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LABORATORIO DE QUÍMICA

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1. INTRODUCCIÓN

El siguiente informe detallara el trabajo que se realizó en el laboratorio de Química I, Primero comenzamos aprendiendo el funcionamiento de la celdas galvánicas y de que constituyen, luego procedimos a instalar un voltímetro al datastudio, luego hicimos un diagrama de celda galvánica. Luego identificamos las reacciones anódicas y catódicas. Luego construimos una celda de combustible. Finalmente ordenamos toda esta información para luego presentarla en este informe de una manera ordenada. 2. OBJETIVOS



Aprender la manera como se construyen y funcionan las celdas galvánicas.



Aprender a instalar correctamente un voltímetro, para determinar las polaridades de la celda.



Diagramar una celda galvánica.



Identificar y escribir reacciones anódicas y catódicas.



Identificar electrodos inertes en una celda.



Aprenderán a usar la tabla de potenciales estándares de reducción y oxidación.



Identificaran reacciones espontaneas y no espontaneas, observando únicamente el signo del potencial estándar de celda.



Construir y observar el funcionamiento de las celdas electrolíticas.



Construir una celda de combustible (aluminio).

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3. MATERIALES Y EQUIPOS

          

Probeta Vaso presitivado Piceta Fenoltaleina Rojo de metilo Tubo de ensayo Placa de Cobre Placa de Zinc Fulfato de sodio Carbón activo Fuente DC

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4. INDICACIONES DE SEGURIDAD

Para protegernos de alguna reacción que pueda ocurrir en el experimento

Sirve para protegernos de algún incidente que se nos presente.

Use guantes de jebe para no tocar el acido



Advertencias



Usar guantes de jebe para manipular el acido



Cumplir las normas de seguridad y el reglamento interno del laboratorio

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5. FUNDAMENTO TEORICO Los estudios de electroquímica han sido sumamente importantes en el desarrollo de la técnica y vida actual. “Imagínese lo que sería la vida sin la electricidad”, por eso los científicos e ingenieros de nuevas fuentes de energía y de diversos métodos para almacenarse. Una de las aplicaciones importantes de la electroquímica es la batería. Pilas, acumuladores, los cuales han beneficiado a toda la humanidad. En la batería o pila, la energía química se convierte en eléctrica, y esta a su vez, se emplea para poner en marcha a los automóviles, hace funcionar radio de transistores e incluso suministrar energía para una nueva nave espacial en vuelo. Con este ejemplo se trata de iluminar la importancia del estudio de la electroquímica en esta unidad. Electroquímica, parte de la química que trata de la relación entre las corrientes eléctricas y las reacciones, y de la conversión de la energía química en eléctrica y viceversa. En un sentido más amplio, la electroquímica es el estudio de las reacciones químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes o voltajes. a) Reacciones químicas que son capaces de producir una corriente eléctrica (celdas electroquímicas o pilas). b) Reacciones que son producidas aplicando una corriente eléctrica, (celdas electrolíticas, electrólisis o galvanoplastia).En ambos procesos ocurren reacciones de Oxido – reducción. Reacción de equilibrio Cada semicelda tiene una tensión característica llamada potencial de semicelda o potencial de reducción. Las diferentes sustancias que pueden ser escogidas para cada semicelda dan lugar a distintas diferencias de potencial de la celda completa, que es el parámetro que puede ser medido. No se puede medir el potencial de cada semicelda, sino la diferencia entres los potenciales de ambas. Cada reacción está experimentando una reacción de equilibrio entre los diferentes estados de oxidación de los iones; cuando se alcanza el equilibrio, la célula no puede proporcionar más tensión. En la semicelda que está sufriendo la oxidación, cuanto más cerca del equilibrio se encuentra el ion/átomo con el estado de oxidación más positivo, tanto más potencial va a dar esta reacción. Del mismo modo, en la reacción de reducción, cuanto más lejos del equilibrio se encuentra el ion/átomo con el estado de oxidación más negativo, más alto es el potencial. Potenciales de electrodo y fuerza electromotriz de una pila El potencial o fuerza electromotriz de una pila se puede predecir a través de la utilización de los potenciales de electrodo, las tensiones de cada semicelda. (Ver tabla de potenciales de electrodo estándar). La diferencia de voltaje entre los potenciales de reducción de cada electrodo da una predicción para el potencial medido de la pila.

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Los potenciales de pila tienen un rango posible desde 0 hasta 6 voltios. Las pilas que usan electrolitos disueltos en agua generalmente tienen potenciales de celda menores de 2,5 voltios, ya que los oxidantes y reductores muy potentes, que se requerirían para producir un mayor potencial, tienden a reaccionar con el agua.

