Este documento presenta tres partes experimentales sobre electroquímica y cinética química. La Parte A describe la electrólisis de una solución de KI para observar los procesos de oxidación y reducción. La Parte B explica cómo construir y medir el voltaje de una pila de Daniell para convertir energía química en eléctrica. La Parte C estudia la cinética de una reacción reloj midiendo las velocidades iniciales y determinando los órdenes parciales y constante de velocidad.

1. TRABAJO PRÁCTICO DE
LABORATORIO Nº8
CÁTEDRA: QUÍMICA
PARTE A: ELECTRÓLISIS DE KI
PARTE B: PILAS DE DANIELL
PARTE C: CINETICA QUÍMICA
PARTE A: ELECTRÓLISIS DE KI EN SOLUCIÓN
OBJETIVOS:
- Efectuar la electrólisis de un electrolito en solución acuosa.
- Observar el comportamiento de la solución y los electrodos durante el proceso.
- Identificar los productos de la electrólisis e inferir la naturaleza de las transformaciones que tienen
lugar.
- Interpretar, por medio de ecuaciones parciales de oxidación y reducción los procesos que han
tenido lugar.
- Construir un generador de corriente eléctrica, pila de Daniell y medir la diferencia de potencial
que produce. Aplicar la Ecuación de Nernst
PRERREQUISITOS:
1. Conocer nomenclatura química y teoría iónica.
2. Conocer los fundamentos de los fenómenos Redox.
CONCURRIR AL LABORATORIO CON BATERIA DE 9V, ALGODÓN, CABLES
CONDUCTORES, LIJA, PINZA, TRAPO, DETERGENTE
INTRODUCCIÓN TEÓRICA
La electroquímica es la rama de la química que se ocupa del estudio de los intercambios entre
energía química y eléctrica en celdas o pilas galvánicas y la conversión de energía eléctrica en
energía química en cubas electrolíticas.
La Electrólisis es un proceso mediante el cual una corriente eléctrica provoca la realización de
reacciones químicas no espontáneas cuando pasa a través de la solución de un electrolito; estas
reacciones químicas pueden ser desprendimiento de un gas, depósito de un metal, disolución de un
electrolito, etc. Para permitir el pasaje de la corriente eléctrica a través de la solución, se introducen
dos trozos de metal denominados electrodos, estos se conectan a una fuente externa de corriente. El
recipiente que contiene la solución se llama Cuba electrolítica.
La fuente externa de corriente o batería ejerce la función de bombear electrones desde el electrodo
positivo (Ánodo) al electrodo negativo (Cátodo) y de dirigir los iones hacia los electrodos. De este
modo, la corriente de electrones está acompañada por una separación de los electrones del ánodo y
su transferencia a través del conductor externo hacia el cátodo. Los iones con carga positiva (+) en
la solución van hacia el cátodo donde toman los electrones, se reducen y se llaman cationes,
generalmente son iones hidrógeno (H+) u átomos de un metal; o sea, se produce el depósito de un
metal o desprendimiento del gas hidrógeno.
Me n+ + ne- → MeO
2 H+ + 2e- → H2
A la inversa los iones cargados negativamente (-) van hacia el ánodo donde los electrones son
separados se oxidan y se llaman aniones. Si el anión es el ión oxidrilo se desprenderá oxigeno
gaseoso, si es un halógeno se desprenderá también como gas.
159

2. 2 OH- → 1/2 O2 + H2O + 2e→ Cl2 + 2e-
2 Cl-
MATERIALES NECESARIOS:
Tubo en "U" de vidrio con soporte.
Dos electrodos de grafito (obtenidos de desarmar una pila usada).
Batería de 9 Volts
Cables conductores
Solución de almidón
Fenolftaleína
KI 0,5M
PROCEDIMIENTO:
1. Colocar la solución de KI en el tubo en U hasta 1 cm por debajo de cada tubuladura.
2. Conectar a cada electrodo de grafito los cables conductores, colocar los electrodos en las ramas
del tubo en U.
3. Cerrar el circuito con la batería y hacer circular la corriente durante 10 minutos
aproximadamente.
4. Registrar los cambios de color y apariencia que se produzcan en el ánodo y cátodo.
5. Desconectar la fuente, retirar los electrodos y observar si han cambiado de aspecto, percibir el
olor, particularmente el del ánodo
6. Agregar fenolftaleína (indicador ácido base que es incoloro si el medio es ácido y fucsia, si es
básico) en el cátodo y solución de almidón (indicador de yodo). El yodo y el almidón reaccionan
dando un color azul oscuro muy característico que se atribuye a la formación de un complejo de
almidón-yodo) en el ánodo.
ESQUEMA:
HEMIRREACCIONES:
En el cátodo:
2 H2O + 2 e- → H2 + 2 OHEn el ánodo:
2 I- → I2 + 2 e-
160

