Universidad Nacional Autónoma de México

Facultad de Química

Laboratorio

Fundamentos de Procesado Electrometalúrgico

Práctica 4:

“Medición de potenciales de media celda y de celda”

Alumno:

García Mata Ignacio

Grupo: 1

Profesora: Torres Mendoza Vianey

Objetivos:

Medir e interpretar correctamente las medidas de potencial de media celda y convertirlas a las referencias más comunes.

Visualizar el efecto de la concentración iónica sobre éste y determinar el potencial

normal estándar de reducción del Cu.

Medir potenciales de celda identificando el ánodo, el cátodo y el sentido de la corriente.

Predecir las reacciones en cada una de las celdas aplicando la ecuación de Nernst.

Procedimiento experimental:

Primera sesión.

Se prepararon ocho soluciones, una de Sulfato de Hierro (FeSO4) a 0.01M y una solución de Sulfato de Zinc (ZnSO4) a 0.01M y seis soluciones de sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4 * 5H2O) a partir del sólido, a concentraciones: 1M, 0.1M, 0.01M, 0.001 M, 0.0001M y una solución saturada.

En cada una de las soluciones se sumergió un electrodo metálico, para el caso del sulfato de cobre fue un electrodo de cobre, para el caso del sulfato de zinc fue de zinc y para la celda de sulfato de hierro fue un electrodo de hierro, esperamos quince minutos a partir de esto y posteriormente realizamos la lectura con un multímetro y un electrodo de calomel (Hg/HgCl) en cada una de las medias celdas.

Los resultados se convirtieron a la escala del electrodo normal de hidrogeno (ENH)

Segunda sesión.

Se tomaron las soluciones a concentraciones 0.01M de sulfato de cobre, sulfato de cinc y sulfato de hierro de la sesión anterior para realizar 3 celdas completas, basándonos en la nomenclatura IUPAC:

Zn/ZnSO4(0.01M)//CuSO4(0.01M)/Cu

Fe/FeSO4 (0.01M)//CuSO4 (0.01M)/Cu

Zn/ZnSO4 (0.01M)//FeSO4 (0.01M)/Fe

Se construyó un puente salino con agar y solución salina saturada para completar el circuito de nuestra celda completa a partir de ambas semiceldas en cada uno de los casos anteriores.

Se tomó la lectura de cada potencial con el multímetro para comparar posteriormente el potencial de celda con el valor calculado teórico.

(Calcular Desviación) = (Val teo – exp / teo) *100

Experimento: construcción de un electrodo de referencia.

Se propuso construir un electrodo de referencia a partir de una pluma, corcho, alambre de cobre y solución saturada de sulfato de cobre, quedando el arreglo como lo muestra la siguiente imagen:

Utilizamos el electrodo para medir el potencial de aceros expuestos a las condiciones ambientales exteriores hallados en la facultad; con ayuda del multímetro y nuestro electrodo de referencia se tomaron tres valores; la primera de un tambo enterrado en tierra, la segunda de una varilla enterrada en tierra perteneciente a una estructura y la tercera de una toma de agua igual enterrada en tierra.

Se conectó el multímetro con el electrodo, el otro polo del multímetro conectado al metal en cuestión y el electrodo en contacto con la tierra en donde estaban enterradas las piezas, se humedeció el suelo para favorecer la conductividad y así poder cerrar nuestro circuito. De esta manera se obtuvieron tres valores distintos.

Los resultados obtenidos fueron comparados para determinar el grado de corrosión de los metales expuestos.

Resultados:

Tabla 1. Medidas del potencial obtenidas con el ECS

Solución Concentración (mol/L)

E Hg/HgCl Medido [V]

EENH Calculado[V]

E° ENH Teórico [V]

CuSO4 Saturada 0.068 0.312 -----

CuSo4 1 0.064 0.308 0.3400

CuSO4 0.1 0.044 0.288 0.3105

CuSO4 0.01 0.024 0.268 0.2810

CuSO4 0.001 -0.002 0.242 0.2515

CuSO4 0.0001 -0.039 0.205 0.2220

ZnSO4 0.01 -1.053 -0.809 -0.4990

FeSO4 0.01 -0.612 -0.368 -0.8190

Tabla 2. Resultados de la segunda sesión .

