac) + H2(g) E° = 0.76 V (I)
Claramente el potencial estándar (positivo) indica que la reacción será espontánea,
comprobándose lo ocurrido en el laboratorio. El Zn se oxida en HCl y el hidronio se
reduce provocando la liberación de hidrógeno gaseoso, mientras los cationes de Zn +2
forma cloruro de zinc (ZnCl2) en solución con los aniones Cl-.
En la reacción de HCl y cobre (Cu) los potenciales de oxidación de las especies
involucradas son:
2Cl-(ac) Cl2(g) + 2e- E° = -1.36 V
H2(g) 2H+(ac) + 2e- E° = 0 V

Cu(s) Cu+2(ac) + 2e- E° = -0.34 V
Simultáneamente que la experiencia anterior el Cl- participa como un ion espectador
y solo forma cloruro de cobre en solución con los cationes de Cu +2, mientras que para
que el hidrógeno reaccione con el cobre, el hidrógeno debe ser el agente oxidante y el
Cu el agente reductor, la reacción resultante es la siguiente:
Cu(s) + 2H+(ac) Cu+2(ac) + H2(g) E° = -0.34 V (II)
El potencial estándar obtenido indica que la reacción será no espontánea, esto
sustenta lo que ocurrió en la práctica donde no se observó ninguna reacción.
Comprobando los dos metales podemos decir que el zinc es mejor agente reductor
respecto al hidrógeno y que el cobre.
En la reacción del ácido nítrico con el Cu se tienen los siguientes potenciales de
oxidación:
Cu(s) Cu+2(ac) + 2e- E° = -0.34 V
H2(g) 2H+(ac) + 2e- E° = 0 V
NO(g) + 2H2O NO3-(ac) + 4H+(ac) + 3e- E° = -0.96 V (III)
Para que el cobre sólido reaccione con el ácido nítrico, el Cu debe oxidarse y el ion
nitrato debe reducirse (debido a que el la reacción entre el cobre y el hidrógeno es no
espontánea), la reacción resultante es la siguiente:
2NO3-(ac) + 8H+(ac) + 3Cu(s) 2NO(g) + 4H2O + 3Cu+2(ac) E° = 0.96 V (IV)
El potencial estándar indica que la reacción es espontánea, pero para que se lleve a
cabo con mayor rapidez se caliente. Al suministrarle calor a la solución, el Cu se oxida y
forma el ion Cu+2 en solución (de color azul, en medio acuoso). Además se produce un
fuerte burbujeo por la liberación de dióxido de nitrógeno gaseoso el cual es toxico y de
color pardo, por lo cual el experimento se hace en la campana extractora.
En la reacción del cobre sólido con sulfato de zinc se considera las siguientes semi-
reacciones de oxidación:
Cu(s) Cu+2(ac) + 2e- E° = -0.34 V
Zn(s) Zn+2(ac) + 2e- E° = 0.76 V

Para que dicha reacción ocurra el debe oxidarse para producir cationes de Cu +2 y el
Zn+2 debe reducirse para formar Zn sólido, según la siguiente reacción:
Zn+2(ac) + Cu(s) Zn(s) + Cu+2(ac) E° = -1.10 V (V)
Debido a que el potencial es negativo la reacción es no espontánea, tal como se
pudo apreciar en el laboratorio. Contrariamente si se mezclan Zn sólido en una solución
de sulfato cúprico, si ocurre una reacción espontánea debido a que para que ocurra la
misma el Zn debe oxidarse y el Cu+2 debe reducirse, esto se comprueba mediante el
potencial de la reacción:
Zn(s) + Cu+2(ac) Zn+2(ac) + Cu(s) E° = 1.10 V (VI)
Cabe destacar que el cambio de coloración del Zn (de gris a negro) obedece a que
el mismo se oxida y el precipitado de cobre se debe a que el Cu+2 se reduce.
En la reacción de Zn sólido con nitrato de aluminio se consideran las siguientes
semi-reacciones:
Al+3(ac) + 3e- Al(s) E° = -1.66 V
Zn(s) Zn+2(ac) + 2e- E° = 0.76 V
Esto nos indica que el zinc posee mayor poder reductor, debido a que su potencial
de oxidación es mayor, el se oxida con mayor facilidad.
Experimento N° 2.
Una celda electroquímica es un dispositivo formado por dos electrodos que se
conectan externamente para que ocurra una reacción de oxido-reducción espontánea que
produce corriente eléctrica. Cada uno de los electrodos está formado básicamente por un
metal sumergido en una solución iónica. La oxidación ocurre en el ánodo y la reducción
ocurre en el cátodo, transfiriéndose los electrones a través del circuito externo desde el
ánodo hasta el cátodo. La reacción neta de la celda es la suma de las dos semi-
reacciones, la diferencia de potencial entre los electrodos de una celda constituye la
fuerza electromotriz y se denota E. El valor de E depende del tipo de celda, de la
temperatura y de la concentración de las soluciones, en condiciones estándar (presión de
1 atm, temperatura de 25°C y la relación de concentración entre las especies es de 1 M)

