Documento 256355

MANUAL DE PROCEDIMIENTOS
UNIDAD DE ADMINISTRACIÓN TALLERES Y
LABORATORIOS
PROGRAMA INDIVIDUAL DE PRÁCTICAS
Código:
LAB-PO-01-01
Revisión: 1
Página:
1 de 5
CICLO ESCOLAR: 2014-2015N
NOMBRE DEL DOCENTE: Dr. Luis Humberto May Hernández
CARRERA(S): Ingeniería en Materiales
SEMESTRE: 7
GRUPO(S): A
ASIGNATURA: Electroquímica y cinética PARCIAL:
de la corrosión
Segundo Parcial
NOMBRE DE LABORATORIO O DE LA INSTITUCIÓN EN CASO DE PRÁCTICA
EXTERNA: Laboratorio de instrumentación analitica
NÚMERO Y NOMBRE DE LA PRÁCTICA: # 2 – PILA GALVANICA
FECHA Y HORA PROPUESTA DE LA PRÁCTICA: 22 de Octubre de 2014
14:00 a 16:00
MATERIALES REQUERIDOS:
 150 ml de solución al 0.01 M
(CuSO4·5H2O)
de Sulfato de cobre (II) pentahidratado
 150 ml de solución al 0.01 M de Cloruro de aluminio hexahidratado
(AlCl3·6H2O)
 Placas de Al (3), Zn (2), Cu (6) y Pb (2) metálicos
 150 ml de las disoluciones al 0,1 M de Zn(NO3)2, Cu(NO3)2 y Pb(NO3)2.
 Solución de NaCl, 1 M
EQUIPO REQUERIDO:

12 Tubos de ensayo, gradilla, y 3 tubos en forma de U, algodones.
Multimetro.
SE DEBE ANEXAR LA DESCRIPCIÓN DEL DESARROLLO DE LA PRÁCTICA.
______________________
18-Agosto-2014
Dr. Luis H. May Hernández
FECHA DE ENTREGA
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PILA GALVÁNICA.
Conocimientos previos
El alumno ha de ser capaz de:
 Identificar las especies que se oxidan y las que se reducen, calculando sus
respectivos números de oxidación.
 Predecir el sentido de una reacción redox teniendo en cuenta los potenciales
estándar de electrodo.
 Calcular la fuerza electromotriz de una pila.
Objetivos de la práctica
1.- El alumno observará en qué consiste una reacción de oxidación-reducción comprobando
la tendencia a la oxidación de varios metales en función de los potenciales estándar de
reducción de los mismos.
2.- Construir una pila galvánica, entendiendo los procesos químicos que tienen lugar en
cada semipila.
Fundamento teórico
Las reacciones de oxidación-reducción, son aquellas en las que las sustancias participantes
intercambian electrones. La pérdida de electrones por parte de un reactivo (oxidación)
viene acompañada de la ganancia de electrones por parte del otro reactivo (reducción). La
especie que pierde electrones se dice que se oxida y la especie que gana electrones se
reduce.
Una reacción típica de este tipo es la que se produce entre zinc y HCl.
Zn (s) + 2 H+(ac)
Zn +2 (ac) +
H2(g)
La semirreacción de oxidación muestra como los átomos de Zn se oxidan a iones Zn+2
Zn (s)
Zn+2(ac) + 2 e-
mientras que en la semirreacción de
reducción, los iones H+ se reducen, proporcionando moléculas de H2:
2 H+(ac) + 2e-
H2(g)
Por lo tanto, la oxidación y la reducción
ocurren a la vez, en la misma reacción, no se puede producir una sin la otra, no hay
cambio en el número de electrones en una reacción redox. Los electrones perdidos en la
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semirreacción de oxidación son los ganados por otra especie en la semirreacción de
reducción.
Los cambios que se producen en el electrodo o la disolución como consecuencia del
equilibrio redox son demasiado pequeños para ser medidos. Las medidas deben basarse en
una combinación de dos semicélulas distintas. Es decir, debemos medir la tendencia de los
electrones a fluir desde el electrodo de una semicélula hasta el electrodo de la otra. Los
electrodos se clasifican según tenga lugar en ellos la oxidación o la reducción. Si tiene
lugar la oxidación el electrodo se denomina ánodo y si tiene lugar la reducción, cátodo. La
combinación de las dos semicélulas conectadas de un modo adecuado se denomina célula o
pila electroquímica.
