2014

ELECTROQUIMICA Y CORROSION

Integrantes:Ayala García JhonReyna Mas Jose Zavaleta Vivanco RogerRosas Peláez ChristianProfesora:Lic. Svitlana Sespedes V.

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INTRODUCCION

El presente informe describe los experimentos realizados, detallando marco teórico, objetivos, materiales empleados, procedimiento, observaciones de cada uno de ellos, recomendaciones para tener presente en futuros experimentos así como también conclusiones y anexos.

Para realizar estos experimentos se conto con la asesoría y conducción de la profesora encargada.

En este informe presentamos todo concerniente a los dos experimentos realizados con la finalidad de encontrar las relaciones que existen entre diferentes sistemas metal – ión metálico, así también su aplicación para generar energía, etc. Todo esto relacionado al tema ELECTROQUIMICA Y CORROSION.

A su vez en la actualidad, las aplicaciones de la electroquímica son muy diversas y van desde estudiar la transformación entre la energía eléctrica y la energía química hasta la elaboración de reacciones químicas más complejas.

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OBJETIVOS

Consiste en encontrar las relaciones que existen entre diferentes sistemas metal – ión metálico, y la aplicación para generar energía y distinguir el sistema químico de una pila identificando sus electrodos, los principios estequiométricos en procesos químicos y la determinación de los potenciales estándar de las pilas.

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MARCO TEORICOLas reacciones de oxidación y reducción son aquellas que implican una transferencia electrónica, ocasionando un cambio en el número de oxidación de los reactantes. Como por ejemplo podemos observar la siguiente reacción:

Zn(S )+Cu(ac)2+¿ Zn(ac)

2+¿+Cu(S)¿¿ Donde Zn se ha oxidado desde su estado elemental con número de oxidación cero hasta un estado de oxidación +2, debido a la pérdida de los electrones mientras que el Cu2+¿ ¿, se ha reducido desde su estado iónico a su estado elemental por haber ganado electrones.

Toda reacción de oxidación debe de estar acompañada de una reducción y viceversa, por lo que al reactante que sufre la oxidación se le denomina agente reductor y al reactante que sufre la reducción se le denomina agente oxidante. Algunas veces ocurre que una misma sustancia sea simultáneamente oxidante y reductor.

Celdas Galvánicas

La celda galvánica o celda voltaica, denominada en honor de Luigi Galvani y Alessandro Volta respectivamente, es una celda electroquímica que obtiene la energía eléctrica a partir de reacciones redox espontáneas que tienen lugar dentro de la misma. Por lo general, consta de dos metales diferentes conectados por un puente salino, o semi-celdas individuales separados por una membrana porosa. Volta fue el inventor de la pila voltaica, la primera pila eléctrica.

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Electrólisis

Las reacciones de oxidación-reducción que ocurren espontáneamente pueden ser usadas como fuente de energía eléctrica, pero en muchos otros procesos es necesario que ocurran este tipo de reacciones, porque no se producen espontáneamente, por lo que es necesario proporcionarles energía eléctrica para que ésta se produzca. A este proceso se le denomina electrólisis.

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Corrosión

Corrosión es el deterioro (oxidación) lento de una sustancia, debido a un ataque destructivo de la sustancia por reacciones químicas o electroquímicas imprevistos con su medio ambiente.

a) Casi todos los metales, particularmente el hierro, cuando se exponen al agua o aire se corroen. La acción consiste en una corrosión del metal y si el óxido no se adhiere y es poroso puede dar lugar a una destrucción total del metal. Ejemplo:

Fe + ½ O2 FeO

Como el hierro pierde 2e, entonces se oxida.

b) También la corrosión explica la formación en el metal de pequeñísimas pilas o pares locales formados por metales diferentes (metales básicos y sus impurezas) o bien en un metal puro con partes metálicas más activas químicamente, debido a su esfuerzo de tensión, compresión, temple, fabricación, temperatura, etc.

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PARTE EXPERIMENTAL

Experimento 1: PILAS ELECTROQUIMICAS.

