Electroquímica y Actividad Química de los Metales

OBJETIVO

• Evaluar la actividad química de algunos metales en reacciones de óxido reducción.
• Demostrar que las especies iónicas en solución exhiben un potencial eléctrico.

INTRODUCCIÓN

La electroquímica es el estudio de la relación entre el flujo de electrones y las reacciones químicas en los procesos de oxidación reducción.

En las celdas electroquímicas, electrones de una reacción de oxidación que favorece la formación de productos, se transfieren a través de un circuito externo para producir energía utilizable, donde el voltaje neto de una celda electroquímica depende de la fuerza de los agentes oxidantes y agentes reductores.

Al poner en contacto un electrodo metálico con una solución electrolítica se obtiene una media celda electroquímica. Si se conecta el circuito exterior de dos medias celdas diferentes y al mismo tiempo se conectan sus soluciones mediante un puente salino, se obtiene una celda electroquímica, que es una fuente espontánea de producción de fuerza electromotriz, resultante de la realización simultánea de una reacción de reducción en una de las medias celdas y de una reacción de oxidación en la otra celda.

Cuando se trata de iones metálicos, el metal más activo se oxida y el menos activo se reduce y la reacción se produce hasta que los potenciales de las dos medias celdas se igualen, es decir, se establezca el equilibrio de la reacción.

PROCEDIMIENTO

A continuación, se presentan dos alternativas de trabajo experimental. Dependiendo de la licenciatura, el tamaño del grupo, del equipo y materiales, así como de las condiciones existentes en el laboratorio, el maestro seleccionará la alternativa que considere más conveniente para alcanzar los objetivos planteados.

Actividad Química

Opción 1

Ordene tres series de tubos de ensaye de 18 x 150 mm que contengan cada uno las siguientes soluciones por separado nitrato de plata, nitrato cúprico, nitrato de plomo, nitrato mercuroso y ácido sulfúrico diluido.

A cada uno de los tubos añada por separado laminillas de los siguientes metales previamente pulidos con lija: zinc, cobre y plomo, obteniendo seis series de soluciones combinadas con cada uno de los metales. Después de 10 minutos de reacción, saque los metales de cada serie y observe el residuo y aspecto de las laminillas.

TRATAMIENTO DE RESIDUOS

Todos los residuos generados con las soluciones de nitratos se concentrarán para ser enviadas a tratamiento y las laminillas de los metales que no reaccionaron podrán ser reutilizadas.

Celda Electroquímica. Pila de Daniell

1. Prepare dos vasos de precipitado de 100 mL, uno con 40 mL de una solución de Sulfato de cobre (CuSO₄) 0.5 M y el otro con igual cantidad de Sulfato de zinc, 0.5 M. Los niveles deberán ser iguales en los dos vasos.
2. Con un tubo de vidrio doblado en U, construya un puente salino. Llene este tubo con una solución al 10 % de NaCl, tape los extremos con algodón y úselo para conectar los dos vasos, evitando que se formen burbujas en el tubo con sal, como se muestra en la figura.
3. En la solución de sulfato de cobre, coloque una laminilla de cobre y en la de sulfato de zinc una laminilla de zinc.
4. Cada uno de los electrodos de cobre y zinc átelos a un alambre delgado de cobre y ponga estos alambres en contacto con un papel rojo de tornasol, colocándolo en un vidrio de reloj humedecido con una solución de NaCl al 10%.
5. Deje que la electrólisis prosiga por algunas horas, cuide que el papel tornasol este siempre húmedo; anote los cambios que ocurren en éste y explique.

TRATAMIENTO DE RESIDUOS

Las soluciones pueden ser reutilizadas.

Corrosión de los Metales

1. Tome cuatro clavos de una pulgada. En uno de ellos enrolle una tira angosta de estaño; en otro un alambre de cobre y en el tercer clavo una tira angosta de zinc y deje el último sin recubrimiento.
2. Enumere 4 tubos y coloque los clavos en cada uno de los tubos; cúbralos parcialmente con agua, déjelos reposar de 2 a 3 días y observe los resultados. Vuelva a repetir sus observaciones cinco días después. Anote los cambios. Expliquelos en términos de una pila electrolítica.

