1barra de Zn
Solución 0.1M de CuSO4
4 conexiones de cocodrilo
Solución 0.1M de ZnSO4 Procedimientos-: 1. 2. 3. 4.
en un vaso de 250ml agregar solución de ZnSO4 0.1M en el otro colocamos la solución de CuSO4 0.1M Luego introducimos a la solución de ZNSO4 una barra de Cu a la solución de CuSO4 Cerramos el circuito con las conexiones cocodrilos, un extremo en una barra y el otro multitester Puente salino
5. 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 esta.
Barra de Cu en solución de CuSO$
multitester Barra de Zn en solución de ZnSO4
Desarrollo experimental: Celda galvánica: pila ZN-Cu: Zn0/ZnSO4 0.1M //CuSO4(ac)0.1M/Cu0(s) Semireacciones: ANODO:
Zn0
Zn2+
+
2e-
ɛ0oxid.teorico=0.76v
CATODO:
Cu2+(ac)
+
Cu0
ɛ0red.torico=0.34V
Rxn.neta:
Zn0
Cu2(ac)
Zn2+(ac)
+
+
Cu0
ɛ0celda teórico=1.1V ɛ0celda Exp: = 1.01V
%error= (ɛ0torico-ɛ0experimental/ɛ0torico) x100% %error= (1.1V-1.07V)/1.1Vx100% %error=2.272%
Observaciones: A medida que trascurre el tiempo, el valor del potencial de la celda va disminuyendo, ya que se produce las reacciones en tanto en el ánodo como en el cátodo.
EXPERIMENTO N°2(ELECTROLISIS DEL NaI) Materiales:
1 tubo en U con salidas laterales
2 electrodos de carbón (grafito)
Solución de fenolftaleína y almidón(indicadores)
fuente de corriente de 12V
Conductores de corriente tipo cocodrilo
Solución de NaI 0.5m
Procedimientos: 1. 2. 3. 4.
Llenamos el tubo en U con la solución de NaI Conectamos los electrodos y conexiones tipo cocodrilo a la fuente. Introducimos los electrodos en el tubo en forma de U Encendemos la fuente
Electrodos de carbono
Fuente de corriente
5. Observamos los resultados
Conductores tipo cocodrilo Solución de color amarilla Solución incolora Desarrollo experimental: Electrolisis del NaI(ac) Semireacciones: (+)ANODO
2I-(ac)
(-)CATODO
Rxn Neta:
I2
+
+2e-
Na(ac) +
e-
Na0(ac)
2H2O(l) +
2e-
H2(g)
+
2OH-(ac)
2I-(ac) +
2H2O(l)
I2
+
H2(g)
Antes del experimento la solución (NaI) es incolora
Luego de 1’ 6’’ la solución toma un color amarillo en un extremo y en el otro es incolora
Luego añadimos unas 5 gotas de cada indicador y observamos el color hacia donde varia
Indicador
Solución de color amarillo
Notamos que la solución vira un color negruzco con una combinación de
Color rojo grosella
Luego añadir los indicadores Electrodos
Color inicial
ánodo
ámbar
Color después de la celda pardo
cátodo
incoloro
incoloro
Comprobación Color con el indicador almidón Pardo negruzco fenolftaleína Rojo grosella
Electrodos
Tiempo de electrolisis
grafito
1’ 6’’
grafito
1’ 6’’
Experimento N°3(corrosión) Fundamento teórico: La corrosión se define como el deterioro de un material a consecuencia de un tanque electrónico por su entorno. De manera más general, puede entenderse como la tendencia general que tiene los materiales a buscar su forma más estable o de menor energía interna. Siempre que la corrosión este origina por una reacción electroquímica (oxidación), la velocidad a la que tiene lugar dependerá en alguna medida de la temperatura, de la salinidad del fluido en contacto con el metal y de las propiedades de los metales en cuestión. Otros materiales no metálicos también sufren corrosión medida otros mecánicos.
