Laboratorio 6 Electroquimica y Corrosion

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LABORATORIO Nº6 QUIMICA INDUSTRIAL I

CONTENIDOObjetivos....................................................................................................................1) Experimento N°1....................................................................................................2) Experimento N°2:...................................................................................................3) Experimento N°3:...................................................................................................4) Cuestionario...........................................................................................................5) Conclusiones.........................................................................................................

ELECTROQUÍMICA Y CORROSIÓN

2


OBJETIVOS Observar como una corriente eléctrica puede producir una reacción química

(electrolisis). Observar como la electrolisis transforma la energía eléctrica en energía química.

FUNDAMENTO

CORROSIÓN ELECTROQUÍMICA:

La corrosión electroquímica es un proceso espontáneo que denotasiempre la existencia de una zona anódica (la que sufre la corrosión), una zona catódica y un electrolito, y es imprescindible la existencia de estos tres elementos, además de una buena unión eléctrica entre ánodos y cátodos, para que este tipo de corrosión pueda tener lugar. La corrosión más frecuente siempre es de naturaleza electroquímica y resulta de la formación sobre la superficie metálica de multitud de zonas anódicas y catódicas; el electrolito es, en caso de no estar sumergido o enterrado el metal, el agua condensada de la atmósfera, para lo que la humedad relativa deberá ser del 70%.

El proceso de disolución de un metal en un ácido es igualmente un proceso electroquímico. La infinidad de burbujas que aparecen sobre la superficie metálica revela la existencia de infinitos cátodos, mientras que en los ánodos se va disolviendo el metal. A simple vista es imposible distinguir entre una zona anódica y una catódica, dada la naturaleza microscópica de las mismas (micropilas galvánicas). Al cambiar continuamente de posición las zonas anódicas y catódicas, llega un momento en que el metal se disuelve totalmente.

Las reacciones que tienen lugar en las zonas anódicas y catódicas son las siguientes:

ánodo: Me Men+ + ne-

cátodo: 2H+ + 2e- H2

O2+2H2O + 4e- 4OH-

(medio ácido)

}

(oxidación)

(medio neutro y alcalino) (reducción)

Ya que la corrosión de los metales en ambientes húmedos es de naturaleza electroquímica, una aproximación lógica para intentar parar la corrosión sería

3


mediante métodos electroquímicos. Los métodos electroquímicos para la protección contra la corrosión requieren de un cambio en el potencial del metal para prevenir o al menos disminuir su disolución.

CELDAS ELECTROLÍTICAS:La celda electrolítica transforma una corriente eléctrica en una reacción química de oxidación-reducción que no tiene lugar de modo espontáneo. En muchas de estas reacciones se descompone una sustancia química por lo que dicho proceso recibe el nombre de electrolisis. También reciben los nombres de celda electrolítica o cuba electrolítica. A diferencia de la celda voltaica, en la célula electrolítica, los dos electrodos no necesitan estar separados, por lo que hay un sólo recipiente en el que tienen lugar las dos semirreacciones.

CELDAS GALVÁNICAS:La energía liberada por una reacción redox espontánea puede usarse para realizar trabajo eléctrico. Esta tarea se cumple por medio de una celda voltaica (o galvánica), un dispositivo en el que la transferencia de electrones tiene lugar a lo largo de un camino externo, y no directamente entre los reactivos.Se lleva a cabo una reacción espontánea de este tipo cuando se coloca una tira de zinc en contacto con una disolución que contiene Cu2_. Amedida que la reacción avanza, el color azul de los iones Cu2_(ac) se desvanece, y se deposita cobre metálico sobre el zinc. Al mismo tiempo, el zinc comienza a disolverse.

