INFORME DE QUIMICA -CORROSION

Electroquímica y corrosión 2013-2

QUIMICA GENERAL QU 111

Universidad Nacional de Ingeniería Facultad de Ingeniería Eléctrica y Electrónica

SECCION P

Presentado por:

MUNARRIZ CONDORI JHOEL

Lima, 19 de noviembre del 2015

1 Universidad Nacional de Ingeniería


Índice 

Presentación………………………………………………………….pág.1



experimento 1 (celdas galvánicas)..…………………..….……….pág.3 i) objetivos………….……………………………………………….pág.3 ii) fundamento teórico………………………………………………pág.3-5 iii) desarrollo y análisis………………………………………………pág.5-6 iv) conclusiones………………………………………………………pág.6



Experimento 2 (electrolisis)……………………………………..…..pág.8 i) Fundamento teórico………………………………………..…….pág8-9



Experimento 3………………………. …………………….…………pág11



Bibliografía………………………………………………………….…pág14



EXPERIMENTO 1: CELDAS GALVÁNICAS I. Objetivos. 



Conocer los compuestos que intervienen en una celda. - Entender los conceptos de potenciales de oxidación y reducción. Comparar los valores analizados teóricos y prácticos. - Conocer la ecuación de Nernst y saber aplicarla.

II. Fundamento teórico: Celda galvánica Una celda electrolítica es un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una reacción rédox espontánea, también llamada celda galvánica o celda voltaica en honor a los científicos que la desarrollaron: Galvani y Volta. En una celda electroquímica se separa físicamente el agente REDUCTOR (el cual se oxida) del agente OXIDANTE (el cual se reduce). El flujo de electrones, es decir la fuerza electromotriz que proporcione la celda dependerá de la diferencia de potenciales de las semicelda Los componentes fundamentales de una celda electroquímica son: 1) Las soluciones: que contienen los iones 2) Los Electrodos: son las barras que se introducen en las soluciones Ánodo: electrodo en el que se lleva a cabo la oxidación (se le asigna signo negativo). Cátodo: electrodo en el que ocurre la reducción (se le asigna signo positivo). 3) Medio conductor externo: (alambre) a través del cual ocurre la transferencia de electrones. 4) El puente salino: es un tubo en U que contiene un electrolito inerte y que sirve para compensar las cargas positivas en el ánodo y las cargas negativas en el cátodo que se van concentrando a medida que ocurre la reacción. Sin el puente salino se interrumpiría el flujo de corriente. Un puente salino se compone de un tuvo en forma de u que contiene una solución muy concentrada de un electrolito, (por ejemplo: () , 4() , () ,() , (), Entre otros) cuyos iones no reaccionan con los otros iones de la celda ni

con el material de los electrodos. El puente salino cumple las siguientes funciones:  

Permite la conexión eléctrica entre las semicelda. Evita que se mezclen las dos soluciones.





Mantiene la neutralidad eléctrica en cada semicelda

La corriente eléctrica fluye del ánodo al cátodo porque hay una diferencia de energía potencial eléctrica entre los electrodos. El voltímetro mide la diferencia de potencial eléctrico entre el ánodo y el cátodo en forma experimental, dando la lectura en voltios (V). A esta diferencia de potencial se le conoce como voltaje de la celda. Fuerza electromotriz o fem (E) y potencial de celda son términos que también se utilizan para referirse al voltaje de la celda. El voltaje de una celda depende no sólo de la naturaleza de los electrodos y de los iones, sino también de sus concentraciones y de la temperatura a la cual funciona la celda.

Diferencia de potencial en una pila En cualquier circuito eléctrico, la corriente que circula por un elemento del mismo se produce debido a la existencia de una diferencia de potencial entre los extremos de ese elemento. En el caso de la pila existe una diferencia de potencial, DE, entre el cátodo y el ánodo (la diferencia de potencial entre los electrodos de una pila se suele denominar fuerza electromotriz y se abrevia fem). Esta diferencia de potencial produce un trabajo eléctrico, Wel, que es proporcional a la diferencia de potencial y a la carga que circula, q: Wel = -q DE Si DE > 0, Wel< 0, la reacción producida ejerce un trabajo eléctrico sobre el entorno. Si DE < 0, Wel> 0, el entorno entrega trabajo eléctrico que absorbe la reacción

¿Cómo funciona una celda galvánica? Una celda galvánicaestá formada por dos semicelda. Las cuales generalmente están formadas por un electrodo o lámina de un metal sumergido en una solución salina del mismo metal. En la semicelda anódica ocurren las oxidaciones, mientras que en la semicelda catódica ocurren las reducciones. El electrodo anódico, conduce los electrodos los electrones que son liberados



en la reacción de oxidación, hacia los conductores metálicos. Y estos los llevan hacia el electrodo catódico; los electrones ingresan a la semicelda catódica produciéndose en ella la reducción.

