UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA
FACULTAD DE INGENIERIA CIVIL 6TOLABORATORIO DE QUÍMICA
ELECTROQUIMICA Y CELDAS GALVÁNICAS 1. OBJETIVOS:
Estudio de los procesos de interconversión de energía química en eléctrica y viceversa. Estudio de procesos de oxidación - reducción en la corrosión. Poder aplicar los conceptos de electroquímica y corrosión en la vida diaria así como en la carrera de ingeniería civil.
2. DESCRIPCIÓN GRÁFICA: EXPERIMENTO N°1: Celdas galvánicas
Haciendo uso de los conductores medir con ayuda del multitester m ultitester el voltajede la celda y laintensidad de corriente, haciendo hincapié, en el sentido de esta.
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ANODO: Zn(s) → Zn +2 + 2e
-
CATODO: Cu+2 + 2e- → Cu (s)
LIQUIDO ELECTROLITICO EN EL ANODO: Zn SO40.1M LIQUIDO ELECTROLITICO EN ELCATODO: Cu SO40.1M PUENTE SALINO: KCl (ac)0.1Mgelagar-agar DIFERENCIA DE POTENCIAL TOTAL EN LA CELDA: ∆Eexperimental=1.09 ∆Eteórico = 1.10 V ∆EZn(s)/Zn+2= 0.76 V
∆ECu+2 / Cu(s) = 0.15V
% ERROR = 0.9 %
OBSERVACIONES: Se pudo determinar experimentalmente el flujo de electrones del ánodo hacia el cátodo. Se observa como empieza a formarse Cu (s) en la superficie de la barra de cobre (cátodo). Se corrobora la importancia del puente salino en la celda electrolítica.
EXPERIMENTO N°2: Electrolisis del KI(ac)
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Al hacer pasar corriente al KI (ac) se observa que en la parte del ánodo se torna de un color pardo mientras que la parte del cátodo es incoloro. Se produce la liberación del gas hidrogeno en el cátodo.
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La sustancia se torna de un color rojo grosella
La sustancia se torna de un color morado oscuro.
EXPERIMENTO N°3: Corrosión
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MEDIO 0.1 M
pH
HCl
1
NaCl
7
NH4Cl
6
NaOH
13
Fe+2 + K3Fe(CN)6 → Fe3[Fe3(CN)6]2 ↓ + 3K+ Precipitado azul
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MEDIO 0.1 M HCl NaCl NH4Cl NaOH
Color con K3Fe(CN)6 precipitado azul intenso Precipitado azul poco intenso
Comprobación con patrón Mayor corrosión Menor corrosión Se corroe Precipitado azul parcialmente simple amarillo
No se corroe
3. CONCLUSIONES: EXPERIMENTO 1 Se pudo determinar experimentalmente el flujo de electrones del ánodo hacia el cátodo, puesto que se obtuvo un porcentaje de error relativamente bajo con lo cual se verificó lo planteado teóricamente el porcentaje de error se debió principalmente a que no se midieron con alta exactitud las soluciones a utilizar lo que trajo como consecuencia la disminución del voltaje de la pila. A lo largo de los laboratorios realizados en el curso de química general notaremos que siempre encontraremos un error en las mediciones puesto que siempre se fallara en la colocación de los precipitados, una incorrecta combustión, etc., que afectaran directamente en la futura medición y por ende mostrarán un porcentaje de error. Además de ello no contamos con aparatos de suma precisión y exactitud lo cual influirá en nuestra medición. EXPERIMENTO 2 Pudimos comprobar el fenómeno de la electrolisis y la descomposición de la solución así como la intervención de electrodos inertes en la disolución porque el ánodo va disolviéndose en la solución a medida que pasa el tiempo conectado a un generador de energía eléctrica, lo cual se demostró por medio del uso como indicador el almidón notándose al final una coloración morado oscura aseverando nuestra hipótesis. Análogamente en el cátodo ocurrieron reacciones químicas, pues los iones eran liberados en la solución y el hidrogeno en la atmosfera, comprobamos esto mediante el uso como indicador a la fenolftaleína que se tornó de un color rojo grosella confirmando la existencia de tales iones en la solución. Además a medida que pasaba el tiempo se veían burbujas de hidrogeno que eran liberadas a la atmosfera. EXPERIMENTO 3: De este experimento se puede concluir que el hierro será mucho más corrosivo en ambientes sumamente ácidos como se comprobó cuando este se sumergió en un ambiente netamente ácido como el HCl, lo que no sucedió en un ambiente básico como el NaOH donde se observó una escaza corrosión.