Zn(s) + Cu2+(ac)¡ Zn2+(ac) + Cu(s)

EXPERIMENTO 1

4

http://es.wikipedia.org/wiki/Electrolisis

http://es.wikipedia.org/wiki/Sustancia_qu%C3%ADmica

http://es.wikipedia.org/wiki/Reducci%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Oxidaci%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Reacci%C3%B3n_qu%C3%ADmica

http://es.wikipedia.org/wiki/Corriente_el%C3%A9ctrica

http://es.wikipedia.org/wiki/Celda_electrol%C3%ADtica

Barra de Cu limpio Barra de Zn limpio

EXPERIMENTO 1

Zn(NO3)2 0.1 M Cu(NO3)2 0.1 M

Voltímetro

Vaso 1 Medir 75ml

Unir electrodo Cu al terminal + del voltímetro

Introducción

Voltímetro

Medir 75ml

Unir electrodo Zn al terminal - del voltímetro

Introducción Vaso 2

Anotar

Anotar

Colocar puente salino

Lectura de voltaje

Conteniendo solución

saturada de KCl

Lectura del voltaje semipilas

PARTE A


Pilas electroquímicas

ESQUEMA DEL PROCESO:

Parte A

DATOS :

El voltaje de las semipilas del experimento son:

- Sin el puente salino: 0.00 V - Con el puente salino: 0,883 V

CÁLCULOS Y RESULTADOS :

5


Calcularemos el voltaje teórico de la celda:

Zn(s)/Zn2+(0.1M)//Cu2+(0.1M)/Cu(s)

Zn(s) Zn2+ + 2e- E0OXID = +0.76 V

Cu2+ + 2e- Cu(s) E0RED = +0.34 V

Zn(s) + Cu2+ Zn2+ + Cu(s) E0PILA = +1.1 V

E = E0PILA – 0.059xlog 0.1 E = +1.1 V

2 0.1

Parte B

DATOS :

El voltaje de la celda constituida por las semipilasson:

- Sin el puente salino: 0.00 V - Con el puente salino: 0,486 V


Barra de Pb limpio Barra de Cu limpio

Cu(NO3)2 0.1 M Pb(NO3)2 0.1 M

voltímetro

Vaso 1 Medir 75ml

Unir electrodo Pb al terminal + del voltímetro

Introducción

voltímetro

Medir 75ml

Unir electrodo Cu al terminal - del voltímetro

Introducción Vaso 2

anotar

anotar

Colocar puente salino

Lectura de voltaje

Conteniendo solución

saturada de KCl

Lectura del voltaje semipilas

PARTE B

+

6


Calcularemos el voltaje teórico de la celda:

Pb(s)/Pb2+(0.1M)//Cu2+(0.1M)/Cu(s)

Pb(s) Pb2+ + 2e- E0OXID = +0.13 V

Cu2+ + 2e- Cu(s) E0RED = +0.34 V

Pb(s) + Cu2+ Pb2+ + Cu(s) E0PILA = +0.47 V

E = E0PILA – 0.059xlog 0.1 E = +0.47 V

2 0.1

Parte C

DATOS :

Observar aspecto

final de la solución del vaso 1.

Observar la lectura del voltímetro

Añadir N2S 0.1 M al vaso 1

Observar voltaje de la pila

Gota a gota

voltímetro

Vaso 1

PARTE C

Cu(NO3)2 Vaso 1

Zn(NO3)2 Vaso 2 Reconstruir pila

+

7


- El voltaje al inicio, antes de echar gota a gota la solución de Na2O (con puente salino) : 0,917 V

- Se forma un precipitado de color blanco, esto a medida que echamos la solución poco a poco.

- El voltaje al final de echar la solución: 0,904 V


Calcularemos el potencial teórico de la celda antes de añadir Na2O gota a gota.

Zn(s)/Zn2+(0.1M)//Cu2+(0.1M)/Cu(s)

Zn(s) Zn2+ + 2e- E0OXID = +0.76 V

Cu2+ + 2e- Cu(s) E0RED = +0.34 V


E = E0PILA – 0.059xlog 0.1 E = +1.1 V

2 0.1

Posteriormente disminuirá el potencial de la celda, debido a que disminuirá la concentración del ión Cu2+.