Materiales:
NaOH 0.1M NaH4CL 0.1M NaCL 0.1M HCl 0.1M FeSO4.7H2O 0.1M K3Fe(CN)6 0.1M
1pipeta de 10ml
6tubos 13x100
4clavos de 2 pulgadas
1 vaso de 250ml
Papel tornasol Agua destilada
Procedimientos: Lijamos cada uno de los clavos
Colocar un clavo limpio (fijado) en cada uno de los cuatro tubos de ensayo, debemos tener cuidado de no romper el fondo del tubo con el clavo Llenamos parcialmente cada tubo de ensayo hasta cubrir cada clavo con los reactivos siguientes: todas las soluciones son0.1M:NaOH, NaHCl4, NaCl, HCl.
Añadimos una gota de K3Fe(CN)6 0.1Ma 1ml aproximadamente de sulfato ferroso.
K3Fe(CN) 6
Solución de NaCL con un clavo
Después que las soluciones hayan permaneciendo todo este tiempo, añada a cada una dos gotas de ferrocianuro potasio 0.1M K3Fe(CN)6, que contiene los iones K+ y Fe(CN) 6 y anotamos cualquier cambio. Comparamos el resultado obtenido cuando el ferrocianuro potasio se añade a las distintas soluciones que contiene los clavos
Solución incolora
Solución de color celeste
Solución incolora Solución incolora
CUESTIONARIO 1. ESCRIBA LAS SEMIREACCIONES QUE TIENEN LUGAR EN LA PILA ZN -CU. ESCRIBA LA REACCIÓN TOTAL. Ánodo:
Zn ——› Zn2+ + 2e-
Cátodo:
Cu2+ + 2e- ——› Cu
Reacción Total: Zn + Cu2+ ——› Zn2+ + Cu 3.-¿CUÁL ES EL SENTIDO DEL FLUJO DE IONES NEGATIVOS A TRAVÉS DEL PUENTE SALINO? Los aniones viajan en dirección al ánodo, para equilibrar carga en éste. 7.-EN LA PILA DE DANIELL, ¿SE PUEDE REEMPLAZAR LA BARRA DE COBRE POR UN ELECTRODO INERTE? EXPLIQUE. Sí, en la pila de Daniell es posible reemplazar la barra de cobre por un electrodo inerte, ya que la reacción catódica tiene como reactantes a sustancias que ocupan el seno de la solución electrolítica, pero en el caso de la barra de zinc, es el mismo electrodo quien reacciona oxidándose y disminuyendo de masa, si se reemplazara la barra de cobre por una de platino (electrodo inerte), el único cambio en la pila sería que en vez de obtener un agrandamiento de la barra de cobre, se obtendría el depósito de cobre metálico sobre la barra de platino, pero si se sustituyera la barra de zinc por una de platino, no se llevaría a cabo la reacción anódica y por tanto no se produciría corriente eléctrica ni diferencia de potencial. 10.- ¿POR QUE UN CLAVO PUEDE PERMANECER POR DIAS EN LA ESTANTERIA DE UN ALMACEN Y NO SE OXIDA, MIENTRAS QUE PUESTO EN AGUA SE OXIDA RAPIDAMENTE? Esto se debe a que el hierro no se corroe en un ambiente completamente seco y el ambiente de un almacén (dependiendo) se aproxima a un ambiente seco. En cambio ese metal frente al agua se desgasta porque sus partes activas tienen un potencial de reducción más negativo y tienden a pasar al estado iónico, mientras que es sus partes menos activas los iones H+ de agua en mayor concentración en presencia de co2 tienden a desgastarse formando hidrogeno gaseoso
“Experimento alterno y sencillo para medir la corrosión”
Material: - Clavos de hierro - Vasos de plástico - Agua, sal y aceite - Cobre
Montaje: - Tomamos cuatro vasos de plástico y cuatro clavos. - Numeramos los vasos y los preparamos de la siguiente forma: - Vaso I: ponemos un clavo - Vaso II: ponemos un clavo y lo cubrimos hasta la mitad con agua con sal. - Vaso III: enrollamos con cobre uno de los clavos y lo ponemos en el vaso casi sumergido en agua. - Vaso IV: ponemos un clavo y lo cubrimos totalmente con aceite. - Transcurridas 24- 48 horas examinamos el contenido de los vasos. La corrosión es evidente en el clavo del vaso número dos. Explicación: La corrosión del hierro se produce por el agua y el oxígeno del aire, pero también hay otros factores que pueden afectar a la corrosión del hierro. Veamos cada vaso: Vaso I: La oxidación del hierro con el oxígeno y el vapor de agua del aire es un proceso lento y por eso no se aprecia corrosión en el clavo. Vaso II: el agua salada acelera la corrosión. Por eso la corrosión de los metales es frecuente cerca del mar. Vaso III: el cobre se oxida y “protege” al clavo de la corrosión. Vaso IV: al sumergir el clavo en aceite se evita el contacto con el agua y no se produce corrosión.