3. PARTE B: PILAS (TRANSFORMACIÓN DE ENERGÍA QUÍMICA EN ELÉCTRICA
INTRODUCCIÓN TEÓRICA
Como se sabe si en una solución de un sistema redox se introduce un metal inatacable p.ej.: platino,
se establece una diferencia de potencial eléctrico entre la solución y el metal, que se puede explicar
como la tendencia de los electrones a pasar de la solución al metal, se dice que se establece un
potencial de electrodo. Si tomamos dos sistemas redox y los unimos cerrando un circuito eléctrico,
estamos construyendo un generador de corriente eléctrica; la magnitud de esta corriente dependerá
de la diferencia de potencial existente entre los potenciales de electrodo de cada uno de los sistemas
redox. Hemos construido una pila.
La energía liberada por una reacción redox espontánea puede usarse para realizar trabajo eléctrico.
Esta tarea se cumple por medio de una celda voltaica (pila), un dispositivo en el que la transferencia
de electrones tiene lugar a lo largo de un camino externo, y no directamente entre los reactivos.
Un ejemplo de celda voltaica es la pila de Daniell, dispositivo que consiste en un electrodo de Zn
sumergido en una solución de ZnSO4 y un electrodo de Cu sumergido en una solución de CuSO4.
Las soluciones están separadas por un tabique poroso o puente salino que permite el paso de los
iones a través de él. Cuando se conectan ambos electrodos hay un flujo continuo de electrones que
salen del electrodo de Zn hacia el electrodo de Cu a través del alambre externo y un flujo de iones a
través de la solución como resultado de las reacciones de óxido-reducción espontáneas que tienen
lugar en los electrodos. El electrodo de Zn es el ánodo y el de Cu es el cátodo. Debido a que los
electrones fluyen del ánodo al cátodo, el ánodo de una celda voltaica se rotula con un signo
negativo, y el cátodo, con un signo positivo.
La diferencia de potencial entre los dos electrodos de una celda voltaica proporciona la fuerza
motriz que mueve los electrones a lo largo del circuito externo. Por consiguiente, a esta diferencia
de potencial se le llama fuerza electromotriz o fem y se mide en volts (V). La fem producida por
o
una celda voltaica se denomina potencial estándar de la celda ε celda si las concentraciones de todos
los iones son 1M, las presiones parciales de los gases son 1 atm y la temperatura de la celda es
25°C. Se calcula a partir del potencial de reducción estándar de cada electrodo ε o que manifiesta la
tendencia a adquirir electrones del mismo. Entonces es posible considerar que la fem de la pila es
la resultante de dos simples potenciales de electrodo. Como sabemos estos potenciales de electrodos
no se determinan en forma absoluta, pero si se determinan respecto a un electrodo normal de
hidrógeno (electrodo de referencia) tomando su valor igual a 'cero'.
o
o
o
ε celda = ε sus tan cia que se reduce − ε sus tan cia que se oxida
o
o
En el caso de la pila considerada: ε celda = ε Cu + +
Cu
o
o
− ε Zn+ +
.
Zn o
En toda reacción de celda que se lleva a cabo espontáneamente, como la de una celda voltaica, el
∆Gº es negativo y el potencial de celda positivo.
La dependencia de la fem de celda respecto de la concentración se obtiene a partir de la
dependencia del cambio de energía libre respecto de la concentración. La ecuación de Nernst nos
permite hallar la fem que una celda produce en condiciones no estándar.
RT
ln Q ,
nF
se acostumbra representar esta ecuación en términos de logaritmos (comunes de base 10):
2,3RT
[Re d ]
ε celda = ε o celda −
log
nF
[Oxid ]
Donde:
ε celda = Potencial del sistema que se quiere calcular (Voltios)
o
ε celda = ε celda −
161