el potencial de la celda E es igual al potencial estándar E° (potencial de las reacciones
REDOX).
En está practica se elaboró celda galvánica (pila galvánica) usando un beaker y un
cilindro poroso. Considerando la celda construida en condiciones estándar podemos
decir que el potencial de la celda E es casi igual al potencial reportado por el voltímetro,
el cual fue de 0,937 V.
El potencial teórico se determina a partir de la notación abreviada de la celda y de
los potenciales estándar de las semi-reacciones involucradas.
La notación abreviada de dicha celda es la siguiente:
Zn/Zn+2 (0.1 M) // Cu+2 (0.1M)/Cu
Observando está notación se deduce que el zinc se oxida y el cobre se reduce, las
semi-reacciones son las siguientes:
Cu(s) Cu+2(ac) + 2e- E° = -0.34 V
Zn(s) Zn+2(ac) + 2e- E° = 0.76 V
La reacción neta es la siguiente:
Zn(s) + Cu+2(ac) Zn+2(ac) + Cu(s) E° = 1.10 V (VI)

Debido a las condiciones de la celda él E es relativamente igual al E°, dicho valor
teórico (1.10 V) difiere del experimental (0.937 V) debido a los errores sistemáticos
introducidos como: contaminación de la soluciones involucradas, exactitud o deficiencia
del voltímetro, errores en el montaje de la celda (cilindro poroso deficiente, electrodos
gastados, etc. ), tiempo de medición, temperatura ambiente,etc.
Experimento N° 3.
Las celdas reales por lo general no se encuentran en condición estándar, para
determinar el potencial de una celda al cambiar sus condiciones estándar se utiliza la
ecuación de Nernst, está ecuación es la siguiente:
E= E°- (0.0592)(log Q) (VII)
n
Donde E° es el potencial estándar de las semi-reacciones involucradas, n es él
número de electrones y Q es la relación entre las concentraciones o presiones de las