TRATAMIENTO DE RESIDUOS

Deseche a la basura los clavos; si queda bueno el alambre se reutiliza, y si no, se desecha a la basura.

CUESTIONARIO

1. Complete y balancee cada una de las reacciones llevadas a cabo.
2. DE acuerdo con la información obtenida ordene los metales según su actividad química.
3. Enuncie la ley de Faraday.
4. Describa las partes principales de una celda electroquímica dibujando una celda e indicando el cátodo, el ánodo y la dirección del flujo de electrones.
5. Mencione algunas reacciones electroquímicas de utilidad por sus aplicaciones.

Opción 2

Se somete cada metal a la acción de los diversos medios oxidantes, determinando que se produce reacción química esencialmente si se observa desprendimiento de gases. Estos gases pueden ser en los casos estudiados: H2 o NO (ambos incoloros) o NO2 (color marrón rojizo). Al oxidarse el metal, el catión obtenido puede estar coloreado en medio acuoso, lo que es otro indicio complementario de que se produce reacción química. Asimismo, de producirse reacción, el metal se disuelve, aunque no en todos los casos es perceptible en poco tiempo.

Los metales que pueden utilizarse son los siguientes: láminas o granalla de metales: Na, Ca, Al, Zn, Cu, Sn, Fe, Pb. Cuando un metal se oxide en uno de los medios empleados, no será necesario someterlo a la acción de otro más oxidante, salvo en caso de duda.

El ataque del sodio se efectúa únicamente con agua y con sumo cuidado y en presencia del maestro, dada la peligrosidad que conlleva si no se toman debidas precauciones.

Los ensayos se deben realizar en CAMPANA DE EXTRACCIÓN y con suma precaución, evitando que los tubos de ensaye apunten a personas debido al riesgo de proyecciones. Como es lógico, esta precaución debe incrementarse en los ensayos que implican uso de ácidos fuertes.

Metales con Agua

1. Prepare siete tubos de ensaye de 18 x 150 mm; coloque una pequeña cantidad de cada uno de los siete metales restantes y agregue a cada tubo 5 mL de agua.
2. Observe en cada caso si hay reacción, anote el color de la solución resultante y el color del gas desprendido, así como una apreciación de la velocidad de burbujeo. 
3. Aquellos metales que no reaccionen con agua fría, se calientan en un baño de agua caliente (alrededor de 60° C) y, observe en cada caso si hay reacción. Anote las características de colores y velocidad de burbujeo ya mencionadas

TRATAMIENTO DE RESIDUOS

Los residuos generados se diluyen con agua, ajuste pH a neutralidad y vierta al drenaje bajo el chorro de agua y los metales que no reaccionaron se sacan y pueden ser reutilizados.

Metales con ácido clorhídrico (HCl)

1. coloque por separado en tubos de ensaye de 18 x 150 mm una pequeña cantidad de los metales que no reaccionaron con el agua.
2. Se añade con sumo cuidado aproximadamente 5 mL de ácido clorhídrico 0.5 M, observando si hay reacción. Si así fuera, el gas desprendido, como en el caso anterior, será hidrógeno (H2), un gas inodoro e incoloro.
3. Aquellos tubos de ensaye en los que no se observe reacción se introducen en un baño de agua, calentando suavemente hasta unos 60°C, agitando el contenido del tubo para evitar sobrecalentamiento.
4. A los metales que no han reaccionado con los ensayos anteriores, se les añade con sumo cuidado 5 mL de ácido clorhídrico concentrado. En este caso, no se calienta la solución si no hay reacción. Anote sus observaciones.

TRATAMIENTO DE RESIDUOS

Los residuos generados se concentrarán para ser enviados a tratamiento y los metales que no reaccionaron se lavan con agua y se secan para ser reutilizados.

Metales con ácido nítrico conc. (HNO3)

En tubos de ensaye de 18 x 150 mm se introducen los metales que no reaccionaron con el agua. Se añaden 5 mL de ácido nítrico concentrado, extremando las precauciones. Anote sus observaciones.

