INFORME DE LABORATORIO

“ELECTRÓLISIS”

Presentado por:

Daniel Andrés Aramburo

Karen Rivera Martínez

Andrea Palacio

Nicolás Reyes

Presentado a:

Profesor: Oscar Javier Suarez

UNIVERSIDAD DE AMÉRICA

FACULTAD DE INGENIERÍA

CORROSIÓN

BOGOTÁ

2013

Contenido

OBJETIVO GENERAL ...................................................................................................................... 3

OBJETIVOS ESPECIFICOS ............................................................................................................. 3

PROCEDIMIENTO ........................................................................................................................... 4

Procedimiento 1. .......................................................................................................................................... 4

Procedimiento 2. .......................................................................................................................................... 4

RESULTADOS .................................................................................................................................. 5

Procedimiento #1 ......................................................................................................................................... 5

Procedimiento #2. ........................................................................................................................................ 6

ANALISIS DE RESULTADOS ......................................................................................................... 8

Procedimiento #1. ........................................................................................................................................ 8

Procedimiento #2. ........................................................................................................................................ 9

CONCLUSIONES ............................................................................................................................ 11

BIBLIOGRAFÍA ............................................................................................................................. 12

OBJETIVO GENERAL

Entender por qué y en cuales casos es posible ver las zonas anódicas y

catódicas en un metal que sufre corrosión

OBJETIVOS ESPECIFICOS

Demostrar experimentalmente el carácter electroquímico de la corrosión

visualizando la existencia de zonas anódicas y catódicas en un metal que

se corroe, mediante el uso de indicadores químicos.

Introducir el concepto de par galvánico y sus semirreacciones.

PROCEDIMIENTO

Procedimiento 1.

Procedimiento 2.

INICIO Llenar un vaso de

precipitado hasta ¾ de su

volumen con agua (350mL).

Llenar una cuba

hasta ¾ de su

volumen con agua

(600 mL).

Agregar 9,97 g de

NaCl y repetir

procedimiento 3.

Conectar el electrodo de cobre

al negativo y el de acero al

carbón al positivo de la fuente.

Tomar lecturas de

voltaje cada 30 s hasta

que se estabilice

Introducir dos electrodos

(Cobre y Acero al

Carbón) en el vaso.

Agregar 9,99 g de NaCl y

repetir el procedimiento

anterior.

FIN

INICIO Sumergir los

electrodos en la cuba

y agregar una gota de

fenolftaleína a cada

uno.

Registrar lo

observado. Encender la fuente y

aplicar una diferencia

de potencial de 1V.

Registrar lo

observado y datos de

corriente y voltaje.

Aumentar la diferencia

de potencial en 1 V y

repita procedimientos 4

y 5.

Repetir el

procedimiento anterior

hasta 6 V.

Agregar 9,96 g de NaCl

y repetir procedimientos

3, 4, 5, 6, 7 y 8.

Agregar 10,07 g de NaCl

y repetir procedimientos

3, 4, 5, 6, 7 y 8. FIN

RESULTADOS

Procedimiento #1

Tiempo (s)

Diferencia de Potencial (V)

Agua pura NaCl 0,49 M NaCl 0,98 M

0 0,094 0,126 0,193

30 0,111 0,165 0,21

60 0,111 0,181 0,213

90 0,126 0,198 0,223

120 0,134 0,21 0,229

150 0,142 0,221 0,235

180 0,15 0,226 0,235

210 0,159 0,233 0,24

240 0,167 0,239 0,243

270 0,176 0,245 0,243

300 0,187 0,25 0,247

330 0,197 0,255 0,238

360 0,208 0,26 0,245

390 0,219 0,263 0,252

420 0,229 0,266 0,256

450 0,24 0,271 0,258

480 0,251 0,274 0,26

510 0,261 0,277 0,262

540 0,27 0,28 0,264

570 0,279 0,282 0,266

600 0,288 0,284 0,267

Tabla No.1. Datos de diferencia de potencial vs tiempo para diferentes concentraciones de Cloruro de Sodio en la

celda galvánica del procedimiento 1.

Gráfica No.1. Comportamiento de la diferencia de potencial vs el tiempo para diferentes concentraciones de

Cloruro de Sodio en la celda galvánica del procedimiento 1.

Procedimiento #2.

o Sin suministrar voltaje y al agregar la gota de fenolftaleína no se

observó nada anómalo.

o En general lo observado fue un cambio de coloración (de Incoloro a

Fucsia) cerca al electrodo de cobre y algunas burbujas sobre la

superficie del mismo.

o En la prueba con agua pura, fue solo después de suministrar un

voltaje de 4 V que se pudo observar un cambio de coloración cercano

al electrodo de cobre y solo hasta 6 V se observaron algunas burbujas

cerca al mismo.

0

0.05

0.1

0.15

0.2

0.25

0.3

0.35

0 100 200 300 400 500 600 700

Dif

ere

nci

a d

e P

ote

nci

al (

V)

Tiempo (s)

Voltaje v.s. Tiempo

Agua pura

NaCl 0,49 M

NaCl 0,98 M

Diferencia de

Potencial (V)

Corriente eléctrica (A)

Agua pura NaCl 0,34 M NaCl 0,57 M

0 0 0 0

1 0 0 0

2 0 0,025 0,04

3 0 0,06 0,09

4 0 0,09 0,14

5 0 0,12 0,19

6 0 0,16 0,25

Tabla No.2. Datos de corriente eléctrica versus diferencia de potencial aplicada para diferentes concentraciones

de Cloruro de Sodio en la celda electrolítica del procedimiento 2.

