5to Laboratorio Eletroquimica y Corrosion

Laboratorio N°5

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍAFACULTAD DE INGENIERÍA CIVILQUÍMICA

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1. OBJETIVOS

Verificar de manera experimental los procesos de interconversión de energía química en eléctrica y viceversa.

Hacer que el estudiante logre diferenciar los procesos de la electrólisis y el de las celdas voltaicas.

Verificar el proceso de oxidación – reducción en la corrosión. Diferenciar los tipos de corrosión según el medio utilizado en cada caso.

2. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

EXPERIMENTO N°1 (CELDAS GALVÁNICAS)

Materiales y Equipo:

1 multitester. 2 vasos de vidrio de 250ml. 1 barra de Cu. 1 barra de Zn. 4 conductores. 2 conexiones de cocodrilo. Solución 0.1M de CuSO4. Solución 0.1M de ZnSO4. Una pisceta con agua destilada. Un trozo de lija. Un puente salino de KCl 0.2M con gel.

Procedimiento:

a) En un vaso de 250mL agregar la solución de ZnSO4 0.1M hasta ¾ partes del volumen disponible.

b) En el otro vaso colocar la solución de CuSO4 0.1M hasta el mismo nivel que la solución de ZnSO4.

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c) Introducir a la solución de ZnSO4 una barra de Zn y la barra de Cu a la solución de CuSO4.

d) Instale el puente salino (tubo en U) conteniendo una solución de cloruro de potasio (KCl).

e) Haciendo uso de los conductores medir con ayuda del multitester el voltaje de la celda y la intensidad de corriente, haciendo hincapié, en el sentido de ésta.

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Datos, Cálculos y Observaciones:

Celda constituida por las semipilas.Zn(s)/ Zn2+ (0.1M)//Cu2+ (0.1 M)/Cu(s)

Ánodo: barra de zinc (Zn).

Cátodo: barra de cobre (Cu).

Líquido electrolítico en ánodo: Sulfato de Zinc (ZnSO4).

Líquido electrolítico en el cátodo: Sulfato de cobre (CuSO4).

Puente salino: solución de KCl 0.2M con gel.

Diferencia de potencial total de la celda: 1,2v.

Al poner los terminales de manera invertida, solo hay una variación del signo del voltaje.

Conclusiones:

Al medir el potencial entre las celdas tenemos que es 1.2v y mediante la ecuación de Nerst tenemos que es 1.1v teniendo una diferencia del 9.09% este posiblemente producido por factores externos tales como el desgaste del puente salino o la reutilización continua de los materiales, lo cual podrían causar algún efecto sobre el terminal del voltímetro.

Recomendaciones:

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Tener mucho cuidado a la hora de utilizar los materiales ya que el más mínimo error en el uso de estos afecta directamente los resultados obtenidos.

Estar en constante renovación de los materiales de laboratorio ya que la reutilización de estos influye en los resultados obtenidos.

EXPERIMENTO N°2 (ELECTRÓLISIS DEL KI)


1 tubo un U con salidas laterales. 2 electrodos de carbón. 1 fuente de corriente de 12 voltios 2 conexiones tipo cocodrilo. Solución de KI 0.5M. Solución de fenolftaleína. Solución saturada de almidón.

Procedimiento:

a) Instale el aparato de electrólisis como se indica en la siguiente imagen:

b) Dejar transcurrir 2 minutos

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c) Transcurrido este tiempo, apagar la corriente. Extraer del extremo donde estaba al cátodo 2mL de solución y añadir 2 gotas de fenolftaleína.

d) Extraer 0.5mL de líquido pardo del lado donde estaba el ánodo, añada 3mL de solución saturada de almidón y agite el tubo durante unos segundos.

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e) Al final de la experiencia depositar los residuos químicos en los contenedores respectivos señalados para tal fin.


Se llevan a cabo las siguientes reacciones:

Reacción en el ánodo:

2I- - 2e- → I2

Reacción en el cátodo:

K + H2O → KOH + ½ H

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Color inicial Comprobación con indicador

Color final Electrodo Tiempo elect.

Ánodo Incoloro I2/almidón Marrón fuerte

Grafito 44s

cátodo Incoloro KOH/fenolftaleína Rojo grosella

Grafito 44s

Conclusiones:

Recomendaciones:

EXPERIMENTO N°3 (CORROSIÓN)


5 tubos de vidrio de 13 x 100. 4 clavos de a pulgada nuevos. 1 vaso de 250mL. 1 vagueta. 1 alambre de cobre delgado. Papel indicador universal.

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Solución 0.1M de fenolftaleína al 1%. NaOH 0.1M. NH4Cl 0.1M. NaCl 0.1M. HCl 0.1M. K3Fe(CN)6. Agua destilada.

Procedimiento:

a) Lavar bien y cuidadosamente cada tubo a usar.

b) Poner un clavo limpio (lijado) en cada uno de los cinco tubos de ensayo, tenga cuidado de no romper el fondo del tubo con el clavo.

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c) Llene parcialmente cada tubo de ensayo hasta cubrir cada clavo con los reactivos siguientes: todas las soluciones son 0.1M: NaOH, NH4Cl, NaCl, HCl.

d) Determine la concentración aproximada del ión hidrógeno de cada solución mediante el papel de tornasol u otras soluciones. Lo que es necesario para saber si la solución inicial es ácida, neutra o básica.

e) Después que las soluciones hayan permanecido todo este tiempo, añada a cada una, una a dos gotas de ferricianuro potásico 0.1M K3Fe(CN)6, que contiene los iones K+ y Fe(CN)6

3- y anote cualquier cambio.

f) Deposite los residuos en los contenedores señalados para tal fin.

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Medio 0.1M Sustancia Ph inicial Color con K3Fe(CN)6

Comprobación con patrón

NaOH Clavo de Fe 12 Verde casi incoloro

Baja corrosión

NH4Cl Clavo de Fe (6.5 – 7) Verde ultra claro

Escasa corrosión

NaCl Clavo de Fe 6.5 Verde olivo Mediana corrosión

HCl Clavo de Fe 1 Azul Alta corrosión

El HCl reacciona rápidamente. El NaCl reacciona de forma lenta. El NaOH reacciona muy lento.

Conclusiones:

Las reacciones del NaOH, NaCl dejan ver la basicidad de estos compuestos ya que reaccionan a una velocidad lenta, mientras que el NH4Cl y el HCl tienen un carácter ácido por la velocidad de sus reacciones.

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Recomendaciones:

Tener mucho cuidado a la hora de llenar cada tubo de ensayo con las respectivas soluciones ya que el más mínimo error influye directamente en los resultados obtenidos

No dejar por mucho tiempo los papeles indicador universal ya que el ph se mide rápidamente y si se deja por mucho tiempo el ph leído se verá alterado.

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