especies que intervienen en la ecuación REDOX. La celda construida para estudiar el
efecto de la concentración, corresponde a la siguiente notación:
Pb/Pb+2(ac) (0.1 M) // Cu+2(ac)(0.1 M)/Cu
Claramente se observa que el plomo se oxida y el cobre se reduce, si la lámina de
un metal, correspondiente al electrodo de una semicelda hipotética de oxidación, se
introduce en una solución cuya concentración de cationes de metal varia (mayor o menor
que 1 M), el equilibrio favorecerá la producción o consumo de cationes de dicho metal
(según Le Chatelier). Esta perturbación es la que provoca que el potencial E de la celda
sea diferente al potencial estándar E°.
. Para determinar el potencial de las celdas teóricamente se debe considerar las semi-
reacciones y la reacción neta de la celda, estas son:
Reacción Catódica: Cu+2(ac) + 2e- Cu(s) E° = 0.34 V
Reacción Anódica: Pb(s) Pb+2(ac) + 2e- E° = 0.13 V
Reacción Neta: Cu+2(ac) + Pb(s) Cu(s) + Pb+2(ac) E° = 0.47 V
El potencial teórico se calcula usando el potencial estándar y la relación de
concentraciones (Q) en la Ecuación de Nernst. Teóricamente el potencial de la celda A
debe ser igual a E° debido que la relación entre las concentración del nitrato cúprico y
nitrato plúmbico es igual , pero dicho potencial (0.47 V) difiere del experimental (0.508
V). El potencial teórico de celda B es (0.4996 V) ,ver anexos, el cual difiere del
experimental (0.530 V). El potencial teórico de la celda C es de (0.4404 V), el cual
difiere del experimental (0.496 V). La diferencia de los voltajes experimentales y
teóricos,se debe a los errores sistemáticos incluidos en la construcción de la celda, los
cuales se describieron anteriormente. El potencial de los electrodos depende de las
concentraciones de las especies que intervienen en las semi-reacciones,la cual dependerá
de la relación que tenga Q a medida que el ánodo tiene mayor concentración que la del
cátodo, el valor de Q será mayor por lo cual el potencial generado por la celda es
menor, si en cambio el cátodo tiene mayor concentración que el ánodo el valor de Q
disminuirá por lo cual el potencial generado por la celda será mayor, todo esto se deduce
por la ecuación de Nernst(ecuación VII) . Con respecto al potencial generado por la

celda A con respecto al de la celda del experimento 2,se nota que a pesar que el ánodo y
el cátodo tienen la misma concentración (0.1 M),el potencial generado es distinto, es
debido al poder reductor que tiene el ánodo, ya que el cátodo es el mismo compuesto, a
medida que el potencial estándar de oxidación es mayor en el ánodo, el valor de E°
aumenta en la ecuación Nernst(ecuación VII),en otras palabras entre mayor sea la poder
reductor mayor será el potencial generado por la celda, entonces el poder reductor de
Zn(de E° = 0.76 V) es mayor al de Pb(.E° = 0.13 V) . Si se combinan dos semiceldas
con electrodos de la misma especie pero con soluciones de diferentes concentraciones,
se desarrollará entonces una fuerza electromotriz y estaremos hablando de una celda de
concentración.
El potencial de dicha celda se deduce mediante la ecuación de Nernst debido a que
están variando las condiciones estándar, la particularidad que el potencial estándar es
igual a cero (E° = 0 V) debido a que se reduce y se oxida al mismo tiempo. Esto lo
analizamos y comprobamos al construir la celda con sulfato cúprico, donde las semi-
reacciones y la reacción neta son:
Reacción Anodina: Cu(s) Cu+2(ac) + 2e- E° = -0.34 V
Ecuación Neta: : Cu+2(ac)+ Cu(s) Cu+2(ac) + Cu(s) E° = 0 V
Igualmente sucede con la celda de concentración de nitrato plúmbico.
Las celdas de concentración construidas y el voltaje medido (con voltímetro) son
las siguientes:
Cu/Cu+2(0.01M)// Cu+2(0.1 M)/Cu E = 0.043 V
Pb/Pb+2 (0.01 M)//Pb+2 (0.1 M)/Pb E = 0.041 V
El potencial teórico de la celda de concentración de nitrato cúprico (0.0296 V) es
igual al potencial de la celda de concentración de nitrato plúmbico, debido a que la
relación entre las concentraciones de sus especies es igual (Q 0.1 M). La diferencia entre
el potencial teórico y ,el experimental se debe a los errores sistemáticos introducidos en
la construcción de la celda de concentración, los cuales fueron descritos en el
experimento anterior.