Gráfica No.2. Corriente eléctrica versus diferencia de potencial aplicada para diferentes concentraciones de

Cloruro de Sodio en la celda electrolítica del procedimiento 2.

0

0.05

0.1

0.15

0.2

0.25

0.3

0 1 2 3 4 5 6

Co

rrie

nte

elé

ctri

ca (

A)

Diferencia de Potencial (V)

Corriente eléctrica v.s. Diferencia de Potencial

Agua pura

NaCl 0,34 M

NaCl 0,57 M

ANALISIS DE RESULTADOS

Procedimiento #1.

Reacciones que podrían ocurrir (en forma de reducción):

Fe2+ + 2 e- Fe0 (EEH = - 0,44 V)

Cu2+ + 2e- Cu0 (EEH = 0,34 V)

2H2O + O2 + 4e- 4 OH- (EEH = 0,40 V)

Na+ + e- Na0 (EEH = - 2,71 V)

Cl2 + 2e- 2 Cl- (EEH = 1,36 V)

Reacciones que ocurren, según los potenciales de oxidación – reducción.

Fe0 Fe2+ + 2 e- (EEH = 0,44 V)

2H2O + O2 + 4e- 4 OH- (EEH = 0,40 V)

Luego el potencial de la celda galvánica es 0,84V.

Según las reacciones anteriores la oxidación se lleva a cabo en el acero al

carbón, la reducción se realiza en el cátodo que es el cobre, y el agua es quien

se reduce generando iones hidroxilo.

El voltaje generado en la práctica fue mucho menor al esperado según el

potencial de la reacción, sin embargo, la tendencia ascendente de los

potenciales en la gráfica No.1 indicaría que en algún momento se podría

alcanzar ese valor.

Procedimiento #2.

El fundamento de este procedimiento es la electrolisis del agua, esta

normalmente se encuentra disociada en iones H+ y OH-. Al suministrar

corriente eléctrica se genera una reducción en los iones H+ que pasan a ser

Hidrógeno gaseoso.

2H++ 2e- H20

(g) (EEH = 0)

Al consumirse iones H+ se genera un exceso de OH- en la solución acuosa

cercana al electrodo en el que ocurre la reacción anterior, por lo que el pH

aumenta y la fenolftaleína cambia de color.

En el electrodo de acero al carbón, se produce la oxidación del mismo,

generando los electrones necesarios para la reducción de los iones hidronio.

Fe0 Fe2+ + 2 e- (EEH = 0,44 V)

Por lo anterior se puede deducir que la reacción en sí es espontánea, pero al

suministrar una mayor diferencia de potencial esta se realizara más

rápidamente, generando además electrones adicionales para que se

produzca un flujo de corriente eléctrica (Amperaje). Este flujo de corriente se

hace mayor al aumentar el voltaje y la concentración del electrolito debido a

que la conductividad del mismo depende de la cantidad de iones disociados

en la solución (concentración).

Los parámetros que definen la conductividad de un electrolito son:

Carácter del electrolito

Los electrolitos fuertes son capaces de disociarse completamente en

solución, mientras los electrolitos débiles son aquellos que no se disocian

completamente; la concentración de iones en una solución de un

electrolito débil es menor que la concentración de dicho electrolito.

Concentración

El flujo de corriente eléctrica en un electrolito se hace mediante el

transporte de iones de un lugar a otro, por lo que a mayor cantidad de

iones presentes en la solución mayor será la conductividad de la misma.

Viscosidad del medio en el que los iones han de moverse (solución)

El transporte de iones de un lugar a otro se hace más fácil conforme la

viscosidad disminuye. Como la viscosidad de un líquido disminuye con la

temperatura, la facilidad de transporte iónico y por tanto la conductividad

eléctrica aumentará a medida que se eleva la temperatura.

Voltaje aplicado

Tipo, número, carga y movilidad de los iones presentes

Viscosidad del medio en el que éstos han de moverse.

CONCLUSIONES

1. De acuerdo a los resultados obtenidos se puede comprobar que la unión de dos

metales dentro de una solución da como resultado una reacción Redox.

2. Una diferencia marcada entre las pilas en la electrolisis y la corriente eléctrica, es que

esta última puede generar una reacción química.

3. La electrolisis del agua, suele requerir de mucha energía, debido a su baja

conductividad eléctrica, para esto se puede mejorar con la ayuda de un electrolito

cualesquiera, una sal, un ácido, o un base.

BIBLIOGRAFÍA

Vila. G. Corrosión. Electroquímica – Mecanismos y métodos de control.

Universidad Nacional de Colombia (1992).

Brown Theodore L. (2004). Química la ciencia central Novena edición. 776-

800.

Beltrán Jose, (1975). Química avanzada nuffield. 155-158.

Laitinen Herbert (1.982). Análisis Químico. 227-228.

Instituto tecnológico de canarias: Electrolisis del agua. Recuperado el 06 de

abril de 2013.