Una pila galvánica es una pila electroquímica en la que una reacción química origina una
corriente eléctrica. Está formada por dos electrodos (conductores sólidos) comunicados
eléctrica e iónicamente.
 Conductor sólido para que los electrones puedan circular del electrodo negativo al
positivo.
 Un tabique poroso o puente salino (formado por un tubo en “U” taponado en los
extremos con algodón y que contiene una disolución de un electrolito fuerte como NaCl,
NaNO3 ó KCl). Cualquiera de estos sistemas permiten la difusión de iones de una
semicelda a la otra, para mantener la neutralidad eléctrica.
En las pilas, como se comentó anteriormente, se denomina
 Ánodo, al electrodo negativo, donde tiene lugar la oxidación y
 Cátodo, al electrodo positivo, donde tiene la reducción.
En la figura se representa un ejemplo de pila voltaica.
Zn /Zn(NO3)2 (1 M) // Cu(NO3)2 (1 M) / Cu
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Una de las cubas contiene una solución de Zn(NO3)2 y un electrodo de Zn; la otra
contiene una solución de Cu(NO3)2 y un electrodo de Cu. Ambas cubas están unidas por un
puente salino y los electrodos eléctricamente. Un voltímetro medirá la diferencia de
potencial entre los electrodos, que corresponde con el paso de los electrones por el circuito
externo.
PARTE EXPERIMENTAL
1. Material y productos
 12 tubos de ensayo (DI=2 cm) y gradillas.
 Productos: placas delgadas (1 cm de ancho) de Al (3), Zn (2), Cu (5) y Pb (2)
metálicos
 Disoluciones:
 150 ml, 0,1 M: Zn(NO3)2 , Cu(NO3)2, Pb(NO3)2,
 150 ml, 0.0.1 M: CuSO4·5H2O y AlCl3·6H2O
 50 ml de NaCl, 1 M
 3 tubo de vidrio en U de diámetro interno de 1 cm, dos algodones
2 Procedimiento experimental
PARTE 1.
a.- A cada grupo se le entregara 2 tubos de ensayo y dos metales, y agregará la disolución
que le fue asignada:
1) Zn(s) + 3 mL de una disolución 0,1M de Cu(NO3)2
2) Zn(s) + 3 mL de una disolución 0,1M de Pb(NO3)2
3) Cu(s) + 3 mL de una disolución 0,1M de Zn(NO3)2
4) Cu(s) + 3 mL de una disolución 0,1M de Pb(NO3)2
5) Pb(s) + 3 mL de una disolución 0,1M de Zn(NO3)2
6) Pb(s) + 3 mL de una disolución 0,1M de Cu(NO3)2
Nota: Los trozos de metal deben previamente limpiados con algodón y acetona.
b.- Dejar en contacto cada uno de los metales con cada una de las disoluciones.
c.- Escribir las reacciones químicas que han tenido lugar y decir por qué son o no
espontáneas cada una de ellas.
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PARTE 2
d.- Cada grupo llenara un tubo de ensayo (hasta sus dos terceras partes) con una disolución
0,01M de cloruro de aluminio y sumerge en él la placa de aluminio. En otro tubo de ensayo,
lleno también hasta las dos terceras partes con la disolución 0,01M de sulfato de cobre (II),
sumergirá una placa de cobre.
e.- Se unen ambas placas por un hilo conductor, el cual a su vez está unido a un medidor de
corriente. Para ello, mediante dos pinzas de cocodrilo se conectan los electrodos a los dos
bornes de un voltímetro de corriente continua.
f.- Además, ambas disoluciones han de conectarse por un tubo en “U” lleno con una
disolución de un electrolito fuerte (NaCl) en cuyos extremos se habrán dispuesto dos
tapones de algodón (esto permite el paso de iones y no deja que las disoluciones se
mezclen). El puente salino se coloca invertido, de forma que conecte los dos tubos de
ensayo.
RESULTADOS
1.- ENSAYOS DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN
Combinación
Escribir la reacción química que ocurre en su caso
Zn + Cu(NO3)2
Zn + Pb(NO3)2
Cu + Zn(NO3)2
Cu + Pb(NO3)2
Pb + Zn(NO3)2
Pb + Cu(NO3)2
Tras realizar el ensayo de la pila galvánica, completar la tabla de resultados, anotando
aquellas combinaciones en las que se observe reacción y describiendo brevemente los
indicios de reacción.