CONCLUSIONES

o La reacción entre el zinc y el HCI es espontánea.
o La reacción entre el cobre y el HCI es no espontánea.
o La reacción entre el cobre y el ácido nítrico es espontánea.
o La reacción entre el cobre y el ácido nítrico se calienta para acelerar el proceso.
o El gas desprendido en la reacción entre el cobre y ácido nítrico era dióxido de
nitrógeno.
o La reacción entre el cobre y el sulfato de zinc es no espontánea.
o La reacción entre el zinc y el sulfato cúprico es espontánea.
o El zinc es mejor agente reductor que el cobre.
o El potencial de una celda es igual al potencial estándar en condiciones normales.
o La ecuación de Nernst determina hasta que punto la concentración de la solución
influye sobre la fuerza electromotriz.
o El potencial de la celda de sulfato cúprico (0.1 M) y nitrato plúmbico (0.1 m) es de
0.937 V.
o El potencial de la celda de sulfato de cúprico (0.1 M) y nitrato plúmbico (0.1 M) es
de 0.508 V.
o El potencial de la celda de sulfato cúprico (0.1 M) y nitrato plúmbico (0.01M) es de
0.530 V.
o El potencial de la celda de sulfato cúprico (0.01 M) y nitrato plúmbico (0.1M) es de
0.496 V.
o El potencial de la celda de concentración del sulfato cúprico es de 0.043 y el
potencial de la celda de concentración del nitrato plúmbico es 0.041 V.
o El potencial medido en una celda será mayor a medida que el poder reductor en el
ánodo es mayor.

o El potencial medido en una celda de concentración o cualquier celda ,será mayor si
la concentración del cátodo es mayor a la del ánodo, y será menor si la concentración
del ánodo es mayor con respecto a la del cátodo.
BIBLIOGRAFÍA

o CHANG, Raymond. Química. México. Mc Graw-Hill / interamericana, 1992.
Traducción de la sexta edición en ingles “Chemistry” por Maria Ramírez, Rosa
Herranz. Páginas: 757-775.

o Rojas, Maritza; González, María y Perdomo, Yadhira. Manual de laboratorio
de Química General. 2002. Libro de la Universidad de Carabobo.
Páginas: 89-97.

TABLAS Y RESULTADOS

Tabla experimental I. Notación simbólica de las celdas galvánicas, con electrodos de
plomo y cobre, voltajes respectivos.

Celdas Notación simbólica E (V)
A Pb/Pb (ac) (0.1 M) // Cu+2(ac)(0.1 M)/Cu
+2
0.508
B Pb/Pb+2(ac) (0.01 M) // Cu+2(ac)(0.1 M)/Cu 0.530
C Pb/Pb+2(ac) (0.1 M) // Cu+2(ac)(0.01 M)/Cu 0.496

Tabla experimental II. Celdas de concentración: fuerza electromotriz y simbología
(electrodos de cobre-cobre, electrodos plomo-plomo.

Celdas Notación simbólica E (V)
A Cu/Cu (ac) (0.01 M) // Cu+2(ac)(0.1 M)/Cu
+2
0.043
B Pb/Pb+2(ac) (0.01 M) // Pb+2(ac)(0.1 M)/Pb 0.041

ANEXOS

*Calculo del potencial teórico generado para una celda (celda B del experimento 3) :
-Pb/Pb+2(ac) (00.1 M) // Cu+2(ac)(0.1 M)/Cu;
Según la ecuación de Nernst: E= E°- (0.0592)(log Q) (VII)
N
Descripta en el experimento 3;se conoce de antemano que Eº=0.47 V, ya que
Reacción Anódica: Pb(s) Pb+2(ac) + 2e- E° = 0.13 V
Reacción Neta: Cu+2(ac) + Pb(s) Cu(s) + Pb+2(ac) E° = 0.47 V; N=2 y
Q=log(Pb+2(ac) ) = log (0.01 M) = -1 ; sustituyendo estos valores en la ecuación (VII);
( Cu+2(ac) ) (0.1 M) queda.
E=0.47 V-(0.0592) (-1) = 0.4996 V. Del mismo modo se calculo el valor del
2 potencial teórico generado para la celda
A,C del experimento 3 y 3.2 para las 2 celdas de concentración dadas,estos valores
dieron, para las celdas A y C del experimento 3,0.47 V y 0.4404 V respectivamente,y
para el experimento 3.2 para la celda de concentración :
- Cu/Cu+2(ac) (0.01 M) // Cu+2(ac)(0.1 M)/Cu ,el valor teórico del potencial es 0.0296 V.
- Pb/Pb+2(ac) (0.01 M) // Pb+2(ac)(0.1 M)/Pb .el valor teorico del potencial es 0.0296 V.

Laboratorio 10

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