PRACTICA N° 2 CONSTRUCCION DE ESCALAS DE POTENCIAL Y SU APLICACIÓN A LA PREDICCION DE REACCIONES.

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- Determinar la fuerza reductora relativa de Fe, Cu y Zn

En base a lo realizado experimentalmente el reductor más fuerte es el zinc, seguido por el hierro y el cobre es el reductor más débil. [pic 3]

- Representa en un diagrama cada una de las pilas que construiste, indicando claramente el ánodo, el cátodo y la dirección en la que fluyen los electrones.

[pic 4]

[pic 5]

[pic 6]

- Describe cada una de las pilas representadas en el inciso anterior, de acuerdo a la nomenclatura aceptada por la IUPAC

Zn|Zn(NO3)2(ac)1M||FeSO4(ac)1M|Fe

Zn|Zn(NO3)2(ac)1M||Cu(NO3)2(ac)1M|Cu

Fe|FeSO4(ac)1M ||Cu(NO3)2(ac)1M|Cu

- Con base a los datos de diferencia de potencial, establece una escala de potencial en donde se representen los 3 pares redox propuestos en el experimento, indicando claramente su fuerza oxido-reductora relativa.

[pic 7]

- Empleando la escala propuesta plantea las reacciones redox balanceadas que pueden ocurrir espontáneamente entre las espacies de los pares redox.

Zn0+Fe2+ → Zn2++Fe0

Zn0+Cu2+ → Zn2++Cu0

Fe0+Cu2+ → Fe2++Cu0

- Escribe la ecuación de Nernst para cada semi-reacción propuesta

- εZn2+/Zn0=-0.76+ (0.06/2)*log(1)= -0.76 V

- εFe2+/Fe0= -0.44+(0.06/2)*log(1)= -0.44 V

- εCu2+/Cu0= 0.34+(0.06/2)*log(1)= 0.34 V

- Calcula la constante de las reacciones propuestas, tomando en cuenta los datos experimentales.

Log(K)= K=10^ [pic 8][pic 9]

Ejemplo: Zn/Zn2+//Fe2+/Fe

K= 10^ = 4.64*1016 [pic 10]

Celda

Δε

K

Zn/Zn2+//Fe2+/Fe

0.50

4.64*1016

Zn|Zn2+||Cu2+|Cu

1.07

4.64*1035

Fe|Fe2+|| Cu2+|Cu

0.58

2.15*1019

- Compara los valores de las constantes de cada reacción y concluye ¿Qué reacción es mas cuantitativa?

La reacción más cuantitativa, según los valores de K calculados, sería la que se lleva a cabo en la celda: Zn|Zn2+||Cu2+|Cu

Zn0+Cu2+ → Zn2++Cu0

- Dibuja diagramas que representen cada una de las celdas que construiste (problema 3)

- Describe cada una de las celdas representadas en el inciso anterior, de acuerdo con la nomenclatura aceptada por la IUPAC.

- Hg/Hg2Cl2(sat),KCl//NiSO4(0.1M)/Ni

- Hg/Hg2Cl2(sat),KCl//FeSO4(0.2M),Fe(NO3)3(0.2M)/Pt

- Hg/Hg2Cl2(sat),KCl//Cu(NO3)2(0.1M)/Cu

- Hg/Hg2Cl2(sat),KCl//NaNO2(0.2M), KNO3(0.2M)/Pt

- Con base en los datos de diferencia de potencial, establece una escala en donde se representen los pares redox propuestos en el experimento, indicando claramente su fuerza oxido-reductora relativa.

13. Transforma los valores de potencial obtenidos experimentalmente, respecto al electrodo de calomel, a los que se tendrían con respecto al electrodo normal de hidrogeno.

Fe3+/Fe2+= 0.07 V + 0.24 V= 0.31 V

Cu2+/Cuº= 0.03 V + 0.24 V= 0.27 V

NO3-/NO2-= 0.05 V + 0.24 V= 0.29 V

Fe2+/Feº= -0.46 V + 0.24 V= -0.22 V

Ni2+/Niº= -0.25 V + 0.24 V= -0.01 V

14. Con los nuevos valores de potencial, construye una nueva escala en donde se representen los pares redox propuestos en el experimento.

Fe2+ Ni2+ H+ Cu2+ Fe3+ NO3-

-0.44

-0.25

0

0.34

0.77

0.78

[pic 11]

Feº Niº H2 Cuº Fe2+ NO2-

15. Escribe la ecuación de Nernst para cada semi reacción propuesta

[pic 12]

[pic 13]

[pic 14]

[pic 15]

[pic 16]

16. Plantea las reacciones redox balanceadas que pueden ocurrir espontáneamente. Calcula las constantes de las reacciones propuestas.

[pic 17]

[pic 18]

[pic 19]

[pic 20]

[pic 21]

[pic 22]

[pic 23]

[pic 24]

[pic 25]

[pic 26]

=2.15x[pic 27][pic 28]

=1x[pic 29][pic 30]

=1x[pic 31][pic 32]

=4.64x[pic 33][pic 34]

=2.15x[pic 35][pic 36]

=4.64x[pic