Potencial Normal.docx

Instituto Politécnico Nacional Escuela Nacional de Ciencias Biológicas Fisicoquímica farmacéutica

Práctica 4. “DETERMINACIÓN DE ɛ° Y DEL NÚMERO DE ELECTRONES INVOLUCRADOS EN LA REACCIÓN”

OBJETIVOS  

Calcular la fuerza electromotriz o potencial normal estándar para obtener el potencial real de un sistema redox. Determinar la cantidad de electrones involucrados en la reacción de oxido reducción.

INTRODUCCION El potencial de electrodo, o potencial reducción de electrodo de un elemento, se representa como ɛº, es la diferencia existente entre el potencial que tiene una celda, formada por un electrodo, y un electrodo conocido como, estándar, cuando la actividad llevada a cabo por los iones que participan en el proceso es de 1 mol/L, a una presión de una atmosfera, y con una temperatura de 25ºC (298.15 ºK). El potencial de electrodo (normal), se suele representar con la letra ɛº, midiéndose en voltios (V),siguiendo el Sistema Internacional de Unidades. En una celda electroquímica, se lleva a cabo siempre una reacción de tipo redox, dividida en dos semirreacciones:

Semirreacción de oxidación: en la cual se produce una pérdida de electrones, y tiene lugar en el ánodo, siendo éste el electrodo negativo. Semirreacción de reducción: donde se produce una ganancia de electrones, tiene lugar en el cátodo, o electrodo positivo. A causa de la diferencia de potencial entre los electrodos, se genera electricidad. Dicha diferencia se produce como resultado de la diferencia de potencial existente entre los electrodos, con la participación del electrolito, también conocido como disolución, donde los electrodos se encuentran introducidos.

Entre las aplicaciones útiles de los potenciales de electrodo estándar, se incluyen las siguientes.     

Fortaleza de los Agentes Oxidantes y Reductores Potenciales de Electrodo Bajo Condiciones No Estándares Potenciales de Célula Voltaica Relación con la Energía Libre de Gibbs Relación con las Constantes de Equilibrio

Algunos tipos de electrodos de medida se emplean, tanto en las celdas de investigación en general, como en algunos métodos electroquímicos, por ejemplo, la medición electrométrica de pH y las determinaciones potenciométricas. En el mecanismo de los alcoholímetros también aparece la electroquímica, donde un metal se oxida mediante electrodeposición y se detecta el nivel de alcohol de los conductores ebrios gracias a la redox del etanol.

Los impulsos nerviosos en las neuronas están basados en la energía eléctrica generada por el movimiento de los iones de sodio y potasio hacia dentro y hacia afuera de las células. Ciertas especies de animales, como las anguilas, pueden generar un fuerte potencial eléctrico capaz de incapacitar animales mucho mayores que las mismas.

DESARROLLO EXPERIMENTAL Materiales y reactivos        

Potenciómetro Matraz Erlenmeyer Pipetas graduadas Vasos de precipitados Agitadores Ferrocianuro de potasio: K4(Fe(CN)6) 3H2O Ferricianuro de potasio: K3(Fe(CN)6) Amortiguador acético/acetato

Procedimiento Preparar en 9 vasos de precipitados con las siguientes series de soluciones

Homogenizar las mezclas

Medir sus potenciales

Vaso 1 2 3 4 5 6 7 8 9

Ferrocianuro Ferricianuro mL mL 2.00 0.00 1.82 0.18 1.60 0.40 1.50 0.50 1.00 1.00 0.50 1.50 0.40 1.60 0.18 1.82 0.00 2.00

RESULTADOS EXPERIMENTALES AMORTIGUADOR Vaso

FERROCIANURO

FERRICIANURO

Volumen

Volumen

M

Volumen

M

(mL)

(mL)

(moles /L)

(mL)

(moles /L)

1

18

2.00

10

0.00

0

2

18

1.82

9.1

0.18

0.9

3

18

1.60

8

0.40

2

4

18

1.50

7.5

0.50

2.5

5

18

1.00

5

1.00

5

6

18

0.50

2.5

1.50

7.5

7

18

0.40

2

1.60

8

8

18

0.18

0.9

1.82

9.1

9

18

0.00

0

2.00

10

VASO

εobs (mV)

εreal (mV)= εobs+268

𝑷𝒓𝒐𝒅𝒖𝒄𝒕𝒐𝒔 𝑹𝒆𝒂𝒄𝒕𝒊𝒗𝒐𝒔

1

43

311

0

0

2

102

370

0.0989

-1.0048

3

125

393

0.25

-0.6020

4

136

404

0.33

-0.4814

5

163

431

1

0

6

193

461

3

0.4771

7

199

467

4

0.6020

8

231

499

10.11

1.0047

9

310

578

10

1

Log

𝑷𝒓𝒐𝒅𝒖𝒄𝒕𝒐𝒔 𝑹𝒆𝒂𝒄𝒕𝒊𝒗𝒐𝒔

700 600

Potencial real

500 400 300 200 100 0 0

2

4

6

8

10

[ ] Oxidado

Gráfica 1. Concentraciones molares de la forma oxidada (ferricianuro) vs. Potenciales reales. Se obtuvo una curva de forma sigmoidea, donde el punto de inflexión se encuentra donde el potencial comienza a aumentar más rápidamente con respecto a la concentración

