Experimento 7

Parte a

 

¿Cómo es una pila?

Misterios de la vida cotidiana

 

Introducción Teórica:

 

            Dentro de una pila no ocurre una reacción química a menos que los polos, o electrodos, se conecten entre sí, ya sea directamente –lo cual es de utilidad dudosa– o con un aparato en medio con el objeto de hacerlo funcionar. Hasta que eso suceda, el potencial es positivo (DE > 0).  Cuando se realiza la conexión, los electrones circulan por el circuito externo y van de un electrodo al otro. En esos electrodos se producen las reacciones, dentro de la pila. Por ende están presentes todos los elementos de una reacción redox: oxidante (en el cátodo), reductor (en el ánodo), electrolito (en toda la pila) y electrodos. Todo este proceso sucede hasta que DE = 0. En ese momento, se agota la pila.

 

            Las reacciones ocurren en los electrodos (ánodo y cátodo). En el ánodo, la especie reductora se oxida –pierde electrones– por lo que se genera carga negativa. Estos electrones “viajan” a través del cable y de lo que tengamos conectado en su camino (una lamparita, una calculadora, el circuito externo) y llegan al cátodo, en donde el oxidante se reduce. En este caso el cátodo está cargado positivamente, por eso los electrones provenientes de la reacción de reducción se dirigen hacia allí. Este proceso es el que alimenta de electrones al circuito externo.

 

            Pero este proceso no puede ocurrir indefinidamente, ¡las cargas tienen que circular, si no, no habría corriente! El electrolito cumple el papel de cerrar el circuito de corriente. Es decir, lleva cargas negativas (aniones) al ánodo, y cationes al cátodo. Así, la carga puede dar toda la vuelta al circuito, y se genera una corriente. En el circuito interno, la corriente está dada por los iones del electrolito.

 

            A medida que ocurre la reacción química y la pila funciona, los reactivos se van gastando y ésta se “descarga” de a poco. Lo más común es que se agoten los electrodos, o que no quede superficie de reacción en ellos (por culpa de la pasivación provocada por la formación de óxidos o sales) y la pila queda inutilizada.

 

 Detalles experimentales y precauciones:

 

            Al desarmar la pila, cuidar de no destruir la etiqueta, o tener otra pila cerca para comparar los signos de los electrodos.

            Para separar el MnO2, suspender el electrolito en agua dentro del vaso, agitar con la varilla por un rato y lavar con agua, repitiendo la operación hasta que decante un polvo negro sin aspecto pastoso.

            Para comprobar la presencia de NH4+, agregar unas gotas de solución de bicarbonato de sodio y oler cuidadosamente. Otra técnica posible es detectarlo con sales de Cu(II) y ver el color azul intenso del complejo Cu(NH3)4 2+. No suele dar bien en medio muy ácido, o con poco amonio, pero vale la pena intentarlo.

            Cuando se demuestra el poder oxidante del MnO2, la reacción con agua oxigenada es lenta al principio. Si no hay liberación de burbujas de oxígeno inmediatamente, no hay que desesperar, sólo calentar levemente y echar gotas de ácido.

 

 

Modelo de Informe:

 

            Consiste en presentar claramente un diagrama de la pila, con todos sus elementos. Más allá de encontrar cuáles son las reacciones (ya están indicadas), calcular cuál es el potencial de la pila. Analizar la presencia de sales solubles en el electrolito y el pH del mismo. Identificar ánodo y cátodo y las reacciones que pueden ocurrir en cada uno. Como corolario del proceso de discusión con los alumnos responder por qué se usa el electrodo de grafito y no otro similar: en medio ácido, la reducción de H+ (ver exp. 1b) podría competir con la de Mn(IV). El protón no puede reducirse fácilmente a hidrógeno sobre el grafito (la reacción presentada en la práctica 1b no ocurre con la suficiente velocidad), así que se evita este problema.

 

 

Extensión de la Práctica e Ideas Útiles:

 

 Experimento 7

Parte b

 

Dame un limón...

...para prender la calculadora. La pila ecológica.

  

Introducción Teórica:

 

            Para fabricar una pila es necesario: a) tener una especie química que pueda oxidar a otra; b) una manera de separar las reacciones; c) que la carga sea transportada dentro de la pila (ya que los electrones pasan a través del cable pero hay que completar el circuito, como vimos en el experimento 3). 

            En este caso, una pila construida en un soporte natural, como un limón, aprovecha dos cosas: por un lado los potenciales de reducción diferentes de dos conocidos metales y por otro, el contenido normal de sales de un organismo viviente. El limón separará ambas reacciones y proveerá un medio razonablemente conductor. Vale la pena observar que las reacciones son muy sencillas, e inorgánicas...