Celda E [V] Experimental

E [V] (Calculado con ec. De

Nernst)

Desviación %

Zn/ZnSO4(0.01M)//CuSO4(0.01M)/Cu 1.015 1.1 7.72

Zn/ZnSO4 (0.01M)//FeSO4 (0.01M)/Fe 0.612 0.78 21.53

Fe/FeSO4 (0.01M)//CuSO4 (0.01M)/Cu 0.446 0.32 28.25

Los resultados mostrados en esta tabla se ordenaron de acuerdo a la nomenclatura dada por la IUPAC que nos indica que primero va el ánodo, se muestra con una línea / que está en contacto con una solución y con dos líneas // una membrana o interfase que une el ánodo con el cátodo y del lado derecho de esas dos líneas se muestra la solución que está en contacto con el cátodo.

Tabla 3. Resultados obtenidos con el electrodo de referencia construido con solución saturada de sulfato de cobre.

METAL ECu/CuSO4 [V]

Tambo enterrado -0.383

Varilla (parte de estructura) -0.323

Toma de agua -0.402

Cálculos:

Primera sesión:

Para poder realizar las diluciones de sulfato de hierro cobre y cinc, debemos calcular la cantidad en gramos disponible de dicha sustancia, tenemos sulfato de hierro heptahidratado, sulfato de cinc heptahidratado y sulfato de cobre pentahidratado.

100 ml de sulfato de hierro a partir de FeSO4*7H2O

(0.1 L )( 0.01 mol1 L

x151.8 gFeSO 41molFeSO 4

x277.8

gmol

FeSO 4 ´ 7 H 2O

151.8g

molFeSO 4 )=0.278 g

Se prosigue de igual forma para calcular la concentración de sulfato de cobre y sulfato de cinc.

Para obtener los datos del EENH Calculado [V] (Tabla 1) al valor de potencial que obtuvimos con el multímetro se le sumó 0.244 V, que es el dato de potencial del equilibrio del electrodo de referencia de calomelanos en solución Saturada* y se obtuvo la relación con respecto al Electrodo Normal de Hidrógeno (ENH) como se muestra a continuación:

EENH = Eref + Emedido

EENH = 0.244 V + 0.068 V = 0.312 V

Este valor se compara con el valor teórico obtenido con la ecuación de Nernst:

E=E °−0.059n

log( [ Ox ][ Red ] )

Para el caso de sulfato de cobre:

Cu2+¿+2 e →Cu0¿ E °=0. 34 V

E1=0.34+ 0.0592

log[ 1 ][ 1 ]

=0.34V

E2=0.34+ 0.0592

log[ 0.1 ]

[ 1 ]=0.3105 V

E3=0.34+ 0.0592

log[ 0.01 ]

[ 1 ]=0.281V

E4=0.34+ 0.0592

log[ 0.001 ]

[1 ]=0.2 5 15 V

E5=0.34+ 0.0592

log[ 0.0001 ]

[ 1 ]=0.222V

Para el sulfato de hierro

Fe2+¿+2e → Fe0¿ E °=−0. 44 V

E1=−0.44+ 0.0592

log[ 0.01 ]

[ 1 ]=−0.499V

Y para sulfato de cinc.