0.7 0.6

Potencial real

0.5 0.4

y = 0.0842x + 0.4256 R² = 0.5971

0.3 0.2

0.1 0 -1.5

-1

-0.5

0

0.5

1

1.5

Log (productos/reactivos)

Gráfica 2. Valores de Log (productos/reactivos) vs. Potenciales (ecuación de Nernst en base diez). Se obtuvo una tendencia lineal, donde el valor de la pendiente es 17.0305, el cual se refiere a la variación de los potenciales según el incremento de sus concentraciones molares (en Log) Cálculos:

𝑚=−

0.05021 𝑛

𝑛 = (−𝑚)(−0.05091) 𝑛 = (−17.0305)(−0.05091) 𝑛 = 0.8670 ≈ 1

Valor obtenido ɛ°= 0.4256 V Valor teorico ɛ°= 0.41 V

ANALISIS DE RESULTADOS Cuando el ferricianuro de potasio se disuelve en agua, los iones de potasio y ferricianuro quedan débilmente ligados [3K]+ [Fe(CN)6]3- . Al aplicar un barrido de potencial suficientemente positivo al electrodo de trabajo, el ferrocianuro Fe 4- se oxida, es decir, un electrón es extraído y se convierte en ferricanuro Fe 3-, estos electrones forman la corriente anódica. En la gráfica 1 se obtuvo una curva de forma sigmoidea, donde el punto de inflexión se encuentra donde el potencial comienza a aumentar más rápidamente con respecto a la concentración, en la gráfica 2 se obtuvo una tendencia lineal, donde el valor de la pendiente es -17.0305, el cual se refiere a la variación de los potenciales según el incremento de sus concentraciones molares, con este valor pudimos calcular el valor de n, que nos representa el numero de electrones que se involucran en la reacción de oxido reducción en donde encontramos un valor aproximado a 1, es correcto ya que el numero de electrones transferidos en la reacción es solo 1. Obtuvimos la ecuación de la recta basándonos en la ecuación de Nernst: y= 0.4256 + 0.0842x En donde podemos deducir que la ordenada al origen nos representa el valor del potencial normal del ferrocianuro el cual es igual a 0.4256 V y comparándolo con el teórico que es igual a 0.41 V se puede observar que el valor teórico con respecto al valor practico es un parecido con 0.0156 de diferencia esto puede ser que no se prepararon las soluciones de manera adecuada o se hayan medido mal los volúmenes. CONCLUSIONES El valor del potencial normal encontrado experimentalmente es igual a 0.4256 V y el número de electrones que se involucran en la reacción es solamente uno. CUESTIONARIO 1. Respecto a la gráfica 1. ¿Qué tipo de curva se obtiene? ¿A qué corresponde el punto de inflexión de la curva? Curva Sigmoidea. El punto de inflexión es donde el potencial comienza a aumentar más rápidamente con respecto a la concentración 2. ¿Es posible obtener con esta grafica el número de electrones que se transfieren en la reacción? No, debido a que la recta no es completamente lineal o no existe una tendencia lineal. 3. Respecto a la gráfica 2. ¿Qué tipo de grafica se obtiene? Lineal

4. ¿Qué representa la ordenada al origen? Potencial normal determinado experimentalmente (volts) 5. ¿Cuál es el valor de la pendiente? 0.0842 6. ¿Qué significado tiene? Variación de los potenciales según el incremento de sus concentraciones molares (en log) 7. ¿Cuántos electrones están involucrados en el sistema Ferrocianuro/Ferricianuro? n=0.8670 ≈1 8. ¿Cuáles son los valores reportados en la literatura? Este sistema es de aplicación constante por su elevado potencial oxidante y por su inocuidad, la reacción redox que lleva acabo involucra un solo electrón. 9. ¿Porque es indispensable especificar el pH al reportar el potencial normal redox? Es indispensable porque se produce la precipitación de alguno de los iones del sistema cambiando la relación de concentraciones 10. ¿tiene el pH efecto sobre el potencial de todos los sistemas redox? Para el sistema Fe2+/Fe3+ es un medio suficientemente acido por lo cual el pH no influye. Sin embargo, si la acidez disminuye, puede empezar a producir precipitación y empezara a influir el pH. BIBLIOGRAFIA  Castellan G. “Fisicoquímica”. Segunda edición, 1998. Ed. Addison Wesley Iberoamericana. México. Pp. 376-380  http://depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/FUERZAELECTROMOTRIZYP OTENCIALESTANDAR_22644.pdf  Mongay C.”Quimiometría”, Ed.PUV, Valencia, España, pp.293-295 (2005)