Electrogravimetria

Facultad de Ingeniería Escuela de Química Laboratorio de Análisis Cuantitativo.

REPORTE 4 “ELECTROGRAVIMETRÍA”

Guatemala 02 de agosto de 2014

RESUMEN Durante la práctica se tuvo como fin, el estudio de la gravimetría aplicada a una reacción oxido-reducción con el fin de reducir cobre, de una solución de sulfato de cobre pentahidratado, se utilizó zinc como agente reductor. Para ello se preparó un solución de sulfato de cobre pentahidratado 0.1M en 100ml de agua, al que se le agrego zinc sólido. Se dio la reducción de cobre, lo cual se traduce a que se obtuvo un precipitado de cobre. Luego se secó la muestra. Mediante cálculos estequiométricos se determinó el peso del precipitado si la reacción se hubiese dado al 100%, a partir de ello y el peso del precipitado experimental, se determino el porcentaje de cobre recuperado. Además se describieron las reacciones involucradas en el proceso, así también, se calcularon las constantes involucradas en la reducción de cobre a partir del zinc. Se recuperó 86.08% de cobre, el valor de la constante de equilibrio fue de 2.91∗10³⁷y el valor de potencial total de la reacción fue de 1.10V. La cual se asumió estándar. Se trabajó a una temperatura ambiente de 23º C y a una presión atmosférica de 0,9 atm para la ciudad de Guatemala.

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OBJETIVOS Estudiar el equilibrio oxido-reducción

1. Analizar el equilibrio redox de la reducción de cobre con zinc metálico

2. Determinar las reacciones de sustitución que se dan en la reacción

3. Calcular las constantes involucradas en la reacción

4. Determinar el porcentaje de cobre recuperado

1. Marco Teórico 2

A diferencia de otro método, en la electro gravimetría es necesario que haya una corriente eléctrica considerable a lo largo del proceso analítico. Cuando pasa corriente en una celda electroquímica, el potencial de la celda ya no es simplemente la diferencia entre los potenciales de los electrodos: el cátodo y el ánodo (o potencial termodinámico). Debido a este proceso es necesario aplicar potenciales mayores a los potenciales termodinámicos. Este es un método de análisis cuantitativo, se basa en el fenómeno de la electrolisis y consiste en electrolizar una solución de la muestra que se va a analizar, la cual se deposita cuantitativamente en los electrodos de la celda electrolítica. Esta electrolisis se realiza usando electrodos de gran superficie en soluciones bien agitadas hasta una deposición completa. En la práctica, el electrodo sobre el que se deposita la especie electroactiva, se pesa antes y después de la electrolisis, la diferencia de masa producida por el material depositado conduce al resultado final. La electrolisis está regida cuantitativamente por las leyes de Faraday y por las reacciones en los electrodos. La primera ley de Faraday dice: “la masa de cualquier sustancia, depositada o disuelta en el electrodo, es proporcional a la cantidad de electricidad (culombios) que pasa a través del electrolito”. La segunda ley nos dice: “las masas de diferentes sustancias depositadas o disueltas en un electrodo por un mismo número de culombios son proporcionales a sus pesos equivalentes”. Para descomponer un equivalente gramo de cualquier electrolito o para liberar un equivalente gramo de cualquier anión o catión se requiere la cantidad de 96500 culombios, esta cantidad de electricidad se denomina faradio (F).

En este caso se utilizo una celda galvanica, no se hizo pasar corriente por los reactivos. Las reacciones de desplazamiento son reacciones en el cual átomos de un elemento remplazan a átomos de otro elemento en un compuesto, todas las reacciones de desplazamiento simple son reacciones denominadas redox, los elementos que están en un estado de oxidación cero se hacen iones. Estas reacciones simples de desplazamiento se pueden agrupar en tres tipos: Un metal de un elemento desplaza a un ion metálico de otro elemento en solución Un metal de un elemento desplaza gas hidrogeno de un ácido o del agua Un elemento halógeno desplaza a otro elemento halógeno

2. Marco Metodológico 3

Figura 1. Diagrama de metodología experimental

Fuente: Elaboración Propia

3. Resultados 4

Tabla 1.

Porcentaje de cobre recuperado y constantes de reacción.

% de Cu recuperado

86.08%

Potencial total

1.10V

Constante de equilibrio Keq

2.91∗10³⁷ Fuente: Datos calculados

Tabla 2. Reacciones involucradas durante la experimentación. Etapa

Reacción.