 

Cátodo (reducción)

            Cu2+ (ac) +  2 e        ®   Cu0                                        E0 = +0,35 V

Ánodo (oxidación)

            Zn0      ®   Zn2+ (ac) + 2 e                                             E0 = –0,77 V

            Los elementos metálicos están en los electrodos y los iones en la solución acuosa, dentro del limón. Observar que en este caso DE0 > 1V. Pero hay un factor que no controlamos sabiendo solamente el DE: la corriente que circula. La magnitud de esa corriente (el número de electrones que circulen por el cable por unidad de tiempo) dependerá de cuántos átomos de Zn pasen a solución (¡en un segundo!) o de cuántos iones Cu(II) se reduzcan. Podemos imaginar, sin mayor fundamento por ahora, que serán pocos y que por lo tanto la corriente será baja (es cuestión de mirar los pequeños electrodos o imaginarse cuánto cobre o hierro puede contener un limón!!). Es por eso que haremos funcionar una lamparita de baja potencia (pocos vatios), un reloj electrónico, o una calculadora, y no un grabador, por ejemplo.

 

 

Detalles experimentales y precauciones:

 

          Construcción de los electrodos:

 

            Un electrodo puede fabricarse a partir de algo tan simple como un alambre de cobre. En esta experiencia, usaremos chapitas de Cu y de Zn. Lo esencial es que el cable que va a conectar al electrodo con el resto del circuito esté firmemente sujeto (lo ideal es soldarlo). En caso de no disponer de soldador eléctrico, puede pasarse el cable a través de un agujerito hecho en la chapa. La unión se puede hacer más firme con diversos recursos, como cinta aisladora, o una resina, incluso con un pegamento tipo Poxipol®. Eso sí: es crucial que haya buen contacto entre el cable y el electrodo. Otro recurso válido consiste en pasar el cable a través de un tubo finito de vidrio o plástico y pegar el electrodo a un extremo de dicho tubo, con masilla o similar. Como dijimos antes, un alambre de Cu también sirve para electrodo, por lo menos para pinchar un limón... hay que tener en cuenta que el alambre suele estar barnizado, para lo cual se lo puede limpiar con alcohol o acetona antes de usar.

            Hay que asegurarse además de que los contactos estén firmes y los electrodos estén limpios. En caso de que los electrodos estén cubiertos de óxido (el Cu y el Fe se ponen negros por presencia de sus respectivos óxidos; el Zn queda con manchas blancas), lavarlos ligeramente con ácido.

            Otro punto importante: la lamparita debe ser de baja potencia (<1W es un valor típico). ¡El limón no puede generar tanta corriente!

En caso de que no funcione el circuito:

     Fijarse bien en las conexiones y electrodos, que los cables no estén cortados y que haya buen contacto.

     Puede ser que no haya suficientes iones Cu(II) o Zn(II) en el medio de reacción. Inyectar 0,5 mL de solución de los iones correspondientes en el limón, cerca de cada electrodo.

     La potencia de la pila formada no alcanza para hacer circular suficiente corriente. Poner otra pila-limón en serie (poniendo tres “pilas de limón” en serie se puede hacer funcionar una calculadora. Ver la figura b).

  

Modelo de Informe:

            Al igual que en el punto anterior, lo importante es que se identifiquen en forma clara todos los elementos  de la pila. Las reacciones son sencillas, se puede calcular el potencial total de la pila y también el de pilas de limón en serie.   Identificar ánodo y cátodo y las reacciones que pueden ocurrir en cada uno. Resulta interesante orientar la discusión para que se pregunten qué pasa en el limón (en donde hay medio ácido), dado que el H+ podría oxidar al Zn, pero no al Cu.

 

Extensión de la Práctica e Ideas Útiles:

            Se puede reemplazar el limón por una papa con idéntico resultado.  Un cactus puede funcionar,  hay un capítulo de la serie televisiva McGyver al respecto. Con dos juegos de electrodos, es decir, dos pilas en serie (aprox. 2V), en una papa es posible hacer funcionar durante un buen tiempo un reloj digital, que lo hace así un regalo “muy original” para el día de la Madre! Pueden fabricarse electrodos variados, incluso no hace falta que tengan forma de chapa, se pueden fabricar con un simple alambre de cobre o con cualquier metal. El jugo también es interesante como medio de reacción, pero funciona mejor con Mg2+ (ver la Introducción en la guía de Alumnos). Para que la pila funcione mejor con electrodos de Zn(II) que pueden fabricarse a partir del destripamiento de una simple pila de Zn/C, conviene sumergirlos un rato antes en el limón sin conectar a la pila. Esto permite disolver algo de Zn y la ecuación que describe el proceso es:

2 H+ (ac) + Zn0 → H2 (g) + Zn2+ (ac)

Los protones son aportados por el medio ácido dentro del limón. Una pregunta interesante que puede formularse en cualquier momento: ¿de dónde salen los iones Cu(II) necesarios para completar la cupla? El medio tiene mucho que ver en esto: en los primeros momentos, hasta el Cu puede disolverse parcialmente. Queda a criterio del profesor una explicación convincente, según el nivel de instrucción previo de la clase.

Experimento 7

Parte c

  

Escribiendo con las pilas

La electrólisis en una servilleta

 

 

 Introducción Teórica:

 

            Las reacciones redox pueden llevarse a cabo en sentido contrario al de su dirección espontánea. Este proceso, la electrólisis, consiste en entregar energía suficiente al sistema para lograr el objetivo mencionado, por medio de una pila, una batería o de cualquier otra fuente de corriente continua (como la obtenida a la salida de un transformador, por ejemplo).