III. Desarrollo y análisis En este experimento realizaremos la pila de Daniel el cual mostramos a continuacion:

Calculamos de manera teórica el potencial de la pila y escribiendo reacciones de oxidación y reducción y determinando el oxidante y el reductor.

las



En el vaso de solución ZnSO4, se produce la oxidación del Zn que pasa de la placa de cinc a la disolución como catión Zn2+. Zn ²²¾ Zn2+ + 2e- ; V1= + 0,76 v Los dos electrones que deja en la placa cada átomo de cinc que pasa a la disolución escapan por el cable exterior hasta la placa de Cu. En la disolución los iones 4 = y los + ya no están en equilibrio ya que ahora hay un exceso de iones + . Para neutralizarla los iones nitrato del puente salino se introducen en la disolución. En el vaso de la solución de CuSO4, cuando los electrones llegan a la placa de Cu, se produce una reducción del Cu+2 de la disolución a Cu metal: Cu2+ + 2e- ²²¾ Cu; V2= + 0,34 v La disolución de sulfato de Cu, inicialmente neutra, tiene ahora un exceso de iones sulfato al haberse depositado el Cu y para neutralizarla pasan a ella los iones K+ del puente salino. El puente salino se encarga de mantener neutras las dos disoluciones ya que en caso contrario sería imposible la circulación de los electrones. La lámina de Zn pierde masa, y lade Cu la gana. La reacción global en la pila será una reacción rédox: Zn + Cu2+ ²²¾ Zn2+ + Cu y su potencial 0,76 v + 0,34 v = 1,10 v. En nuestro caso después de medir la diferencia de p0otencial entre el ánodo y el cátodo dela celda construida se obtuvo 1.098 v. lo que indica un voltaje menor al teórico además Elsigno del voltaje obtenido coincide con el signo de la diferencia de potencial total del circuitosegún la dependencia del sistema de signos adoptados. Porcentaje de error: Para la celda de ZnSO4 0,1M, CuSO4 0,1M Error = (voltaje teórico ±Voltaje experimental) Reemplazando valores Error =1.1 -1.098 Error =0.002 %error= (error/voltaje teórico) x 100% Reemplazando valores %error=(0.002/1.078)x100% %error=0,185%



IV. Conclusiones. Se obtuvo la corriente eléctrica generado por la reacciones de oxidación y reducción Zn ²²¾ Zn2+ + 2eCu2+ + 2e- ²²¾ Cu Al obtener los datos de laboratorio diferentes al experimental , se puede dar por distintos casos : 









La concentración de puente salino ,que debe ser una solución saturada pues Eluso del puente salino es importante pues concentra a las 2 soluciones y evitasu mezcla La diferencia de potencial varía con la concentración, es decir mientras másdiluida es la solución, el potencial decrecerá La masa desprendida en un electrodo de una solución es proporcional a lacantidad de electricidad que está pasando entonces Cuando se prepara lassoluciones se debe tener cuidado de hacerlo en recipientes bien limpios, puesel potencial varía con la concentración. Un voltímetro es un instrumento que sirve para medir la diferencia de potencial entre dos puntos, pero debido a una mala medición concluimos q debemos Calibrarlo para obtener un resultado diferente al real. Los electrodos de cobre y zinc idealmente deben están 100% puros, pero alestar en contacto con el medio tiende a su estado natural, es decir se formauna capa de óxido, que va a dificultar el paso de electrones transferidos.



Experimento Nº 02: Electrolisis I.Fundamento teórico: Los elementos que permiten el pasaje de la corriente eléctrica se denominan conductores (ejm: metales, electrolitos) y los que no permiten dicho pasaje se denominan malos conductores o aislantes (ejm: madera, vidrio, goma). Los electrolitos son sustancias que, disueltas en agua o fundidas, conducen la corriente eléctrica (algunos ácidos, hidróxidos y sales) y la diferencia entre los metales y los electrolitos, en cuanto a sus características como conductores de la electricidad, es que los primeros dejan pasar la electricidad sin sufrir ninguna alteración en su estructura, ya que la conducción se debe al flujo de electrones a través de los mismos (electrones de valencia), generando la corriente electrónica. En cambio, los electrolitos se descomponen en iones (aniones y cationes) y generan una reacción química denominada electrólisis y son estos iones los responsables de la conducción eléctrica (corriente electrolítica). Para realizar una electrólisis se debe contar con un aparato o recipiente, llamado cuba electrolítica, el cual sirve para contener a la solución electrolítica (electrolito en medio acuoso) y a los dos electrodos; también hay que tener una fuente de energía eléctrica, a la que se conectarán los electrodos. Los electrodos son conductores metálicos que recibirán su nombre según cual sea el polo del generador al que estén conectados, así, el electrodo que se encuentra unido al polo positivo recibirá el nombre de ánodo y el que se halla unido al polo negativo será llamado cátodo. Ambos se encuentran sumergidos en la solución en contacto con el electrolito y es en su superficie donde se producirán reacciones con liberación o consumo de electrones, generando el intercambio de corriente electrónica y corriente electrolítica. La reacción de consumo de electrones se verifica en el cátodo y es una reducción, mientras que la reacción que libera electrones tiene lugar en el ánodo y es una oxidación. Cuando se enciende el generador, se produce alrededor de los electrodos un campo eléctrico provocando la migración de los iones hacia ellos, debido a que los iones, son átomos o grupos de átomos con carga eléctrica positiva (cationes) o negativas (aniones).