EXPERIMENTO 2

+

8


Electrólisis de una solución acuosa de yoduro potásico KI


DATOS KI, 0.5M; FeCl3, 0,1M; CCl4, fenolftaleína


o En la solución acuosa de yoduro potásico:

KI + H2O K+ + I- + H2O

o En el ánodo ocurre la semirreacción de oxidación:

2I-(ac) I2(ac) + 2e-

o Obteniéndose como producto I2 (ac), por lo que se observa un cambio de color de

transparente a color pardo.

Medir lo suficiente para

llenar 1 cm.

KI 0,5 M

Tubo en U

Hacer las conexiones eléctricas

Equipo de electrólisis

ELECTRÓLISIS 1-2 min.

Gotero Extraer 2ml de

solución

Extraer 2ml de solución

Gotero

Unas gotas de ClC4

Agitar y reposar

Unas gotas fenolftaleína

Comprobar concentración

del ión OH-

FeCl3 0,1M

Observar y anotar

Observar y anotar

CÁTODO ÁNODO

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o En el cátodo ocurre la semirreacción de reducción, donde el K+ reacciona con H2O

formando KOH.

2K+ + 2H2O 2KOH +H2

2H2O (l) + 2e- H2 (g) + 2OH-(ac)

o Los productos que se obtienen en el cátodo

son H2 (gas) y OH-(ac), por lo que no se produce

un cambio en el color (transparente) pero si se observa el desprendimiento de burbujas.

o El proceso en el que se difunde el color pardo

desde el ánodo hasta el cátodo es lento.o Al sacar con el gotero unas cuantas gotas del

extremo del cátodo en la luna de reloj y echarle FeCl3 0.1M

o Se observa la siguiente reacción:

H+ + OH- + Fe+3 + Cl- Fe (OH)3 + HCl

o La solución se torna de un color casi anaranjado opaco y también algo turbia (prec.)

o Al agregarle unas cuantas gotas de fenolftaleína al cátodo, se observa un cambio de

color, de un transparente a un rojo grosella, lo que indica que la solución es básica (presencia de iones OH-).

o Se extrae unos 2 mL del líquido pardo del ánodo y al añadirle unas gotas de CCl 4,

después de unos segundos en reposo se forman dos fases, la inferior de color violeta claro y la superior amarillo oscuro.

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EXPERIMENTO 3Corrosión del hierro por agentes químicos


DATOS :NaOH, 0.1M; Na2Cr2O7, 0.1M; NaCl, 0.1M; HCl, 0.1M; FeSO4.7H2O, 0.1M; K3Fe(CN)6, 0.1MFenolftaleína al 1%Solución de NaCl al 3%


La corrosión del hierro es de naturaleza electroquímica. Además de que en el proceso de corrosión hay oxidación y reducción, el metal mismo conduce electricidad.De este modo, los electrones se desplazan a través del metal desde una región donde hay oxidación hasta otra donde hay reducción, como en las celdas voltaicas.Debido a que el potencial estándar de reducción de Fe2+(ac) es menos positivo que el de la reducción de O2, el O2(g) oxida el Fe(s).

NaOH (0.1M)

NaCl (0.1M)

Papel tornasol

HCl (0.1M)

Na2Cr2O7 (0.1M)

Tubos de ensayo

K3Fe (CN)6

0.1M

FeSO4 0.1M

K3Fe (CN)6

0.1M

Experimento 3

TUBO 1

Determinar H+

Añadir 1 o 2 gotas

Colocar cuidadosamente

Añadir 3ml

Clavos lijados

TUBO 5

TUBO 4

TUBO 3

TUBO 2

Añadir 2gotas

Comparar

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Cátodo: O2(g) + 4H+(ac) + 4e- + 2H2O(l) Er°ed= 1.23 VÁnodo: Fe(s) + Fe2+(ac) + 2e- Er°ed= -0.44 V

Una parte del hierro sirve como ánodo en el que se lleva a cabo la oxidación de Fe a Fe2+. Los electrones producidos emigran a través del metal a otra parte de la superficie que actúa como cátodo, donde se reduce el O2. La reducción de O2 requiere H+; en consecuencia,un aumento de la concentración de H+(una disminución del pH) hace más favorable la reducción de O2. El hierro en contacto con una disolución cuyo pH es de menos de 7 se corroe.