            En el caso del agua, al conectar una  pila a dos electrodos se producen dos reacciones inusuales (ver, por ejemplo el caso de la  oxidación de la virulana, en el que ocurrían las reacciones inversas):

 

Cátodo:           2H+ (ac) + 2e → H2 (g)                      Reducción, E0 = 0,00 V

Ánodo:            2 H2O     4H+ (ac) + 4e + O2 (g)  Oxidación, E0 = 1,24V

 

Para esta supuesta pila, el DE0 = E0(H+/H2) – E0 (H2O/O2) < 0 V, así que no funcionaría espontáneamente. Pero si le entregamos suficiente potencial (o sea, energía) mediante una pila conectada “al revés”, podemos hacer que la reacción evolucione hacia donde nosotros queremos: liberación de hidrógeno y oxígeno del agua.

            Notar que la carga de los electrodos se invierte con respecto a una pila normal. La reducción se sigue produciendo en el cátodo y la oxidación en el ánodo, pero ahora la batería externa que está conectada entrega electrones al cátodo (y éste se vuelve negativo) y le quita electrones al ánodo (volviéndolo positivo), posibilitando así la oxidación.

            En el caso que nos ocupa proponemos la electrólisis del agua. No es un asunto tan sencillo como parece, dado que necesitamos un medio conductor. Hace falta que alguien conduzca la corriente dado que el agua común no es suficientemente buena. Los iones responsables de la conducción son los protones y oxhidrilos y hay muy pocos de ambos (aproximadamente 10–7 moles por litro de cada uno en soluciones a pH=7 y del orden de 10–5 moles por litro en soluciones saturadas de CO2 atmosférico). Por eso agregamos cloruro de sodio (NaCl) –sal de mesa– que además con pequeñas concentraciones de cloruro no sufre procesos de óxido-reducción que “compitan” con las reacciones deseadas (el E0(Cl/Cl2) = 1,35 V). Observar que ambas reacciones modifican el pH del medio. Así, podemos colocar un indicador ácido-base como la fenolftaleína para que vire a pH básico y ver dónde se consumen protones, que es donde se genera oxígeno.

 

Detalles experimentales y precauciones:

 

            La sal iodada contiene iones I (generalmente como KI o NaI). El potencial para la reacción  I → I2 es de 0,54 V, así que al conectarlo al revés primero se oxidará el I y recién después el H2O. Esta oxidación puede llevar a dar un color marrón sobre el ánodo que puede ser útil para escribir con otra “tinta”. Si se dispone de KI o NaI, vale la pena hacer la prueba de electrolizar soluciones de estas sales.

            La sal de mesa también suele contener bicarbonato de sodio para evitar que se humedezca y se apelmace. En caso de disolver sal carbonatada, el pH inicial será levemente básico y la fenolftaleína puede llegar a estar en su forma básica (color violeta). Esto puede arruinar el experimento o bien aprovecharse para escribir en blanco, conectando el “lápiz eléctrico” al revés y aprovechando la liberación de protones en el ánodo.

  

Modelo de Informe:

 

            Lo importante es que quede en claro cuál es la “celda” que se usa: los electrodos, solución y electrolito. También tienen que exponerse los procesos que ocurren en cada electrodo y las señales observadas: viraje de la fenolftaleína o del iodo. Conviene centrar la discusión en cómo podemos “dar vuelta” reacciones que no son espontáneas. Utilizar la ecuación completa de Nernst cuando sea necesario.

  

Extensión de la Práctica e Ideas Útiles:

 

            Una lapicera eléctrica se puede hacer con un dispositivo más sofisticado. Se conecta uno de los terminales de la batería a una plancha de papel de aluminio bien fijada sobre una superficie plana y se monta el dispositivo servilleta/sal/papel/servilleta (para darle más firmeza, se puede reemplazar la servilleta de papel por papel de filtro. Ver la figura). El otro terminal de la batería se puede conectar a un cable que termine en un “lápiz eléctrico”, formado con un tubo de vidrio o de bolígrafo, como se ve en el dibujo del libro del alumno.

            También se puede reemplazar la solución de fenolftaleína por la de algún laxante que la contenga. Sólo hay que moler un poco de la tableta, mezclarla con la sal y seguir el experimento.

            La electrólisis es uno de los procesos más ricos para hacer extensión: puede usarse (no solamente sobre papel, sino en una celda más tradicional: un vaso de precipitados, por ejemplo) para infinidad de combinaciones. Pueden cambiarse las soluciones y los electrodos a placer e intentar explicar los resultados usando una tabla de potenciales. Cuando se usen soluciones acuosas, hay que tener en cuenta los dos procesos que hemos visto y compararlos con otros que puedan ocurrir. Así, si electrolizamos una solución de CuSO4, por ejemplo, deberíamos descomponer agua en el ánodo, mientras que para el cátodo compiten el protón (con E  = 0 V) contra Cu2+ → Cu , cuyo E = 0,35 V. Como se ve, es más fácil reducir al Cu(II) sobre ese electrodo y puede obtenerse un baño de Cu sobre un alambre, por ejemplo.