TRATAMIENTO DE RESIDUOS

Los residuos generados se concentrarán para ser enviados a tratamiento y los metales que no reaccionaron se lavan con agua y se secan para ser reutilizados.

CUESTIONARIO

1. Con los resultados obtenidos elabore una tabla en la que se resuma la acción sobre los metales de los diversos medios de poder oxidante creciente: agua fría y caliente, ácido clorhídrico 0.5 M frío y caliente, ácido clorhídrico concentrado y ácido nítrico.
2. Escriba y ajuste todas las reacciones que ocurren con agua, ácido clorhídrico y ácido nítrico, señalando en cada caso las especies oxidantes y reductoras.
3. Ordenar los ácidos empleados en la práctica según su poder oxidante, justificando la influencia en ello, de su concentración.
4. Justificar el efecto de la temperatura en los ensayos realizados.
5. A jusgar por las reacciones observadas:

          a) Ordenar los metales estudiados de menor a mayor fuerza reductora, justificando la respuesta.

          b) Ordenar los metales según valores crecientes del potencial de reducción.

          c) Comparar las dos secuencias anteriores, verificando si hay correspondencia e interpretando las

              diferencias encontradas.

Titulación cualitativa ácido-base

Objetivo

• Aplicar los principios de titulación en reacciones de neutralización, utilizando ácidos monpróticos y dipróticos con la misma base.
• Reconocer la función de los indicadores.

Introducción

La titulación es un procedimiento analítico que permite medir la cantidad necesaria de una solución para que reaccione exactamente con el contenido de otra. El reactivo titulador se añade hasta que la reacción completa se señala por medio de un indicador que cambia de color cuando la reacción ha terminado. La neutralización ácido-base es un tipo de titulación que se utiliza en análisis químico.

Preguntas generadoras

• Indica las características de una reacción de neutralización.
• Menciona la función de los indicadores en una reacción ácido-base.
• Explica el significado del punto de equivalencia en una reacción de neutralización.

Procedimiento

1. Colocar cinco gotas de agua y una de indicador anaranjado de metilo en un vial de tres mL y colocarlo sobre una hoja de papel blanco para usarlo como referencia.
2. Colocar cinco gotas de ácido clorhídrico 0.1 M en un vial de cinco mL y una gota de anaranjado de metilo. Mezclar agitando, colocar sobre la hoja de papel y comparar con la referencia.
3. Añadir gotas de hidróxido de sodio 0.1 M al vial de 5 mL mezclando entre cada adición hasta obtener el color de la referencia. Contar y registrar el número de gotas utilizadas.
4. Repetir la titulación de ácido clorhídrico dos veces más para obtener un resultado promedio.
5. Lavar perfectamente el vial de 5 mL.
6. Realizar nuevamente el procedimiento de titulación por triplicalo, utilizando ahora cinco gotas de ácido sulfúrico 0.1 M y una gota de anaranjado de metilo.
7. Contar y registrar el número de gotas necesarias para observar el cambio de color. Obtener el resultado promedio.
8. Comparar el número de gotas utilizadas con cada ácido.

Residuos

Neutralizar las disoluciones con CaO, CaCO₃, o NaHCO₃ diluyendo con agua y tirar al drenaje.

Cuestionario

1. Justificar los resultados obtenidos tomando en cuenta la naturaleza de los ácidos y las concentraciones utilizadas.
2. Indica qué otros métodos de valoración para los ácidos se utilizan.
3. Explica la función del anaranjado de metilo en la práctica e indica que otros indicadores pueden utilizarse.

Difusión de gases en dos dimensiones

Objetivo

• Ilustrar la difusión de NH₃ y Cl₂.

 Introducción

Difusión es la mezcla espontánea de dos o más gases debido a su movimiento molecular aleatorio. Bajo condiciones controladas, Thomas Graham encontró que la velocidad de difusión es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de su masa molar. Un principio más generalizado relaciona la velocidad de difusión con la concentración del gas. Éste es el principio que se aplica en este experimento.