El Fe2+ que se forma en el ánodo termina por oxidarse nuevamente a Fe3+, que forma el óxido de hierro(III) hidratado que se conoce como herrumbre.*

De las soluciones, concluimos entonces que, la que posea el ph más elevado, en esa el hierro se

corroerá más que en otras disoluciones, en nuestro caso, esto se verá en la disolución de HCl.

Después de haberle echado el ferrocianato:

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El hecho de que el ferrocianuro vire a un color azul o verde, depende de si existe presencia de Fe (II) en la disolución, el precipitado será un compuesto formado por Fe (II) y otros componentes de la disolución.

Con el ferrocianuro potásico se ha podido determinar si el precipitado obtenido era correspondiente a un compuesto de Fe(II) o Fe (III), se pasa de color amarillo a

NaOH K2Cr2O7 NaCl HCl FeSO4

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nº tubo

solución

pH inicia

l

aspecto final

disolución

color con ferrocianuro

Catión de Fe que

reacciona1 NaOH 14 Igual Amarillo III2 K2Cr2O

75 Amarillo Naranja III

3 NaCl 7 Igual Verde agua claro

II

4 HCl 1 Igual Azul II5 FeSO4 igual Azul noche


verde o azul se puede decir que el precipitado es de Fe (II) puesto que el ferrocianuro reacciona con este catión dando ese color característico.

CUESTIONARIO1. ¿Cuándo es el E de la celda galvánica Zn/Cu será igual a 1.1 V?

Si la temperatura es de 25 0C y las concentraciones de los iones Zn2+ y Cu2+ son iguales entonces el voltaje de la celda galvánica será 1.1 V.

2. Calcule el E de las celdas para los casos (A), (B) y (C)

A) Zn(s)/Zn2+(0.1M)//Cu2+(0.1M)/Cu(s)

Zn(s) Zn2+ + 2e- E0OXID = +0.76 V

Cu2+ + 2e- Cu(s) E0RED = +0.34 V


E = E0PILA – 0.059xlog 0.1 E = +1.1 V

2 0.1

B) Pb(s)/Pb2+(0.1M)//Cu2+(0.1M)/Cu(s)

Pb(s) Pb2+ + 2e- E0OXID = +0.13 V

Cu2+ + 2e- Cu(s) E0RED = +0.34 V


E = E0PILA – 0.059xlog 0.1 E = +0.47 V

2 0.1

C) Zn(s)/Zn2+(0.1M)//Cu2+(0.1M)/Cu(s)

Zn(s) Zn2+ + 2e- E0OXID = +0.76 V

Cu2+ + 2e- Cu(s) E0RED = +0.34 V


E = E0PILA – 0.059xlog 0.1 E = +1.1 V

2 0.1

Luego Cu(NO3)2(ac) Cu2+ + 2NO3-

Na2S(ac) 2Na+ + S2-

Cu(NO3)2 + Na2S 2NaNO3 + CuS(s)

+

+

+

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Al medida que echamos el Na2S, disminuye la concentración del Cu(NO3)2, por ende disminuye también la concentración de Cu2+, esto llevará a que en la ecuac. De Nerst la resta sea mayor, conllevando así a una disminución del potencial de la celda.Experimentalmente tenemos que en un inicio el potencial era 0.917V y luego de añadido unas gotas de Na2S tenemos un potencial de 0.904V.