PARTE A: Preparar las semipilas Zn(S ) /Zn2+¿(0.01M )/¿Cu

2+¿(0.1M)/ Cu( S)¿ ¿

1. Lave con agua destilada 2 vasos de precipitado de 150 ml y enjuague uno de los 2 vasos con Cu(N O3)20.1M y añada la misma solución hasta

la mitad del vaso, y el otro Zn(N O3)20.1M2. Colocar el electrodo de cobre previamente limpio en el vaso que

contiene Cu(N O3)20.1M , haciendo la conexión al terminal positivo del voltímetro

3. Colocar el electrodo de zinc, previamente limpiado con el vaso que contiene Zn(NO3)20.1M , conecte al terminal.

4. Anote la lectura del voltaje con las semipilas según lo obtenido al hacer la conexión.

La lectura registrada en el voltímetro es de 0.0 V5. Colocar un puente salino, tubo en U, que contenga una disolución

saturada de cloruro de potasio.6. Anote la lectura del voltaje La lectura registrada ahora es de 0.910V

PARTE B: Preparar las semipilas Pb(S) /Pb2+¿(0.01M )/ ¿Cu

2 +¿(0.1M )/Cu (S) ¿¿

1. De manera similar que en la parte A, prepare 2 vasos de 150 ml colocando en uno hasta la mitad de su volumen, de solución NITRATO DE POTASIO, Pb(N O3)2 ,0.1M y en el otro, también, hasta la mitad de

su volumen de NITRATO DE COBRE, Cu(N O3)2 ,0.1M .2. Coloque el puente salino, y observe el voltaje. El voltaje registrado en esta experiencia es de 0.464V

PARTE C: Efecto de concentración del agente oxidante.

1. Reconstruya la pila de la parte I, poniendo Cu(S) y una solución de

Cu2+¿(0.1M )¿ en un vaso; y en el otro vaso Zn(S ) y Zn(NO3)20.1M ; y

nuevamente obsérvese el voltaje. El voltaje de la celda es de 0.0V.

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2. Añada (poco a poco) al vaso que contiene Cu(N O3)2, mediante

agitación aproximadamente la misma cantidad de sulfato de sodio, Na2S, (40 ml) 1M, Observe la lectura del voltímetro y el aspecto de la solución del vaso.

El voltaje que marca el voltímetro va disminuyendo poco a poco y la solución a la cual le estamos agregando Na2S se va oscureciendo hasta quedar un poco oscuro.

Experimento 2: Electrólisis del yoduro potásico en solución acuosa

Identificación de los productos, en los electrodos como producto de la electrolisis de una acuosa de yoduro de potasio.

1. Arme el equipo de electrolisis utilizando un vaso o un tubo en U y como electrodos barras de carbón. Debe utilizarse una fuente de corriente que tenga entre 6 a 12 voltios de potencial.

2. Añadir la solución de yoduro de potasio 0.5 M, lo necesario para llenar el tubo hasta 1 cm del extremo.

3. Realice la conexión eléctrica y deje trascurrir un tiempo de 20 minutos aprox.

Del ánodo se empezó a desprender una sustancia de color pardo caramelo (yodo).

En el cátodo en cambio no se observó ningún cambio, más que unas burbujas que se desprendían.

El color pardo se difundió en el tubo hasta un poco después de la mitad4. Extraiga los electrodos cuidadosamente y perciba el olor del ánodo del

electrodo de carbón. No se percibe otro olor que no sea la del carbón5. Emplee un gotero para extraer 2ml de la solución del extremo donde

estaba el cátodo. Añada unas gotas de fenolftaleína para comprobar la formación de hidrogeno gaseoso.

Con la fenolftaleína la solución del cátodo se tornó de color rojo grosella, lo cual indica que esa solución era básica.

6. Luego añada 3 o 4 ml. de cloruro férrico 0.1 M. La solución se torna de un color casi anaranjado opaco y también algo

turbia (precipita)7. Mediante un gotero extraer 2 ml de líquido pardo del ánodo. Añada 1 ml

de CCl4, tape y agite el tubo durante unos segundos. Deje reposar la capa de tetracloruro de carbono más densa y observe las coloraciones de las dos capas liquidas.

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Se forman dos fases, la inferior de color violeta claro y la superior amarillo oscuro.

CUESTIONARIO

1. Realice las reacciones de las semipilas:

a) Zn(S ) /Zn2+¿(0.01M )/¿Cu

2+¿(0.1M)/ Cu( S)¿ ¿

Zn(S )Zn2+¿+2e−¿¿ ¿ Oxidación ξ=1.1V

Cu2+¿+2e−¿Cu (S) ¿ ¿ Reducción

b) Pb(S) /Pb2+¿(0.01M )/ ¿Cu

2 +¿(0.1M )/Cu (S) ¿¿

Pb(S)Pb2+¿+2e−¿¿ ¿ Oxidación ξ =0.463V

Cu2+¿+2e−¿Cu (S) ¿ ¿ Reducción

2. ¿Qué ocurre con el voltaje de la pila?