¿COMO CONTROLAR LA CORROSION? A la fecha se cuenta con varios métodos que han resultado ser los más prácticos para controlar la corrosión del Acero, cuya selección para cada caso depender de las condiciones del medio y de factores técnico - económicos. Estos métodos pueden justificarse a través de un análisis del mecanismo de corrosión mostrado: - Protección catódica.
El proceso de corrosión del Acero considera un flujo de electrones que abandonan la superficie metálica con la consecuente disolución del Acero en forma de iones Fe++. Durante la protección catódica a través de un circuito eléctrico externo o sistema de nodos de sacrificio, se imprime corriente a la superficie metálica invirtiendo el sentido del flujo de electrones y evitando así la disolución del fierro. Este método se utiliza preferentemente en tuberías y estructuras enterradas o sumergidas. - Inhibidores de la corrosión. Este método considera el uso de pequeñas cantidades de compuestos orgánicos o inorgánicos capaces de formar una película o barrera adherente en la superficie del Acero por atracción eléctrica o por una reacción, evitando el acceso de los agentes corrosivos. Estos compuestos se caracterizan por las altas cargas eléctricas en los extremos de sus moléculas capaces de ser atraídas por la superficie a proteger; desafortunadamente esta atracción no es permanente siendo necesaria una dosificación constante en el medio. Este
método se utiliza preferentemente en donde existen medios fluidos de recirculación.
- Uso de recubrimientos anticorrosivos. Este método al igual que el anterior considera la formación de una barrera que impida en lo posible el acceso de los agentes corrosivos a la superficie metálica; no obstante, la barrera es formada a partir de la aplicación de una dispersión liquida de una resina y un pigmento, con eliminación posterior del solvente, obteniéndose una película sólida adherida a la superficie metálica. Su durabilidad esta condicionada a la resistencia que presente esta película al medio agresivo. Su uso esta muy generalizado en la protección de estructuras e instalaciones aéreas o sumergidas. - Selección de materiales de construcción Control de Calidad - Prácticas del Concreto La primera defensa contra la corrosión del acero en el concreto es la calidad del concreto y un recubrimiento sufriente alrededor de las barras de refuerzo. El concreto de calidad tiene una relación agua/material cementante (A/C) que es lo suficientemente baja para disminuir la penetración de las sales de cloruro y el desarrollo de la carbonatación. La relación A/C debe ser menor de 0.5 para reducir el ritmo de carbonatación y menor de 0.4 para minimizar la penetración de los cloruros. Los concretos con bajas relaciones A/C pueden ser producidos mediante: 1. El incremento del contenido de cemento 2. La reducción del contenido de agua utilizando aditivos reductores de agua y supe plastificantes 3. El uso de mayores cantidades de cenizas volantes, escorias u otros materiales cementantes.