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TEMA DE INVESTIGACIÓN:
DESCRIBA DOS APLICACIONES, EN LA VIDA DIARIA Y/O EN LA ALBOR DEL INGENIERO CIVIL, DE LOS FENÓMENOS DE ELECTROLISIS, PILAS Y CORROSION.
En la vida diaria los fenómenos o aplicaciones de electrólisis son muy comunes como por ejemplo tenemos los bañados de joyas, que consiste en que a través de celdas galvánicas, se recubrir cierto material con el metal precioso (oro o plata), otro ejemplo claro son los que usan a la electrolisis para un proceso de refinamiento, que consiste en poner cierto material con impurezas, disolverlo y someterlo a electrolisis, obteniendo un material o elemento más puro, este proceso es usado bastante en el campo de la metalurgia. Otro claro ejemplo de celdas galvánicas son la pilas, o baterías, que como muchos sabemos están en todas partes, desde un pequeño reloj de pulsera, hasta un avión o automóvil, ambos usan distintos tipos de baterías, pero está en concepto es la misma en todas, contiene cierta pasta en su interior, humedecida, con su respectivo electrodo. Sin embargo en la ingeniería civil o para el ingeniero civil estos tipos de fenómenos pueden resultar muy incómodos, ya que estos fenómenos electroquímicos son causantes de la corrosión, razón por lo que los fierros de construcción se carcomen con el tiempo. Esto debido a que gracias a la humedad del aire y al oxigeno diluido en este, ocasiona que se formen micro celdas en el mismo fierro de construcción, ocasionando la oxidación de fierro. Esto también ocurre en los barcos o submarinos, que están en contacto con el agua constantemente, sin embargo esta no es una agua cualquiera, si no agua de mar , que contiene más del 70 por ciento por cm3 distintos tipos de sales, siendo este un medio muy corrosivo, pero existen en la actualidad varios métodos para proteger al fierro más que todo de su oxidación, como por ejemplo son los ánodos de sacrificio, las pinturas anticorrosivas, etc
CUESTIONARIO: 1. Escriba las semirreacciones que tiene lugar en la pila Zn-Cu. Escriba la reacción total.
(|) (|) Ánodo: Cátodo:
Como se observa, el potencial estándar de oxidación, es mayor en el zinc, por los tanto este se oxida y el cobre se reduce.
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2. ¿Cuál es el sentido del flujo de electrones? El sentido de la corriente es del ánodo al cátodo (del electrodo de zinc al electrodo de cobre), ya que en el ánodo ocurre la oxidación (libera electrones), los electrones viajan hacia el cátodo, donde ocurre la reducción (consumo de electrones), esto se explica por los potenciales estándar, ya que al ser celda galvánica es espontanea. 3. ¿Cuál es el sentido del flujo de iones negativos a través del puente salino?
4. ¿A qué se debe que ∆e0 para la celda galvánica Zn/Cu sea igual a 1.1 voltios? Podemos demostrar a través de la ecuación de Nernst.
De la ecuación global de la celda:
] [ Que es la suma de los potenciales medidos a través de un electrodo de
referencia, que convencionalmente es el electrodo de hidrogeno.
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Y el logaritmo de q es igual a 0, quedando entonces el potencial de la celda igual al potencial estándar de esta. 5. Al funcionar una pila galvánica compuesta de los pares Zn/Zn+2 y Cu/Cu+2 la nada del ánodo disminuye 0.1634 gr. Determinar la cantidad de electricidad obtenida.
Disminución de masa