3. Haga las ecuaciones de las reacciones de las reacciones de las semipilas:a) Zn(s)/Zn2+(1M)//Cu2+(1M)/Cu(s)

b) Pb(s)/Pb2+(1M)//Cu2+(1M)/Cu(s)

Calcule el voltaje teórico de las pilas

a) Zn(s)/Zn2+(1M)//Cu2+(1M)/Cu(s)

Zn(s) Zn2+ + 2e- E0OXID = +0.76 V

Cu2+ + 2e- Cu(s) E0RED = +0.34 V


E = E0PILA – 0.059xlog 1 E = +1.1 V

2 1

b) Pb(s)/Pb2+(1M)//Cu2+(1M)/Cu(s)

Pb(s) Pb2+ + 2e- E0OXID = +0.13 V

Cu2+ + 2e- Cu(s) E0RED = +0.34 V


E = E0PILA – 0.059xlog 1 E = +0.47 V

2 1

4. ¿Qué ocurre con el voltaje de la pilaZn(s)/Zn2+(1M)//Cu2+(1M)/Cu(s)

Si en vez de tener Zn2+ (1M) utilizaramos Zn2+ (4M)?

Zn(s)/Zn2+(4M)//Cu2+(1M)/Cu(s)

Zn(s) Zn2+ + 2e- E0OXID = +0.76 V

Cu2+ + 2e- Cu(s) E0RED = +0.34 V


E = E0PILA – 0.059xlog 4 E = +1.0822 V

2 1

Notamos que el potencial de la pila disminuye de 1.1 V hasta 1.0822 V al hacer este cambio.

5. ¿Cuál es la finalidad del puente salino?, ¿Qué tipo de sustancias se emplean en el puente salino?

+

+

+

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El puente salino se prepara doblando un pedazo de tubo de vidrio en forma de U, y rellenándolo con una “SAL SATURADA CALIENTE y una solución de AGAR AL 5%, permitiendo que luego se enfríe.Funciones:- Permite el contacto electrico entre las dos semiceldas, cerrando el circuito.- Impide la mezcla mecánica de las soluciones.- Mantiene la neutralidad eléctrica de las semiceldas , al dejar fluir iones.

6. Si tuviéramos la siguiente pila:Cu(s)/Cu2+(1M)//Cu2+(2M)/Cu(s)

a) ¿Se originaria una caida de voltaje, respecto a la pila de DANIELS?b) Si hubiera una caída de voltaje, calcule el voltaje teórico. ¿Cuál sería el

sentido de la corriente?

La pila de Daniels (Zn(s)/Zn2+(1M)//Cu2+(1M)/Cu(s)) tiene un potencial de +1.1V, si se originaría una caída de voltaje.

Cu(s)/Cu2+(1M)//Cu2+(2M)/Cu(s)

Cu (s) Cu2+ + 2e- E0OXID = -0.34 V

Cu2+ + 2e- Cu(s) E0RED = +0.34 V

Cu(s) + Cu2+ Cu2+ + Cu(s) E0PILA = 0.0 V

E = E0PILA – 0.059xlog 1 E = +8.88x10-3 V

2 2

7. ¿A qué se debe la disminución del voltaje al adicionar una solución de Na2S a la semipila de Cu(s)/Cu2+(1M)?

Cu(NO3)2 + Na2S 2NaNO3 + CuS(s)

La disminución del ión Cu se dá debido a que reacciona el Cu(NO3)2 con el Na2S, produciendo CuS(s) que se observa en el fondo del recipiente a medida que se va echando el Na2S gota a gota. En la ec. De Nerst:

E = E0PILA – 0.059xlog Zn2+ E = +1.1 V

2 Cu2+

Generando una mayor cantidad que se resta, conllevando a que el potencial de la pila disminuya.

8. ¿Por qué al agregar la solución de Na2S el voltaje puede hacerse negativo?