Preguntas generadoras

• ¿Qué características deberá tener una sustancia para presentar difusión?
• ¿Qué sustancias del experimento esperas que presenten difusión?

Procedimiento

• Colocar un acetato sobre la plantilla o bien utilizar una microplaca.
• colocar una gota de indicador fenolftaleína /KI en cada una de las celdas marcadas con x, de acuerdo a la tabla 1.
• Colocar tres gotas de hipoclorito en la celda marcada como A y tres gotas de de NH₃ en la celda como B.
• Anotar el tiempo en que se observan los cambios.

 Residuos. Diluir con agua y verter al drenaje.

Cuestionario

1. ¿Qué cambios indican la difusión de NH₃?
2. ¿Qué productos se forman en la gota de acuerdo al cambio de color?
3. Escribe la reacción que presenta estos cambios. 
4. El cloro se produce en la celda A por reacción de los iones cloruro e hipoclorito (ClO^-). Escribe la reacción.
5. ¿Cómo se detecta la difusión del cloro?
6. ¿Qué productos se producen en las gotas de acuerdo al cambio de color?
7. ¿Cuál es el gas que se difunde más rápidamente? Indica los tiempos de difusión de cada gas.

Reacciones de óxido-reducción, precipitación y neutralización

Objetivo

• Demostrar los principios teóricos de oxidorreducción, precipitación y neutralización por cambios de color a partir de una reacción química.
• Propiciar el razonamiento analítico para deducir los mecanismos de reacción a partir de los cambios observados.

Introducción

Un aspecto importante de la química es entender cómo reaccionan los compuestos y qué productos se forman. Las propiedades químicas de los elementos y sus compuestos determinan las transformaciones que pueden sufrir cuando las sustancias reaccionan. Existen tres principales grupos de reacciones que se producen en disolución acuosa: óxido-reducción, neutralización y precipitación. En este experimento se utiliza una reacción colorida que engloba los tres tipos de reacción y por medio de los cambios de color se explican los mecanismos de reacción de cada una de ellas.

Preguntas generadoras

• Indicar las diferencias básicas entre los diferentes tipos de reacción.

Procedimiento

Se preparan disoluciones de colores diferentes según la siguiente indicación:

Experimento 1

• Preparar las disoluciones negra y rosa.
• Mezclar 3 mL de cada disolución en un vaso de precipitados de 25 mL y observar los cambios.

a) Disolución negra. En un matraz erlenmeyer de 25 mL mezclar 10 mL de agua destilada, 0.1 mL de KMnO₄ 0.02 M, 3 mL de H₂SO₄ 3 M, 1 mL de KI % y 2 gotas de almidón al 1 %.

b) Disolución Rosa. En un matraz erlenmeyer de 25 mL mezclar 10 mL de agua destilada, 0.3 mL de Na₂S₂O₃ 0.10 M., 0.1 mL de BaCl₂ 0.10 M, 0.1 mL de NaOH 5 M y cuatro gotas de fenolftaleína.

Experimento 2

• Preparar las disoluciones amarilla, negra, rosa y la suspención blanca.
• Tomar dos mL de cada disolución y colocarla en un tubo de ensaye por separado cada una.
• Verter las cuatro disoluciones al mismo tiempo en un vaso de precipitado de 50 mL.
• Observar los cambios.

a) Disolución amarilla. Mezclar 10 mL de agua destilada, 0.1 mL de KMnO₄ 0.02 M, 3 mL de
H₂SO₄ 3 M, 1 mL de KI al 10 %.

b) Disolución negra. Mezclar 10 mL de agua destilada, 0.1 mL de KMnO₄ 0.02 M, 3 mL de
H₂SO₄.

c) Disolución rosa. Mezclar 10 mL de agua destilada, 0.3 mL de Na₂S₂O₃ 0.10 M, 0.05 mL de NaOH 5 M y 5 gotas de fenolftaleína.

d) Suspensión blanca. Mezclar 10 mL de una disolución saturada de MgSO₄ con la cantidad suficiente de NH₄OH 5 M hasta formar un precipitado blanco.