Zn(S ) /Zn2+¿(0.01M )/¿Cu

2+¿(0.1M)/ Cu( S)¿ ¿

Si en vez de tener Zn2+¿¿ (1M), utilizamos Zn2+¿¿4M)

Por teoría, al aumentar la concentración del ion Zn2+¿¿, disminuirá la

concentración del ion Cu2+¿ ¿ y el voltaje de la pila también disminuirá.

3. ¿Cuál es la finalidad del puente salino?

El puente salino cumple 3 funciones: Permite el contacto eléctrico entre las dos soluciones.

Evita que se mezclen las soluciones.

Mantiene la neutralidad eléctrica en cada semicelda.

4. Si tuviéramos la siguiente pila:

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

a) ¿Se originaria una caída de voltaje?

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b) Si hubiera una caída de voltaje, calcule el voltaje teórico. ¿Cuál sería el sentido de la corriente?

Cátodo: Cu+2 + 2e−¿¿ Cu0(S)) ξ red= 0.34 V

Ánodo: Cu - 2e−¿¿ Cu2+ ξ red = -0.34 V

∆ ξ = ξ (oxidación) + ξ (reducción) = 0

∆ ξ = ∆ ξ - 0.059log 1M = 0 - (-0.0088V) 2M ∆ ξ = 0.0088V

a) No se originaría una caída de voltaje puesto que ∆∈° depende de la concentración de los iones y nos damos cuenta que la concentración de los reactantes es mayor que la de los productos iónicos lo que produce un aumento en el voltaje.

b) El sentido de la corriente es del ánodo hacia el cátodo.5. ¿Por qué en electroquímica se utiliza corriente continua y no corriente

alterna? Porque en la corriente alterna, la polaridad cambia alternativamente

varias veces por segundo. En electroquímica, es necesario una corriente que mantenga su polaridad.

RESPECTO AL EXPERIMENTO DE LA PARTE C

1. ¿A qué se debe la disminución de voltaje al adicionar una solución de Na2S, a la semipila de Cu(N O3)2?

Se debe a la disminución del ión Cu2+¿ ¿

2. ¿Por qué al agregar el Na2S el voltaje puede hacerse negativo? Puede hacerse negativo debido a la formación de pilas con los iones

S2−¿¿

RESPECTO AL EXPERIMENTO N° 2

1. Formule las reacciones que se llevan a cabo en la electrolisis del yoduro de potasio.

KI↔K+¿+I−¿¿¿ ξ

K+¿+e−¿↔KI ¿¿ ξ1 = -2.925

I 2 + 2e−¿↔ ¿ 2I−2 ξ2 = 0.535

2I−2 ↔I 2 + 2e−¿¿ ξ2 = -0.535

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ξ= -2.925 + (-0.535) =-3.46Voltaje mínimo con que se puede alimentar la corriente eléctrica para que ocurra la electrólisis del KI

reacciones que ocurren en la electrólisis del KI.

KI↔K+¿+I−¿¿¿

2I−¿¿ ↔I 2 + 2e−¿¿ ánodo 2H+¿¿ + 2e−¿↔ ¿ H−2 Cátodo

En el cátodo habrá una concentración de iones OH−¿¿ y en el ánodo una concentración de iones H+¿¿.

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RECOMENDACIONES

Al desarrollar cualquier experimento de laboratorio es necesario estar atento y en silencio para poder desarrollar nuestro trabajo correctamente. Las instrucciones de la profesora y las orientaciones que aparecen en la guía son fundamentales para lograr el experimento deseado.

Tomar todas las precauciones necesarias al momento de trabajar con los reactivos.

Limpiar correctamente los materiales a usar.

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CONCLUSIONES

En las celdas del experimento 1, los resultados no coincidieron muy bien con los teóricos; dado a que seguramente no tuvieron sumo cuidado al momento de lijar los metales y en no contaminar las soluciones

En el experimento 1 al final el color celeste de Cu(N O3)2 con el Na2S se forma precipitado, un color verde botella.

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BIBLIOGRAFIA

Brown, Lemay, Bursten, Murphy; Química la ciencia central; Ed. Pearson; undécima edición.

Raymond Chang; Química; Ed. Mc Graw Hill; decima edición. http://es.wikipedia.org/wiki/Electroqu%C3%ADmica http://es.wikipedia.org/wiki/Corrosi%C3%B3n