A medida que se agrega más Na2S consumirá más Cu(NO3)2 al reaccionar con este, por ende la concentración del Cu(NO3)2 disminuirá, y7 si se sigue echando más Na2S la concentración del Cu(NO3)2 será tan pequeño, casi cero, por ende la concentración del ión Cu2+ también será casi cero, haciendo que en la ec. De Nerst el

+

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(0.059/2)xlog(..) sea muy grande, tanto que supere al “Potencial estándar de la celda”, logrando que el potencial de la celda sea negativo.

9. ¿Cuál será el voltaje mínimo con que se puede alimentar la corriente eléctrica para que ocurra la electrólisis del KI?

KI K+ + I- ξº =?? K+ + e- K ξº = -2.925 I2 + 2e- 2I -ξº= 0.535 2I- I2 + 2e- ξº =-0.535

ξº= -2.925 + (-0.535) =-3.46

10. Indique el sentido de desplazamiento de los electrones y de los iones.En una electrolisis el electrodo conectado al polo positivo se conoce como ánodo, y el conectado al negativo como cátodo.En los electrodos se produce una transferencia de electrones entre éstos y los iones, produciéndose nuevas sustancias. Los iones negativos o aniones ceden electrones al ánodo (+) y los iones positivos o cationes toman electrones del cátodo (-).

Entonces los electrones llegan al electrodo negativo, que es el cátodo, ya que en éste, los electrones están del lado de los reactivos. A este electrodo se asocian los iones K+ de la solución, y como éste no se puede reducir, lo hará el hidrógeno del agua.

En el electrodo positivo, es donde ocurre la oxidación. A este se le asocian los iones I- de la solución, que son los que se oxidan, los electrones aquí liberados volverán a la fuente.

11. Haga las reacciones que ocurren en la electrolisis del KI.

o De la solución acuosa

KI (ac) K+ + I-

o En el ánodo ocurre la semi reacción de oxidación:

2I- I2 + 2e-

o En el cátodo ocurre la semi reacción de reducción:

2K+ + 2H2O 2KOH +H2

2H2O + 2e- H2 + 2OH-

12.-Indique los reactivos del experimento 3, ¿Dónde no observó prueba alguna de corrosión?Los reactivos que se emplearon en esta experiencia fueron el NaOH, Na2Cr2O7, NaCl, HCl, y FeSO4. La corrosión fue más evidente dentro de la solución de ácido clorhídrico, por la mayor presencia de iones H+ en su disolución, por otro lado la corrosión no fue

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notoria en los casos de los compuestos neutros como el cloruro de sodio y el dicromato de potasio. Incluso, en la solución de sulfato ferroso, no se pudo observar el efecto de la corrosión, probablemente porque esta pudo haberse producido de una manera muy lenta. Sin embargo, dentro de la solución básica de NaOH, no se produjo este proceso, con lo cual concluimos que el hierro se corroe en medio ácido pero en medio básico no.

13.- ¿Por qué un clavo puede permanecer por días en la estantería de un almacén y no se oxida, mientras que puesto en el agua se oxida rápidamente?La corrosión del hierro del clavo se manifiesta en la formación del óxido de hierro conocido como herrumbe. Para su formación, es necesario que el hierro reaccione con el O2 atmosférico en medio ácido (con presencia de iones H+), además de un emdio que facilite la migración de iones y electrones. En este caso el agua constituye el medio favorable para la corrosión, ya que además de contribuir a dicha migración, provee de iones H+ producto del CO2 disuelto al formarse ácido carbónico.

14.- Los iones ferrosos reaccionan con ferricianuro potásico para formar una solución coloreada. Formule la ecuación de esta reacción.

La ecuación de la reacción es:

Fe+2 + Fe(CN)6-3 Fe3(Fe(CN)6)2

15.- Algunas veces se ponen varillas de magnesio metálico en los calentadores de agua. Por qué? Se ponen varillas de magnesio en los calentadores debido a que es un metal muy activo y ayuda a proteger al hierro en la oxidación. El magnesio es atacado durante el proceso electroquímico, se oxida de una manera preferencial, por lo que recibe el nombre de "ánodo de sacrificio", mientras que el hierro actúa de cátodo, por lo que se ha empleado el principio de la protección catódica.