Cuestionario

1. Explicar detalladamente utilizando un mecanismo de reacción los cambios observados al mezclar las disoluciones rosa y negra. 

2. Indicar a qué  sustancia se debe el color de las disoluciones rosa y negra.

3. Explicar detalladamente utilizando un mecanismo de reacción los cambios observados en el experimento 2.

4. Identificar los tipos de reacción realizados en los experimentos.

Reactivo Limitante

OBJETIVO

Determinar el reactivo limitante en una reacción química, así como la eficiencia de la reacción.

INTRODUCCIÓN

Cuando una reacción ocurre con participación de varios reactivos es frecuente que no todos ellos se encuentren en proporciones estequiométricas, es decir, en aquellas proporciones que nos indican los coeficientes de la ecuación química. Se considera como reactivo limitante aquella sustancia que por la cantidad inicial en la que está presente, limita el avance de la reacción; por el contrario el reactivo o reactivos en exceso seguirán presentes en cantidades significativas en el medio de reacción, incluso en el supuesto de que la reacción se produjera de forma cuantitativa. Así, en la reacción química que se produce entre el CaCO₃  y el HCl, representada por la ecuación química:CaCO₃ + 2HCl → CO₂ + H₂O + CaCl₂; el CO₂ es un gas que escapará del medio contribuyendo de esta forma a que la reacción se complete. La ecuación química informa que cada mol de CaCO₃ (100g) se combina con un volumen de disolución tal, que contenga dos moles de HCl. Si se añadiera un volumen de disolución conteniendo tres moles de ácido, el carbonato será el reactivo limitante y el HCl el reactivo en exceso. El reactivo limitante se consume por completo en una reacción cuantitativa.

PROCEDIMIENTO

Para las dos determinaciones que se llevarán a cabo en la práctica se utilizará el método gravimétrico. Este metodo se basa en la pérdida de peso que se produce en el sistema.

PROCEDIMIENTO 1

1.- Lave un vaso de precipitado de 150 mL, un vidrio de reloj y séquelos a la flama durante unos minutos, enfríelos por 10 minutos a temperatura ambiente.

2.- Pese el vaso junto con el vidrio de reloj, manejándolos con las pinzas. Coloque en el vaso 4 mL de HCl 1 M y 3 mL de NaOH 1 M.

3.- Mezcle el contenido del vaso y déjelo reposar durante 2 minutos; evaporar el contenido del vaso hasta sequedad, caliente lentamente teniendo cuidado de no inhalar los vapores.

4.- Deje enfriar por 15 minutos manteniendo tapado el vaso con el vidrio de reloj. Determine el peso exacto.

PROCEDIMIENTO 2

1.- Pese exactamente 3 g de CaCO₃ puro en un vaso de precipitado de 150 mL limpio y seco.

2.- Determine qué volumen de una disolución de HCl 2 M sería necesario para combinarse  estequiométricamente con el CaCO₃. Utilice el peso molecular que proporciona el frasco de reactivo.

3.- Agregue un exceso de volumen de la disolución de HCl de al menos un 20%, coloque el volumen de disolución de HCl calculado en el vaso de 100 mL, junto con una varilla de vidrio y pese.

4.- El peso del vaso de 150 mL junto con la muestra de carbonato que contiene; más el peso del vaso con HCl y varilla de vidrio, define el peso de partida del sistema en estudio.

5.- Añada poco a poco la disolución del ácido sobre el vaso que contiene la muestra removiendo suavemente con la varilla de vidrio. Observe cómo ocurre el desprendimiento de gases previsto para la reacción.

6.- Una vez que se ha vertido todo el ácido sobre la muestra de carbonato y que ya ha cesado el desprendimiento de gases, se vuelve a pesar por separado, el vaso de 150 mL con el líquido que contiene el vaso vacío de 100 mL con la varilla. Esto en conjunto permite determinar la masa final del sistema. La diferencia entre la masa inicial y final del sistema debe corresponder con la cantidad de CO₂ que se ha desprendido.

