¿Enlaces, enlaces, enlaces?

Encuentros con la Electroquímica Parte 5

Durante reuniones anteriores, hemos visto muchos ejemplos de celdas galvánicas, aquellas que solo tienen importancia histórica y otras que se usan en la actualidad. El mundo de las células es muy rico, por lo que es hora de introducir sistemas diferentes a los mostrados hasta ahora.

Los no metales también pueden ser semicélulas.

Primero, un experimento que requiere dos electrodos de grafito de elementos usados ​​de Leclanchet, bromuro de zinc ZnBr₂, fuente de alimentación (como una batería de 4,5 V) y un medidor de voltaje indispensable. En el laboratorio doméstico, por supuesto, no encontraremos la sal de zinc recomendada, pero en nuestro caso será reemplazada con éxito por una mezcla de bromuro de potasio KBr y sulfato de zinc (VI) ZnSO.₄. Ensamblamos un conjunto que consta de dos palos de grafito, lo sujetamos al tablero para que los electrodos queden parcialmente sumergidos en el vidrio.

Adjuntamos trozos de cables a los electrodos, preferiblemente con un soldador (por lo tanto, al retirarlos de la batería vieja, deje "tapas" de latón en las varillas de grafito). También haremos un diafragma a partir de un trozo de cartón con dimensiones adaptadas a un vaso de precipitados con una capacidad de 50-100 cm.³ (el cartón se puede perforar adicionalmente con un alfiler).

Ahora disolvemos parte de las sales mencionadas en agua y luego llenamos el vaso con la solución preparada (concentración 5-10%). Coloque el bastidor con los electrodos en el borde del recipiente y conecte los extremos de los cables a las placas de latón de una batería descargada (la polaridad no importa en este momento) y observe el sistema construido.

Casi inmediatamente, se deposita una capa brillante de color gris plateado sobre el electrodo conectado al terminal negativo de la batería. Fabricado en zinc metalizado. Se ve un color marrón amarillento de la solución cerca del segundo electrodo conectado al polo positivo de la batería. El bromo libre se colorea cerca de la barra de grafito. Después de unos 5 minutos, desconecte los cables de los terminales de la batería. Usando un voltímetro, mida el voltaje ("menos" del medidor está conectado al electrodo cubierto con una capa de metal).

Sin entrar en los procesos que ocurren durante la electrólisis (los discutiremos en una de las siguientes reuniones), podemos concluir que la celda creada consta de dos electrodos: zinc (metal zinc depositado sobre grafito en una solución de Zn²⁺) y bromo (una solución de iones libres de bromo y bromuro Br^?). El carbono es solo un conductor de electricidad (en la práctica, las sustancias no reactivas bajo ciertas condiciones, como el grafito, el platino, a menudo se usan como materiales de electrodos).

¿Vamos a conectar el receptor de corriente a los electrodos? una bombilla con un voltaje de funcionamiento de 1,5 V (en este caso, la polaridad de las conexiones tampoco importa). A medida que se extrae energía del sistema, observamos la desaparición gradual del depósito de metal en un electrodo y el color amarillento en el otro. Las sustancias liberadas previamente reaccionan, restaurando su estado original. La reacción es indirecta con la transferencia de electrones a través del cable de conexión. Esta es la esencia de las celdas galvánicas.

¿Qué reacciones tuvieron lugar en nuestro sistema? Para el electrodo de zinc, ciertamente podemos dar la ecuación del proceso:

 (-) Estampilla⁰ ? zinc²⁺ + 2e^–

En el segundo electrodo, el bromo libre se reduce a aniones de bromo:

 (+) no.₂ + 2e^– , 2 piezas^–

Así, el esquema de celdas es el siguiente (omitimos los iones potasio y sulfato (VI), que no participan en las reacciones):

 (-) C, Zn | ZnBr2aq? ZnBr2aq | C (+)

No necesitamos usar apertura en la celda. Sin embargo, su uso evitará que el bromo migre cerca del electrodo recubierto de zinc y reaccione directamente entre las celdas.

Los no metales forman semiceldas como los elementos metálicos. Solo es necesario utilizar un conductor sumergido en una solución adecuada, que participará en la transferencia de electrones. Para los halógenos, los potenciales estándar son los siguientes (la reacción del electrodo es similar a la del bromo):

media celda	F2/F?	Cl2/Cl?	Br2/ Hab.?	I2/I?
E0 [V]	+ 2,87	+ 1,36	+ 1,07	+ 0,54

En el caso del flúor, se calculó, no se midió, el valor potencial (el más alto de todas las semiceldas determinadas). La razón, como en el caso de los metales alcalinos y alcalinotérreos, es la reacción del elemento activo con el agua.

célula redox

Para el próximo experimento, prepararemos las siguientes soluciones: cloruro de hierro (III), FeCl₃ con una concentración del 5%, yoduro de potasio KI con una concentración del 10% y una suspensión de agua-almidón. Mezclar unos cm en un tubo de ensayo³ soluciones de sal, y después de un tiempo agregue unas gotas de suspensión de almidón. El color azul oscuro del contenido indica la presencia de yodo libre. La reacción se escribe mediante la ecuación:

 2Fe³⁺ + 2i^– ? 2Fe²⁺ + yo₂

Los cationes de hierro (III) oxidan los aniones de yoduro a un elemento libre, reduciéndolos a iones de hierro (II).