4. ௢
௢
௢
ߝ௖௘௟ௗ௔ ൌ ߝ௖௔௧௢ௗ௢ െ ߝá௡௢ௗ௢ = Potencial estándar del sistema
T = Temperatura absoluta en °K
R = Constante universal de los gases (0,082 lt-atm/°K-mol)
F = Número de Faraday (96.500 Coulomb)
n = Número de electrones que pasan de la forma reducida a la oxidada o viceversa.
[Ox] = Concentración molar de la forma oxidada del sistema.
[Re d ] = Concentración molar de la forma reducida del sistema.
2,3RT 0,059
Para todos los sistemas a 25°C depende solo del número de electrones transferidos
=
nF
n
Una PILA se representa esquemáticamente así:
Zno / [Zn++] =…..Molar // [Cu++] =….Molar / Cuo
Hemipila o semipila
Hemipila o semipila
La barra simple representa la unión o el contacto sólido-líquido, la doble barra representa la unión
líquido-líquido de la placa porosa. Por convención la concentración de una sustancia sólida pura se
considera siempre igual a la unidad. Luego entonces, por convención se calcula el voltaje de una
pila como el potencial de electrodo escrito a la derecha menos el potencial de electrodo escrito a la
izquierda en la expresión de la pila; si estos potenciales son de reducción.
La reacción de la PILA DE DANIEL es: Zn o + Cu + + ⇒ Cu o + Zn + + por lo que si trabajamos a
25°C, la ecuación de Nernst en este caso quedaría:
[Zn] =
0,059
0,059
Cu 0
0
0
log
− ε Zn+ + / Zn +
log
ε celda = ε cátodo − ε ánodo = ε Cu + + / Cu 0 −
++
2
Cu
2
Zn ++
o
ε celda = ε Cu
++
Cu o
o
− ε Zn+ +
−
Zn o
[
[
0,059
Zn ++
log
2
Cu + +
]
]
[ ]
[ ]
[
]
MATERIALES NECESARIOS
2 vasos de precipitado de 100 mL
Algodón
Tubo en forma de U
Voltímetro
Lámina de Cu y lámina de Zn de 1/2 cm de ancho y 6 cm de largo bien pulidas
Dos cables conductores con pinzas cocodrilo en los extremos
REACTIVOS
CuSO4 1M
Solución saturada de NaCl o KCl
ZnSO4 1M
PROCEDIMIENTO:
1. Colocar en un vaso de precipitado solución de CuSO4 1M y en otro solución de ZnSO4 1M hasta
aproximadamente la mitad.
2. Introduzca en el vaso con solución de CuSO4 la lámina de Cu y en la que contiene la solución de
ZnSO4 la lámina de Zn
3. Conecte la lámina de Zn al polo negativo del voltímetro y la de cobre al positivo con los cables
conductores como muestra la figura y anote la lectura del voltímetro. Observará que la aguja del
voltímetro se mantiene en el cero de la escala indicando que no circula corriente porque el circuito
está abierto.
4. Llene el tubo en U con la solución de NaCl y tape cada extremo de él con algodón.
162

5. 5. Invierta el tubo en U e introduzca un extremo en la solución de CuSO4 y el otro en la ZnSO4,
como muestra la figura cuidando que no quede aire en su interior.
6. Anote la lectura del voltímetro. La aguja del instrumento marcará una división distinta de cero,
indicando que circula corriente eléctrica, porque el circuito se cerró al colocar el tubo en U, que
constituye lo que se llama puente salino.
ESQUEMA
PREGUNTAS
1. En la electrólisis los cationes se reducen u oxidan, en cuál electrodo?
2. Que es lo que asegura la continuidad de la corriente en la electrólisis?
3. Escribir las reacciones de oxidación y reducción que se producen en la electrólisis de la solución
de KI.
4. Indicar cuáles de las siguiente hemirreacciones son de oxidación y cuáles de reducción:
2 Cl- → Cl2 + 2eCu2+ + 2e- → Cu°
SO32- + 2OH- → SO42- + H2O + 2e5. Definir oxidación y reducción
6. ¿Qué función cumple la fenolftaleína y el almidón?
163