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EXPERIENCIA I: 1. ¿Qué sucede cuando se calienta la “Salchicha con el mechero”? Se produce un pequeño destello y la sustancia cambia de color blanco de negro a blanco. 2. ¿Cuáles son los productos de la reacción? → Los productos son el Óxido de Zinc (ZnO) y el cobre (Cu). 3. Usted podría afirmar que la reacción fue ¿exotérmica o endotérmica? ¿Por qué? Es una reacción endotérmica porque se le proporciona calor mediante el mechero Bunsen. 4. ¿Qué sucede cuando se calienta el sólido blanco, obtenido en la experiencia de la “salchicha”? ¿Qué ocurre cuando el sólido se enfría en el tubo de ensayo? ¿A qué se debe este fenómeno? Cuando la sustancia se calienta se obtiene un calor amarillo y cuando se enfría se vuelve color blanco. 5. ¿Qué ocurre cuando se agrega el ácido clorhídrico al tubo de ensayo? →

La sustancia se disuelve con el ácido clorhídrico 6. ¿Cuál es el sólido que no se disuelve en el ácido clorhídrico? El cobre. 7. ¿Qué ocurre cuando al sólido de la experiencia anterior se le adiciona ácido nítrico? Se forma el: → 8. ¿Cuál es el gas que se desprende de la reacción? ¿De qué color es este gas? El Dióxido de Nitrógeno (NO2) y es color marrón. 9. ¿Cuál es el compuesto que está en la solución y que tiñe a ésta de azul? El compuesto que tiñe de color azul a la solución es el nitrato de cobre (Cu (NO3)2).

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10. ¿Por qué el ácido nítrico puede disolver al sólido (obtenido en la pregunta 5) y el ácido clorhídrico no? Debido a que el ácido nítrico tiene potencial de oxidación necesario para disolver el cobre y el ácido clorhídrico no lo tiene. 11. El nitrato de cobre (II) obtenido en nuestra experiencia de laboratorio, ¿Se puede desechar por el fregadero? ¿Por qué? No se puede desechar, porque el nitrato de cobre es una sustancia toxica y es preferible guardarlo en un depósito. 12. De las reacciones presentadas anteriormente (a, b, c, d) ¿Cuáles de ellas son reacciones de desplazamiento? Las reacciones a y c. 13. De las reacciones presentadas anteriormente (a, b, c, d) ¿Cuáles de ellas son reacciones redox? ¿Por qué? Las reacciones a y d porque algunos compuestos ganan y otros pierden electrones.

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14. De las reacciones presentadas anteriormente (a, b, c, d) ¿Cuáles de ellas los reactivos se encuentran ionizados? ¿Cuáles son los nombres de estos compuestos? La reacción c, porque todos los compuestos de la ecuación son enlaces iónicos. ⏞⏞

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Los reactivos son el ZnO y el HCl. 15. De las reacciones presentadas anteriormente (a, b, c, d) ¿En cuáles de ellas los productos se encuentran ionizados? ¿Cuáles son los nombres de esos compuestos? La reacción c, porque todos los compuestos de la ecuación son enlaces iónicos.

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Los productos son ZnCl y el H2O.

EXPERIENCIA II. 16. ¿Qué ocurre cuando se mezclan el nitrato de plomo (II) y el yoduro de potasio solidos dentro del tubo de ensayo? → Al mezclarlos se convierten de color amarillo pero tardó en volverse dicho color por estar en estado sólido. 17. ¿Qué ocurre cuando se mezclan las disoluciones de nitrato de plomo (II) con la de yoduro de potasio? Cambian a color amarillo rápidamente. 18. ¿Cuál es el sólido formado en la reacción anterior y de qué color es éste? El sólido es el Yoduro de Plomo (PbI2) y dicho elemento es color amarillo. 19. Escriba la ecuación balanceada de la reacción de la pregunta 16. Además indique los estados de agregación. → 20. Escriba la ecuación balanceada de la reacción de la pregunta 17. Además indique los estados de agregación. →

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21. La reacción escrita en la pregunta 16 ¿Es redox? ¿Por qué? No es redox porque ningún elemento se oxida ni se reduce. 22. La reacción escrita en la pregunta 16 ¿Es de desplazamiento? Si es de desplazamiento. 23. ¿Por qué cuando el nitrato de plomo (II) y el yoduro de potasio están solidos no reaccionan (o lo hacen muy lentamente) pero en cambio cuando están disueltos, lo hacen muy rápidamente? Porque los iones en estado acuoso se unen más rápido que en estado sólido. 24. El yoduro de plomo (II) obtenido de nuestra experiencia de laboratorio ¿Se puede desechar por el fregadero? ¿Por qué? No, porque es un residuo peligroso y dañino.

EXPERIENCIA III:

25. ¿Qué ocurrió cuando de agregó el etanol al dicromato de potasio? ¿Qué color se apreció? Los dos elementos reaccionaron y se convirtieron un color verde. 26. El color obtenido ¿A cuál elemento corresponde? Corresponde al Cr2 (SO4)3 27. La reacción observada es una reacción típica de oxidación ¿Cuál es agente oxidante? El K2Cr2O7 28. ¿Cuál es la utilidad práctica que tiene esta reacción química? Se utiliza comúnmente para la alcoholemia.