Un cambio en el color del indicador de almidón confirmó la presencia de partículas de yodo, pero ¿realmente se forman cationes Fe?²⁺? Probemos esta hipótesis. Una prueba característica para la detección de cationes de hierro (II) es la reacción con hexacianoferrato de potasio (III) K₃[Fe(CN)₆], comúnmente conocido como ferricianuro de potasio. El compuesto forma cristales rojos, en contraste con el ferrocianuro de potasio del mismo nombre (potasio (II) hexacianoferrato K₄[Fe(CN)₆]) con cristales amarillos ? no confundamos estas dos relaciones. Repitamos el experimento anterior, pero en lugar de una suspensión de almidón, agregaremos unas gotas de una solución de ferricianuro de potasio al 1%. Una vez más, el contenido del recipiente de reacción se vuelve azul oscuro debido a una combinación compleja llamada azul de Turnbull:

 3Fe²⁺ + 2[Fe(CN)₆]^3- ? fe₃[Fe(CN)₆]₂

Recomiendo que los incrédulos realicen una prueba con sales de hierro ferroso y férrico. Obtenemos un tinte azul solo en el caso del primero.

Ahora, en dos vasos de precipitados pequeños con una capacidad de 50-100 ml, vierta varias soluciones de cloruro de hierro (III) y yoduro de potasio.³. En cada uno de los recipientes, sumerja un electrodo de grafito con un alambre adjunto (colocado en un soporte adecuado para que no caiga en el vaso). Además, agregue un poco de suspensión de almidón a un recipiente con una solución de yoduro de potasio. Para crear una celda, también necesitará una llave electrolítica (¿hecha durante una de las reuniones anteriores? Una tira de papel secante empapada en una solución concentrada de KNO es suficiente.₃). Los extremos de los cables de los electrodos están conectados a los terminales de un medidor universal instalado para medir el voltaje.

Nosotros mismos determinamos la polaridad de las conexiones del voltímetro sobre la base de un análisis de la ecuación para la reacción de los cationes de hierro (III) con aniones de yodo, observamos cuáles de los iones dan y cuáles reciben electrones. Las lecturas del medidor confirman el funcionamiento de la celda galvánica. Luego cambiamos el dispositivo a la medición actual. Es pequeño (del orden de varias decenas de mA), por lo que no necesitamos utilizar ningún receptor adicional (por ejemplo, una bombilla) para proteger el dispositivo de daños. La formación de un color azul oscuro alrededor del electrodo sumergido en un vaso de precipitados con una solución de yoduro de potasio atestigua el curso de la reacción en el sistema. ¿Cuándo añadimos un poco de solución de ferricianuro de potasio a un salero de hierro (III)? también en ella. Escribamos las ecuaciones de los procesos que ocurren en los vasos:

 (-)2yo^– ? ₂ + 2e^–

(+)2Fe³⁺ + 2e^– ? 2Fe²⁺ 

 y diagrama de celdas:

(-) con | CI_aq || FeCl_3aq | C (+)

En la celda tienen lugar las mismas reacciones que después de mezclar los sustratos en un tubo de ensayo (basta añadir los procesos anódico y catódico con los lados), y la separación espacial de las transformaciones permite aprovechar la energía de los electrones transferidos entre las mitades de la celda.

La celda que estamos construyendo se llama celda redox. El nombre es común pero engañoso. Después de todo, sabemos que los procesos de oxidación y reducción ocurren en cada enlace. ¿Cómo determinar la dirección de una reacción redox (realizada tanto en una celda como en un tubo de ensayo)? El método es sencillo:

1. En las tablas de física y química, ¿encontramos los potenciales estándar de las semiceldas correspondientes? para sistema Fe³⁺/Fe²⁺ esto es +0,77 V; para mi₂/I^?: +0,54 B.

2. ¿Un sistema con un potencial más alto es un agente oxidante en la reacción (célula-cátodo) y una semicelda con un potencial más bajo? el ánodo de la celda, es decir, el agente reductor.

3. Sin embargo, debe recordarse que para sistemas con una pequeña diferencia en los valores de los potenciales estándar, en algunos casos, los roles pueden invertirse (los potenciales reales dependen, entre otras cosas, de la concentración de reactivos).

Pila de combustible

Montaremos el sistema desde el primer experimento, reemplazando únicamente la solución de bromuro de potasio y sulfato de zinc (VI) por una solución al 10% de ácido sulfúrico (VI) H₂SO₄. Después de 1-2 minutos de electrólisis (que ocurre con la liberación de gas en los electrodos), apague la fuente de alimentación y, con cuidado, para no eliminar las burbujas de gas de la superficie de grafito, mida el voltaje con un voltímetro. ¡Enlace creado! Después de cambiar el dispositivo al modo de medición actual, se puede observar la desaparición de burbujas de gas en la superficie de los electrodos de grafito durante la reacción. Sin entrar en detalles del proceso que provocó la deposición de oxígeno libre e hidrógeno en los electrodos, las reacciones en la celda son las siguientes:

 (-) 2H2? 4 horas⁺ + 4e^–

(+) El₂ + 4H⁺ + 4e^– ? 2 horas₂O

En total, tiene lugar la reacción de síntesis de agua a partir de los elementos.