17.- En un tanque de fierro recubierto de Zn metálico, al producirse la corrosión gradual. Cuál de los metales actúa como cátodo y cuál como ánodo? Explique.

Los potenciales de oxidación de las dos sustancias son: 0,44V el del hierro, y 0.76V el del zinc, vemos que el zinc tiene mayor potencial de oxidación, por lo que se producirá primero su oxidación, entonces el recubrimiento de zinc se desgastará primero (ánodo) protegiendo al hierro, quien actúa como cátodo.

18. Consulte en qué consiste el efecto de la sobre tensión como factor de la corrosión.

El efecto de la sobre tensión como factor de la corrosión consiste en que en los punto de tensión hay átomos metálicos más “activos”, y por lo tanto en esos sitios que actúan como ánodos, el metal se corroe primero.

19. Discutir el efecto del O2 y del CO2 en la corrosión del hierro.La corrosión del hierro es de naturaleza electroquímica. Una parte de la superficie del hierro sirve a manera de ánodo en donde el hierro va sufriendo dicha oxidación:

18


Fe(s) + Fe2+(ac) + 2e-Los electrones producidos emigran por el metal a otra parte dela superficie que sirve de cátodo. Aquí es donde el oxígeno puede ser reducido:O2(g) + 4H+(ac) + 4e- + 2H2O(l)Debe hacerse notar que el H+ participa en la reducción del O2. Conforme va aumentando la concentración de H+ (disminuyendo el ph) va haciéndose más favorable la reducción del O2. Durante el proceso corrosivo, el Fe+2 que se forma en el ánodo se oxida aún más en Fe+3, este forma óxido de hierro hidratado (III) conocido como herrumbe:4Fe2+(ac) + O2(g) + 4H2O(l) + 2xH2O(l)¡ 2Fe2O3 .xH2O(s) + 8H+(ac)El proceso electroquímico que se da en la formación de herrumbe, se observa que la reacción pcurre en medio ácido; donde los iones H+ puede ser aportados en parte por la reacción del dióxido de carbono atmosférico con el agua para formas H2CO3

CO2 + H2O H2CO3

20. Explique los principios de la protección catódica y anódica.La protección catódica (CP), es una técnica para controlar la corrosión galvánica de una superficie de metal convirtiéndola en el cátodo de una celda electroquímica.El método más sencillo de aplicar la CP es mediante la conexión del metal a proteger con otro metal más fácilmente corrosible al actuar como ánodo de una celda electroquímica. Los sistemas de protección catódica son los que se usan más comúnmente para proteger acero, el agua o de combustible el transporte por tuberías y tanques de almacenamiento, barcos, o una plataforma petrolífera tanto mar adentro como en tierra firme.La protección catódica (CP) puede, en bastantes casos, impedir la corrosión galvánica.

La protección anódica consiste en la polarización de la pieza metálica hasta un potencial fijo más positivo que el de equilibrio metal/disolución. En estas condiciones, la velocidad de corrosión debería incrementarse notablemente pero, en ciertos casos (es decir, para ciertos materiales), se observa que esta velocidad es prácticamente cero. La explicación se encuentra en el hecho de que al aumentar el potencial aplicado a la pieza, se forma una capa superficial de óxidos metálicos que “impermeabilizan” al metal masivo frente al medio agresivo en el que se encuentra. Evidentemente, esta capa de óxidos debe poseer ciertas características físicas y químicas para proteger al metal de forma efectiva.Una característica típica de la protección anódica es que la fuente de corriente debe proporcionar corrientes altas para que ocurra el proceso de pasivación, mientras que sólo se requiere una pequeña corriente para mantener la protección. También es posible usar corrientes protectoras intermitentes si el sistema permanece pasivo durante un tiempo suficientemente largo.