Disociación

CuSO4*5H2O  Cu+2 + SO4-2

Media reacción de oxidación (ánodo)

Zn(s)  Zn+2+2e-

Media reacción de reducción (cátodo)

Cu+2+2e- Cu(s)

Redox total

Zn(s)+Cu+2Zn+2+Cu(s)

Reacción secundaria

Zn(s) + 2HCl  ZnCl2 + H2(g)

Reacción teórica Neta

CuSo4*H2O + Zn(s)  ZnSO4 + Cu(s) + 5H2O Fuente: Datos calculados

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4. Discusión de resultados Se preparó una solución de 100ml de sulfato de cobre pentahidratado 0.1M, al cual se le agregó 25% de masa de zinc, el porcentaje fue en base a los moles de CuSO4*5H2O que se agregaron en la solución. Además se agregó ácido clorhídrico como agente catalizador en un 30% más respecto del sulfato de cobre utilizado. El proceso que se analizó hace referencia a un método gravimétrico, ya que durante la reacción hubo un intercambio de electrones, aunque no hubo corriente eléctrica externa. Pero si se dio una diferencia de potencial durante la reacción, lo cual propicio la precipitación del cobre como elemento puro. Se aplicó agitación, para poder provocar el intercambio de electrones, se observó como el zinc se tornó de un color oscuro, y luego de unos minutos, comenzó a depositarse un precipitado rojo oscuro, y conforme la reacción avanzó, el color azul del sulfato fue desapareciendo, hasta que la solución se tornó clara y un precipitado en el fondo. El fenómeno a nivel molecular se dio así; los electrones fluyen por el medio acuoso desde el ánodo hacia el cátodo. Los electrodos son atraídos hacia el cátodo positivo desde el ánodo negativo a lo largo debido a una diferencia de potencial. Un ion Cu2- que entro en contacto con el átomo de zinc, hizo que se Transfirieran dos electrones directamente de un átomo de Zn al ion Cu2-, y el resultado es un ion Zn-2 y un átomo de Cu. El ion Zn2_ emigró de la disolución acuosa, causada por la adición de acido clorhídrico de esta manera Zn(s) + 2HCl  ZnCl2 + H2(g) Los átomos de Zn estaban presentes como iones, y se presenciaba un gas que irritaba la garganta, como se observa, era el hidrogeno gaseoso, y dado que se alimentó un exceso de zinc y ácido clorhídrico, parte de ellos ayudaron en la precipitación de cobre y el resto quedo como cloruro de zinc, parte del acido quedo en solución y el resto paso a gas como hidrogeno molecular. Mientras tanto, el átomo de Cu permanece depositado sobre sobre el átomo de zinc, esto se pudo observar, cuando se agregaron los gránulos de zinc y este tomo un color oscuro y se veía como los gránulos de zinc se oscurecían, pero luego de la agitación, parte del zinc se 6

oxido, no siendo apreciable a la vista, luego de unos minutos de agitación, los gránulos de zinc no había ionizado y la solución ya era transparente, por lo que ese zinc, fue el zinc en exceso. A medida que la reacción avanzó, se produjo cada vez más Cu(s) y desaparece el Cu2-(ac). En una reacción oxido-reducción siempre existe un agente oxidante y uno reductor, en este caso el oxidante fue el zinc, debido a que este perdió dos electrones y el reductor fue el cobre. El ánodo para esta reacción es el agente que se oxida, para este caso fue el zinc, su media reacción fue la siguiente: Zn0  Zn+2+ 2eY la el cátodo es el agente que se redujo: Cu+2+2e- Cu0 El superíndice 0 indica que el elemento está en su estado basal, en este caso fue solido La reacción neta, se obtiene haciendo un balance de cargas Zn0+Cu+2 Cu0+Zn+2

La transferencia de electrones de provocó una diferencia de potencial entre el ánodo y el cátodo, esto “un potencial estándar de reducción proporciona una medida de la fuerza motriz de la reducción”. Según la experimentación realizada se pudo observar que esta reacción fue espontanea, es decir, sucedió por sí misma, sin la necesidad de aplicar una fuerza externa que hiciera mover los electrones, lo cual pudiese haber sido una corriente eléctrica. “El potencial o fem de celda para esta reacción es el voltaje necesario para hacer fluir los electrones de ánodo al cátodo”, en este caso se obtuvo un valor de 1.10 V, positivo, con lo cual se confirma que es una reacción espontánea [Ref. 3]. Se trabajó a una temperatura ambiente de 23º C, pero se asumió que el valor de la fem no variaba respecto de una temperatura de 25º C a la cual esta el valor del potencial de celda reportado. También se calculó el valor de la constante de equilibrio para la reacción, mediante la ecuación de Nerst [Ref. 2] y se halló un valor de Keq = 2.91∗10³⁷, fue un valor muy grande, con lo que se dio a entender que los iones Cu+2 son muy inestable en solución y en presencia del átomos de zinc metálico.