6. PARTE C: CINÉTICA QUÍMICA
OBJETIVOS
1. Estudiar la cinética de una reacción química por el método de las velocidades iniciales.
2. Determinar los órdenes parciales de reacción
3. Determinar el valor de la constante específica de la velocidad de reacción
4. Escribir la expresión de la ecuación de velocidad de una reacción química.
INTRODUCCIÓN TEÓRICA
Una reacción reloj es una reacción química en la que un cambio de color súbito marca el final de la
transformación de los reactivos en productos. El tiempo que transcurre hasta el final de la reacción
depende de la concentración de las especies químicas implicadas en la misma. Si las
concentraciones de los reactivos pueden ajustarse de modo que haya cambios de color de manera
periódica, se les denomina reacciones oscilantes.
Este tipo de reacciones son muy utilizadas en el estudio de la cinética de las reacciones químicas,
para conocer a qué velocidad tiene lugar una transformación química. Uno de los factores que afecta
la velocidad de reacción es la concentración de los reactivos. Para una reacción del tipo: A + B →
productos; v = k [A]a [B]b donde v es la velocidad de reacción, k es la constante de velocidad, y [A]
y [B] son las concentraciones molares de los reactivos. El exponente a se llama orden de la reacción
con respecto a A y el exponente b, orden de la reacción con respecto a B. La suma a + b se conoce
como orden total de la reacción. Estos exponentes se determinan experimentalmente.
En este experimento, se va a estudiar la cinética de la reacción del ión ioduro (I-) con el bromato
(BrO3-) en medio ácido, que es una reacción lenta a temperatura ambiente.
6 I- + BrO3- + 6 H+→ 3 I2 + Br- + 3 H2O (1)
La ecuación de velocidad es de la forma: velocidad = k[ BrO3− ] x [ I − ] y [ H + ] z lo que necesitamos es
encontrar los valores de x, y, z; para ello realizaremos varias experiencias variando en cada ocasión
la concentración de uno de los reactivos y manteniendo constante la de los otros dos reactivos. Para
conocer la velocidad de reacción, hay que registrar el tiempo de aparición de un producto o la
desaparición de un reactivo. Nosotros emplearemos para seguir la reacción, otra reacción
simultánea en el mismo tubo:
I2 + 2 S2O32- → 2 I- + S4O62- (2)
Ésta reacción comparada con la reacción (1) es instantánea. La reacción 2 consume el yodo
molecular (I2) formado en la reacción 1 tan pronto como éste se produce, por lo que la
concentración de I2 se mantiene muy baja a lo largo del tiempo.
Cuando todo el ión tiosulfato (S2O3-2) se ha consumido en la reacción 2, la concentración de I2
aumenta considerablemente en la disolución y se forma un compuesto de yodo con almidón que
marca el final de la reacción química (reacción 3)
I2 + almidón → color azul intenso (3)
Una de las características del almidón es que forma un complejo de color azul oscuro en presencia
de yodo, casi de forma instantánea, reacción que se utiliza para su reconocimiento. En nuestro caso
preparamos las soluciones con la concentración adecuada para producir un retraso en la reacción del
yodo con el almidón.
Emplearemos el denominado método de las velocidades iniciales para la determinación de órdenes
de reacción que consiste en medir la velocidad al comienzo de la misma, cuando los reactivos se
han consumido menos del 5-10%. En este caso, las concentraciones de los reactivos pueden
considerarse constantes y aproximadamente iguales al valor de las concentraciones iniciales. Para
conseguir este objetivo pondremos siempre la misma y pequeña cantidad del ión tiosulfato en
nuestros experimentos. La determinación de la velocidad de reacción se realiza midiendo el tiempo,
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7. t, necesario para la formación de una cantidad fija de yodo que produce la desaparición completa
del tiosulfato. Para encontrar la constante de velocidad y los órdenes de reacción del proceso
mantendremos constante la concentración de dos de los reactivos en un grupo de experimentos y en
otro la del tercer reactivo.
Entonces, tomaremos una pareja de pruebas en las que se mantengan constantes las concentraciones
del H+ y I-, y se varíe la de BrO3-. Analizando como varía la velocidad de la reacción con respecto a
ésta concentración para esta pareja de pruebas seleccionada, deduciremos el valor del exponente “x”
en la ecuación de velocidad de la siguiente manera:
velocidad1 = k[ BrO3− ]1 [ I − ] y [ H + ] z
x
velocidad 2 = k[ BrO3− ] 2 [ I − ] y [ H + ] z
x
 [ BrO3− ]1 x 
=
x
x 
velocidad 2 = k[ BrO3− ] 2 [ I − ] y [ H + ] z [ BrO3− ] 2 