El sistema construido es un modelo de pila de combustible. ¿La conversión directa de la energía de la reacción entre el combustible y el comburente en electricidad es extremadamente beneficiosa desde el punto de vista de la economía del proceso? No hay necesidad de convertir el calor de la combustión en energía de vapor, que solo acciona las turbinas. No es sorprendente que estos sistemas estén diseñados para resolver problemas de energía (y el desperdicio es agua limpia). Sin embargo, el precio de los materiales de construcción y la necesidad de producir hidrógeno son un obstáculo importante.

Aunque las pilas de combustible se han utilizado para generar electricidad en las áreas tecnológicamente más avanzadas, como los vuelos espaciales (en algunas industrias, los costos juegan un papel secundario), su historia es muy larga. El primer prototipo funcional de la celda de hidrógeno-oxígeno fue construido por el inventor británico William Robert Grove en 1839.

El artículo presenta varios tipos de enlaces, diferentes a los discutidos en reuniones anteriores. ¿Te gusta el resto de los episodios? sólo se esbozan los problemas de estos sistemas, que son importantes no sólo como fuente de energía. Sin embargo, la necesidad de mantener un tamaño de texto razonable hace que sea imposible discutir muchos temas interesantes relacionados con los enlaces (animo a los lectores interesados ​​a buscar información por su cuenta). En el próximo episodio del ciclo, analizaremos la tabla de potenciales de media celda. También habrá ofertas de experiencias interesantes.

aplicación electrónica

célula redox

Cada celda electroquímica sufre oxidación (en el ánodo) y reducción (en el cátodo). Sin embargo, en la jerga química, las células redox se conocen como un cierto tipo de sistema.

Para el experimento se requieren soluciones de yoduro de potasio KI y cloruro de hierro (III) FeCl.₃ y una suspensión acuosa de almidón (harina de patata). También necesitará una llave electrolítica llena de una solución concentrada de nitrato de potasio (V) KNO₃. Si no disponemos de llave, basta con doblar varias veces una tira de papel de seda o un hilo de algodón empapado en una solución de nitrato potásico.

Usaremos varillas de grafito de celdas Leclanche usadas como electrodos (foto 1). Cortocircuite los extremos de los electrodos con un alambre y sumérjalos en vasos de precipitados con soluciones de KI (con la adición de suspensión de almidón) y FeCl.₃. Adicionalmente, combinamos soluciones en vasos con llave electrolítica o uno de sus sustitutos (foto 2). Después de un tiempo, comienzan a aparecer rayas moradas en el vaso con solución de yoduro de potasio (foto 3), tiñendo gradualmente el vaso de un color oscuro (fotos 4 y 5). Es un producto característico de la combinación de moléculas de yodo libres con moléculas de almidón. El yodo se formó como resultado de la oxidación de aniones de yoduro en el ánodo de la celda:

(–) Ánodo: 2I^– ? ₂ + 2e^–

En el segundo electrodo (cátodo), se redujeron los iones de hierro (III):

(+) Katoda: 2Fe³⁺ + 2e^– ? 2Fe²⁺

La celda redox creada en el experimento tiene el siguiente esquema:

(–) C | CI_aq || FeCl_3aq | C (+)

donde el símbolo de carbono C denota un electrodo de grafito y || ? llave electrolítica. La reacción general en el sistema es la oxidación de aniones I^– en cationes Fe³⁺:

2Fe³⁺ + 2i^– ? 2Fe²⁺ + yo₂

célula redox

celda de concentración

Para el segundo experimento necesitarás: una solución de sulfato de cobre (II) CuSO₄, electrodos de cobre, llave electrolítica llena de una solución concentrada de nitrato de potasio (V) KNO₃ y contador universal. Llene uno de los vasos de precipitados con la solución de CuSO.₄y otro con la misma dilución de 1:100 (por ejemplo, 0,5 cm³ la solución tomada del primer vaso, agregar agua hasta un volumen de 50 cm³) (foto 6). Después de sumergir los cables de cobre en vidrios y cerrar el circuito con una llave electrolítica, mida el voltaje entre los electrodos de la celda. ¿Es pequeño? alrededor de una docena o varias decenas de milivoltios (foto 7).

Las reacciones de disolución y precipitación del cobre ocurren en los electrodos:

(–) Ánodo: Cu⁰ ? Con²⁺ + 2e^– (solución menos concentrada)

(+) Cátodo: Cu²⁺ + 2e^– ? Con⁰ (solución más concentrada)

¡Después de sumar las ecuaciones de ambos procesos de electrodos, resulta que no ocurre ninguna reacción química en total! La fuerza impulsora de la celda es solo el deseo del sistema de igualar las concentraciones en ambos vasos.