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Las reacciones no se dan al 100% en la vida real, pero en este caso se pudo haber obtenido un rendimiento del 90% como mínimo, pero debido al estado físico de los reactivos, en este caso se utilizo gránulos de zinc muy grandes, y al momento de la reacción, solo se formo un cráter en el centro de cada granulo y se deposito el cobre sobre estos. La reacción continuaba, pero únicamente entre el zinc y el acido, y para cuantificar el precipitado, fue necesario retirar los gránulos de zinc, se intento limpiar pero en cada uno quedo depositado una cantidad considerable de cobre como elemento, además de las perdidas por adherencia a la cristalería. El rendimiento fue únicamente del 86%.

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5. Conclusiones 1. El ánodo fue el agente reductor, zinc. 2. El cátodo fue el agente oxidante, cobre en solución. 3. El átomo de cobre fue desplazado por el zinc 4. El porcentaje de recuperación e cobre fue de 86.08% 5. El proceso de óxido-reducción de cobre y zinc, fue espontaneo debido a los dos distintos potenciales de reducción. 6. Los procesos espontáneos tienen un valor de potencial de reacción positivo 7. El valor del potencial de la reacción fue de 1.10V 8. El valor de la constante de equilibrio fue de Keq = 2.91∗10³⁷

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6. Bibliografía

1. Brown, Lemay y Busten. “Química la ciencia central”. Editorial Pearson. 9 Edición. Capitulo 21.

2. “Ecuación de Nerst” Consultado el 10/9/2012. Disponible en: www.galeon.hispavista.com/scienceducation/fisicoquimica16.html -

3. “Electro gravimetría” Consultado el 17/9/2011. Disponible en: http://es.wikipedia.org/wiki/Electrogravimetr%C3%ADa

4. “error relativo: Consultado el 10/9/2012. Disponible en: http://www.afinidadelectrica.com.ar/articulo.php?IdArticulo=141

5. Gary D. Christian. “Química Analítica” Sexta Edición. Editorial Mc. Graw Hill. Capitulo 12, pág. 354-367.

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7. Apéndice a. Muestra de Cálculo

1. Determinación del porcentaje de cobre recuperado Según la reacción

Ecuación 1. [Ref. 2]

CuSO4*5H2O

+

Zn



La reacción es 1:1

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ZnSO4 +

Cu(s)

2.

Calculo del potencial de la reacción.

Ecuación 3. 0 0 0 ECelda = Ered (catodo) − Ered (anodo)

Ecuación 4 Ánodo Zn(s)  Zn+2+2e-

E0red = -0.763V

Ecuación 5 Cátodo Cu+2+2e- 

E0red = +0.337V

Ejemplo: 0 ECelda = +0.337V − (−0.763)V

E°celda = +1.10 V Nota: se asumió que el potencial a 23oC no se desvía considera lente del potencial estándar (25oC)

b. c. d. e. f. g. h. i. j. k.

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b. Datos calculados.

Tabla 3.

Datos calculados.

Dato

Valor

Reactivo limitante

CuSO4*5H2O

Peso del precipitado recuperado teórico

0.635g

Peso del precipitado experimental

0.547g

Rendimiento de la reacción

86.08%

Potencial total de la reacción

1.10V

Constante de equilibrio de reacción

2.91∗10³⁷

Fuente: muestra de cálculo y experimentación.

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c. Análisis de error

Error relativo Ecuación. 7 Ref. [5] ∈g=

∆m m

Donde: εg: error relativo del peso de la masa. Δm: incerteza de la balanza m: valor de la masa.

Ejemplo: Calculo del error relativo de los gramos de CuSO4*5H2O.

∈g=

0.01 = 0.04g 2.50

Nota: el mismo cálculo aplicó para los gramos de zinc y cobre recuperado

Tabla 4.

Errores relativos. Error relativo(CuSO4*5H2O)

Error relativo(zinc)

Error relativo(Cu)

0.004

2.4*10-2

0.02

Fuente: análisis de error.

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