velocidad1 = k[ BrO3− ]1 [ I − ] y [ H + ] z
x
Conociendo la [ BrO3− ] , se obtiene el valor de “x” y se procede de manera similar para determinar
“y” y “z”. Una vez hecho esto se determina el valor de la constante de velocidad.
MATERIALES NECESARIOS
Tubos de ensayo
REACTIVOS
pipetas de 2 y 5 ml
Na2S2O3 0,001 M
pisetas
HCl 0,1 M.
cronómetro
KI 0,01 M
propipetas
KBrO3 0,04 M
gradillas
solución de almidón recién preparada
PROCEDIMIENTO
1. Combinar los reactivos de acuerdo a la tabla 1, colocar las cantidades requeridas de cada
reactivo en cada tubo de ensayo identificado como A y B.
2. Agregar el contenido del tubo B en el tubo A y comenzar a tomar el tiempo con el
cronómetro, agitar para mezclar sin derramar la solución.
3. Anotar el tiempo en el que aparece la coloración azul.
4. Para cada prueba tomar el valor promedio del tiempo, el inverso de éste tiempo nos dará la
velocidad relativa en s-1.
5. Calcular la concentración inicial de cada uno de los reactivos en cada prueba y completar los
valores en la tabla del informe.
Tabla 1: Mezclas de reacción
Solución
Ión Reaccionante
N° PRUEBA
1
2
3
4
5
TUBO A
Na2S2O3
KI 0,01 M
0,001 M
I-1
S2O3-2
2 mL
4 mL
2 mL
2 mL
1,6 mL
2 mL
2 mL
2 mL
2 mL
2 mL
TUBO B
H2O
2 mL
0
0
0
2,4 mL
KBrO3
0,04 M
BrO3-1
2 mL
2 mL
4 mL
2 mL
1 mL
HCl 0,1 M
H+1
2 mL
2 mL
2 mL
4 mL
3 mL
Preguntas
1- Nombrar los reactivos necesarios para la experiencia de cinética química
2- Escribir la expresión de la ecuación de velocidad
3- ¿Cómo se toma el tiempo en la experiencia de cinética química?
165
almidón
5 gotas
5gotas
5gotas
5gotas
5gotas

8. TRABAJO PRÁCTICO DE
LABORATORIO Nº8
CÁTEDRA: QUÍMICA
INFORME PARTE A, B Y C: ELECTRÓLISIS DE KI, PILA DE DANIELL Y CINÉTICA
QUÍMICA
APELLIDO Y NOMBRE : ..........................................................
FECHA ....../....../.....
COMISIÓN: .......................
RESULTADO:....................
ELECTRÓLISIS DE KI
1.- Esquema del equipo empleado indicando el nombre de cada componente:
2. Observaciones .……………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………….
3. Reacciones:
Reacción anódica:.................................................
Reacción catódica:................................................
Reacción total…………………………………..
PILA DE DANIEL
4. El Potencial de la pila medido con el voltímetro es : .................................................
5. La expresión para el potencial de la pila de acuerdo a la ecuación de Nernst es:
....................................................................
Concentración [Zn++] = .............
Concentración [Cu++] = .............
Calcular el potencial de la pila………………….V
6. Conclusión:………………………………………………………………………………………
………………………………..…………………………………………………………………….
166

9. CINETICA QUIMICA
1. Determina los valores de las concentraciones iniciales de cada reactivo y completa la
siguiente tabla
PRUEBA
[BrO3-], M
[I-], M
[H+], M
tprom (s)
V relativa (s-1)
1
2
3
4
5
2. Cálculos necesarios para determinar el orden de reacción con respecto a cada reactivo
3.
Determinar el valor de la constante de velocidad.
4.
Escribir la expresión de la ley de velocidad para la reacción.
………………………………………………………………………………………..
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