21. ¿Cómo puede hacerse pasivo un metal?En ciertos metales, tales como el Ni, Cr. Ti y Cd, basta con la formación de una película invisible de óxido para que se autoprotejan. En este caso se habla de pasivado. Los metales que se pasivan pueden transmitir esta propiedad con mayor o menor intensidad a sus aleaciones.Un metal pasivo en un medio puede ser activo en otro medio que impida la acción de autoprotección y cambia su posición en la tabla de electronegatividades.

22. ¿Por qué un clavo se oxida más en la punta, en la cabeza o en la parte doblada?En los clavos de hierro existen zonas con diferente potencial anódico, esto es, con distinta capacidad para la oxidación. En las zonas sometidas a mayor tensión (cabeza y punta del clavo) el metal es más anódico y por tanto más fácilmente oxidable. El hierro metálico se oxida a hierro (II).

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23. Esquemas

Experimento 1:

Zn(NO3)2 Cu(NO3)2

20


Experimento 2:

RECOMENDACIONES

o Revisar los materiales antes de usarlos y lavarlos para evitar tener mayores

márgenes de error de lo esperado.o Endulzar los materiales a utilizar.

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o Utilizar el guardapolvo y los guantes de nitrilo para una mayor seguridad ya que

se trabaja con ácidos y bases.o Utilizar el pipeteador al momento de tomar volúmenes para los experimentos y

no succionar los mismos empleando la boca.o Identificar los polos de los bornes del voltímetro, ya que si no se obtendría un

voltaje con el signo cambia, llevándonos a un error.o Anotar el numero de gotas que se hecho en el experimento 1, en la Parte C,

esto para poder calcular el potencial de dicha celda.

RIESGOS PREVISIBLES El hidróxido sódico y potásico irritan la piel y los ojos. El ácido clorhídrico irrita los

ojos, a piel y las vías respiratorias. En caso de contacto con los ojos lavar los con agua y acudir urgentemente al médico.

El ácido nítrico provoca quemaduras, en caso de contacto con ojos, lavar con agua y dirigirse a un centro médico rápidamente.

El oxalato sódico es nocivo por contacto con la piel o ingestión, por eso se ha de evitar cualquier contacto con ojos y piel.

El tiocianato es nocivo por ingestión, inhalación i por contacto con la piel. En contacto con ácidos se liberan gases muy tóxicos. Ha de mantenerse lejos de alimentos, bebidas o piensos.

El ácido sulfúrico diluido irrita los ojos y la piel, en caso de contacto con los ojos, lavar abundantemente con agua y acudir inmediatamente al médico.

El nitrato potásico puede provocar incendios con materiales combustibles por eso debe protegerse de fuentes de ignición y no fumar. En caso de incendio o explosión no respirar los homos producidos.

CONCLUSIONES

Experimento 1A través de las reacciones químicas podemos obtener corriente, esto en el caso de las reacciones espontáneas (celdas galvánicas), esto se convierte en un tema muy importante ya que representa otra fuente de energía que puede su desarrollo

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puede traer muchos avances, es por eso que es de vital importancia conocer el tema de electroquímica, ya que se encarga del estudio de estos procesos.

Experimento 2La solución de ioduro de potasio se tiñe de color grosella al agregar fenolftaleína, este indicador incoloro cambia su coloración al estar en presencia del ion OH-, esta se produce en el cátodo de la celda electrolítica, por su parte en el ánodo se produce la oxidación del iodo, lo que le otorga esa coloración amarillo-parda a la solución.

Experimento 3

Dado que la corrosión es un factor muy importante en la industria que puede provocar graves daños estructurales con las consecuencias económicas que esto implica, los estudios de corrosión son una herramienta importante a la hora de elegir el material con el cual serán fabricados ciertos componentes de la planta.El problema de corrosión se da sobre todo en zonas expuestas a agentes corrosivos como pueden ser conducciones o recubrimientos exteriores los cuales, al estar en contacto con la atmósfera se deterioran fácilmente si no se toman medidas

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Laboratorio 6 Electroquimica y Corrosion