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CUESTIONARIO 1. Según la celda de combustible de hidrogeno y oxígeno, que volumen de hidrogeno almacenado a 250C a una presión de 155 atm se necesita para que funcione un motor eléctrico con una corriente de 8.5 A durante 3h? ¿qué volumen de aire en litros pasara atravesó de la celda por un minuto para que funcione el motor? H2(ac) --- 2H + 2e- = 0 V O2 (g) + 2H20(l) + 4e- = 0.40 V b) V del oxigeno = 0.59 L q = I x t = 8.5 A x 10800 s = 91800 Coulomb El aire contiene 0,000055 % de H2 entonces 2H + 2 eV requerido de H2 = 0.010 L 1mol de e-/ 2 mol de H2 entonces Aproximadamente 30000 L de aire para tener 0.01 L de H2 96500 / 2 H2 = 91800 / X X = 1.90 moles de H2 V = n R T/P V = 1.90 X 0.082 X 298 / 155 V = 0.29 L 2. Si el costo de la electricidad para producir magnesio por electrolisis del cloruro de magnesio fundido es de 450 soles por tonelada de metal, ¿Cuál es el costo de la electricidad necesaria para producir 10 toneladas de aluminio, 30 toneladas de sodio? Mg --- Mg+2 + 2-e 2.37 V ----- 450 SOLES Al ---- AL +3 + 3-e 1.66 V ------ x Na ------ Na+ + e- 2.71 V ------ y Hallando "x" 2.37 V ---- 450 SOLES

Hallando "y" 2.37 V ----- 450 SOLES

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1.66 ------- x x = 315.18 SOLES

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2.71 V ------ Y Y = 514.55 SOLES pero son 30 toneladas Y = 1543.67 SOLES

3. Una corriente de 1,26 A se pasa atreves de una celda electrolítica que contiene una disolución de ácido sulfúrico diluido durante 7,44 horas. Escriba las reacciones de semicelda y calcule el volumen de los gases generados a TPE. H2(ac) --- 2H + 2e- = 0 V O2 (g) + 2H20(l) + 4e- = 0.40 V q = I x t = 1.26 A x 27840 s = 35078.4 Coulomb 2H + 2 e1mol de e-/ 2 mol de H2 96500 / 2 H2 = 35078.4 / X X = 0.727 mol de H2 V = n R T/P V = 0.727 x 0.082 x 273/1 V = 16.27 L de H2

1mol de e- / 4 mol de O2 96500 / 4O2 = 35078.4 / X X = 1.454 mol de O2

V = n R T/P V = 1.454 x 0.082 x 273 V = 32.54 L de O2

4. Calcule la fem estándar de una celda que utiliza las reacciones de semicelda Mg/Mg2+ y Cu/Cu2+ a 250C. escriba la ecuación de la reacción de la celda que se lleva a cabo en condiciones de estado estándar. fem = E catodo - E anodo Para Mg a Mg+2 = 2.37 V Para Cu+2 a Cu = 0.34V fem = 2.37 - 0.34 fem = 2.03 Mg(s) + Cu+2(s) ----- Mg+2(s) + Cu(s) 5. Prediga si el Fe3+puede oxidar el ion I- a I2 en condiciones de estado estándar. Fe+3 + I-1 ------- Fe+2 a I+2 Fe +3 a Fe +2 = 0.77 I- a I+2 = 0.54 V

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0.77 - 0.54 = 0.23 v Si puede oxidar al Iodo y es un reaccion espontánea

6.-Explique la diferencia entre una celda que no es recargable y una celda recargable. Es un grupo de una o más celdas electroquímicas secundarias.

La diferencia radica en la composición los compuestos químicos de las celdas no recargables no aguantan grandes temperaturas y tienen reacciones violentas pero las recargables no.

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OBSERVACIONES:  Las parejas de los vasos de precipitados necesitan estar en contacto con el puente salino.

 En las celdas galvánicas siempre hay una lámina que actúa como ánodo y otra que actúa como cátodo.

 En el ánodo se producen las reacciones de oxidación, y en el cátodo los reacciones de reducción.

 Las celdas de aluminio- aire no necesitan de un puente salino, ya que hacen un contacto directo.

 En las celdas electrolíticas, el rojo de metilo nos indica como se desplaza el hidrogeno.  El voltímetro nos determina la polaridad de la celda.

CONCLUSIONES:



Una celda galvánica nos produce una cierta cantidad de voltaje, según sea las soluciones predestinadas.



Aprendimos a construir celdas galvánicas y verificar su funcionamiento.



Identificamos y planteamos reacciones anódicas y catódicas.



Reconocimos cada uno de los componentes de una celda galvánica y verificamos los electrodos inertes.

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La tabla de potencial estándar es muy útil para comprobar si una solución tiene un voltaje positivo o negativo.

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Las celdas electrolíticas necesitan de una fuente de voltaje a comparación de una celda galvánica.

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