Nota: Cuando se vierta el ácido sobre la muestra cuide que no se derrame o se proyecten gotas de líquido al exterior durante la reacción.

TRATAMIENTO DE RESIDUOS

Diluir con agua, ajuste pH a neutralidad y vierta al drenaje bajo el chorro del agua.

CÁLCULO

1.- Determine el reactivo limitante del procedimiento 1.

2.- Determine el % del reactivo en exceso del procedimiento 1. 

3.- Determine el % de rendimiento experimental.

4.- Atendiendo a la estequiometría de la reacción determine el peso molecular del CaCO₃ del procedimiento 2.

CUESTIONARIO

1.- Proporcione un ejemplo de una reacción cuantitativa.

2.- Explique en qué consiste el rendimiento de las reacciones.

Estudio sobre los Diferentes Tipos de Reacciones

OBJETIVO

Conocer los diferentes tipos de reacciones y las pruebas elementales que sirven para su clasificación.

INTRODUCCIÓN

Las reacciones químicas implican cambios de composición, donde las sustancias que se cambian o se descomponen forman sustancias diferentes a las que les dieron origen. Por ejemplo, cuando quemamos azufre (SO₂). Esta reacción química se lleva a cabo por rompimiento de los enlaces covalentes del azufre y del oxígeno y por la formación del enlace covalente entre el azufre y el oxígeno.

Así, la reacción anterior puede expresarse mediante símbolos y fórmulas de las sustancias particulares:

S + O₂ → SO₂  

 O bien utilizando cualquier letra del alfabeto:

A + B → AB

Existen varias formas de clasificar las reacciones químicas con base en sus propiedades y características, una forma común de hacerlo es la siguiente:

• De descomposición.
• De síntesis o combinación directa
• De sustitución sencilla o simple
• De doble sustitución o metástasis

PROCEDIMIENTO 

1.- Coloque aproximadamente 1 g de clorato de potasio (KClO₃) en un tubo de ensaye de 18 x 150 mm limpio y seco. Sujételo con las pinzas para tubo de ensaye y caliente. Observe el gas que se desprende acercando a la boca del tubo una pajilla con punta de ignición.

2.- En un tubo de ensaye de 18 x 150 mm coloque una pequeña cantidad de dicromato de amonio y caliente el tubo con una lámpara de alcohol hasta que se inicie la reacción e inmediatamente retire la llama. Anote sus observaciones.

Síntesis

1.- Sujetar unos 5 cm de cinta de magnesio (Mg) que no esté oxidada con unas pinzas para crisol y acercarlo a la llama del mechero, tratando de no observar en forma directa.

2.- Deposite el producto formado en una cápsula de porcelana, agregue unas gotas de agua y disuelva el sólido. Registre el pH de la solución y anote sus observaciones.

Reacciones de Sustitución

1.- Coloque 2 mL de ácido sulfúrico (H₂SO₄) 3 M en un tubo de ensaye y agregue aprox. 0.5 g de zinc (Zn) en polvo o granalla.

2.- Anote sus observaciones. 

Neutralización

1.- En un tubo de ensaye coloque 1 mL de HCl 6 M y unas gotas de fenolftaleína, agregar 1 mL de NaOH 6 M gota a gota.

2.- Anote sus observaciones.

Tratamiento de Residuos

Únicamente los residuos de las Reacciones de Sustitución, Doble Sustitución y de Descomposición (reacción 2) se concentrarán para ser enviados a tratamiento. El líquido de la reacción de Doble Sustitución, diluirlo con agua, ajustando el pH a neutralidad y vierta al drenaje bajo el chorro del agua. El resto de los residuos se tratan como el líquido de la reacción anterior.

CUESTIONARIO

1.- Explique el significado de: ecuación química y balancear una ecuación química.

2.- ¿Qué información es posible obtener a partir de una ecuación balanceada?

3.- Escriba las ecuaciones químicas de las reacciones realizadas en la practica.

4.- Escriba dos ejemplos diferentes de cada una de las reacciones realizadas.

5.- ¿Cuáles de las reacciones efectuadas no se consideran de óxido-reducción?