Zn2+¿+2 e→ Zn0¿ E °=−0.76 V

E1=−0.76+ 0.0592

log[ 0.01 ]

[1 ]=−0.819V

Segunda sesión:

Para el cálculo del potencial de las celdas completas, debemos sumar el valor de ambas semiceldas que componen la celda completa de la manera siguiente:

Para la celda de:

Zn(s) | Zn2+ (0.01M) || Cu2+ (0.01M) | Cu(s)

E=−0.76 V + 0.062

log0.01

1=−0.819 V E=0.3 4 V + 0.06

2log

0.011

=0.281V

ΔE= 1.1V

Fe(s) | Fe2+ (0.01M) || Cu2+ (0.01M) | Cu(s)

E=−0.44 V + 0.062

log0.01

1=−0.499V E=0.34 V + 0.06

2log

0.011

=0.281 V

ΔE= 0.78V

Zn(s) | Zn2+ (0.01M) || Fe2+ (0.01M) | Fe(s)

E=−0.76 V + 0.062

log0.01

1=−0.819 V E=−0.44 V + 0.06

2log

0.011

=−0.499V

ΔE= 0.32V

Análisis de resultados:

Primera sesión:

Al realizar la dilución de la solución, disminuye la concentración y se observa que también el potencial disminuye, esto quiere decir, que a menor concentración menor conductividad hay en la solución.

Se observa que la celda más activa es la que tiene el valor más negativo; esto se debe a que mientras más negativo es el potencial estándar de reducción E°, mas tiende a oxidarse la especie y por ende, la especie tiene mayor actividad, por el contrario, mientras más positivo sea el E°, éste tiende a reducirse y de ahí que se les llame pasivos o nobles por su baja actividad de reacción.

Por lo anterior, observamos en la tabla 1 que la especie más activa en las celdas de sulfato de cobre es también la más diluida. Respecto a las tres especies, se observa que la media celda más activa es aquella cuyo potencial es más negativo, esto indica que es una reacción espontánea y es la media celda de sulfato de hierro.

Segunda sesión:

En general al observar los resultados de las FEM en las celdas se puede decir que, la FEM aumenta conforme disminuye la concentración. De acuerdo a los resultados obtenidos de la FEM se puede decir quién es el ánodo y quien el cátodo, y por tanto en donde se efectúa la reducción y la oxidación.

Para el experimento de la construcción de un electrodo de referencia solo comparamos los resultados con la tabla que se muestra a continuación:

Imagen 1: Equivalencia aproximada entre las escalas de potencial relativas a los electrodos de referencia utilizados en protección catódica, con indicación de los intervalos de corrosión, protección y sobreprotección para acero al carbono. Tomada de: Mas allá de la herrumbre II.

De esta manera podemos observar que los valores obtenidos en la Tabla 3 (-0.383V, -0.323V y -0.402V) nos dirigen a una zona conocida como corrosión libre; físicamente observamos que los materiales a los cuales tomamos lectura se hallaban en condiciones severas y a corrosión libre como lo muestra la imagen de arriba.

Conclusiones:

Al disminuir la concentración de una solución electrolítica el potencial también disminuirá y viceversa.

Entre más negativos sean los valores de E° más activas serán las semiceldas.

En cuanto al electrodo de ECS se puede decir que su utilización es muy fácil y práctica, ya que en comparación del ENH, este último es muy caro y un poco más complejo de utilizar experimentalmente.

Al obtener el potencial de las celdas, las FEM y comparar los resultados teóricos con los experimentales, se puede concluir que: la FEM aumenta conforme disminuye la concentración.

Bibliografía:

“Techniques and Mechanisms in Electrochemistry”, P.A. Christensen and A. Hamnett, Blackie Academic & Professional, Imprint of Chapman & Hall, 1993.

Castellan, Gilbert W., “Fisicoquimica” Addison-wesley iiberoamericana, c1986, pags: cap 11 clases de electrodos a medición de potenciales de celda (400 – 413)

Bockris J. Reddy. A., Modern Electrochemistry, Tomo 1, Revrte, 1979

Glasstone S., Tratado de Quimica Fisica, Madrid, Aguilar, 1957.

Avila, J. y Genesca ., Más allá del Herrumbre II. México D.F., FCE.,1994

* Potencial al equilibrio de electrode - calomelanos: Referencia obtenida de dos fuentes:

1. http://www.periodni.com/es/hg.html (tabla: potenciales estandar de reduccion de mercurio)

2. http://depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/ELECTRODOSDEMEDIDAYDEREFERENCIA_22645.pdf