Es importante destacar que en la electrólisis se genera energía química a partir de energía eléctrica (corriente eléctrica), al contrario de lo generado en una pila o celda galvánica donde se transforma energía química en eléctrica. Faraday, tras realizar estudios cuantitativos referentes a la relación entre la cantidad de electricidad que circula por la solución electrolítica y la cantidad de sustancia depositada y/o liberada en los electrodos, enunció las siguientes leyes: 1) “La cantidad de un elemento d ado que se libera en un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de electrones que pasa a través de la solución.”

2) “Los pesos de los distintos elementos liberados por la misma cantidad de electricidad son directamente proporcional a sus equivalentes- químicos.”

Relacionando ambas expresiones se deduce la siguiente expresión matemática:

Donde: w: peso del elemento liberado o depositado en el electrodo (g) i: intensidad de corriente eléctrica (amp) t: tiempo trascurrido (seg) Eq: equivalente químico (g/eq-q) F: constante de Faraday = 1 F = 96500 coul/eq-q = 96500 amp.seg/eq-q (la cantidad de electricidad que libera un equivalente químico de cualquier elemento es igual a 96500 coulomb)



II.Reacciones: Las reacciones producidas durante la electrólisis de KI: Solución de (KI)  =  + ()  − ()

En el cátodo (-) reducción 2   2 − =   2()−

En el ánodo (+) oxidación 2 − =   2 −

III.Conclusiones 





Se produce reacción no espontánea ya que se le entrega un voltaje de 0.4-0.7 v para que ocurriera; es decir, para que se lleve a cabo una transformación de energía eléctrica en energía química. En un inicio el KI al estar en un medio acuoso los iones  + y  − se encuentran libres en la solución, haciendo factible la electrolisis. En el ánodo, el  − se oxida y se comprueba mediante la extracción de un poco de sustancia de la rama marrón oscura, del tubo en U además de añadir el tetracloruro de carbono, al agitar el tubo de ensayo se manifiesta una presión de gas, indicador de que al oxidarse el − se produjo el gas 2de acuerdo a la reacción: 2 − = 2  2 



En contraposición con el yodo el  + (-2.93 v) por pertenecer a los metales alcalinos no se reduce porque su potencial de reducción es menor que la del agua (-0.83 voltios)  +  1 =  °(ó) = 2.93 22  2 = 2  2  °(ó) = 0.83



En consecuencia el agua es quien se reduce obteniéndose H2 (g) anteriormente descrito por el continuo burbujeo. 2   2 − =   2()−



· Cátodo (Hidrógeno) (burbujas) · Ánodo: (color marrón) (Iodo) 

Además de H2 como se puede observar en la reacción también se produce ()− y coincidentemente también se extrajeron dos muestras de la rama transparente; a la primera se le agregó fenolftaleína coloreándose a rojo grosella, esto quiere decir que dicha muestra tenía una alta concentración de iones OH - . Después de haber verificado que poseíamos una sustancia básica ()−a la otra muestra se le agregó FeCl 3 (Fe+3) pasa de un transparente a uno marrón; el OH - reaccionó con el Fe +3 del FeCl3 para formar un anhídrido como lo es el Fe (OH) 3. −   + 3 = ()3

Esperimento3: Corrosión I.Fundamento teórico Corrosión

Existen muchas definiciones para corrosión. La más comúnmente aceptada es la siguiente: “Corrosión es el ataque destructivo de un metal por reacción química o electroquímica con su medio ambiente”

Nótese que hay otras clases de daños, como los causados por medios físicos. Ellos no son considerados plenamente corrosión, sino erosión o desgaste. Existen, además, algunos casos en los que el ataque químico va acompañado de daños físicos y entonces se presenta una corrosión-erosiva , desgaste corrosivo o corrosión por fricción. Aun así, la corrosión es un proceso natural, en el cual se produce una transformación del elemento metálico a un compuesto más estable, que es un óxido. Observemos que la definición que hemos indicado no incluye a los materiales no-metálicos. Otros materiales, como el plástico o la madera no sufren corrosión; pueden agrietarse, degradarse, romperse, pero no corroerse. Generalmente se usa el término “oxidación” o “aherrumbra miento” para indicar la corrosión

del hierro y de aleaciones en las que éste se presenta como el metal base, que es una de las más comunes.



Es importante distinguir dos clases de corrosión: la Corrosión Seca y la Corrosión Húmeda. La corrosión se llama seca cuando el ataque se produce por reacción química, sin intervención de corriente eléctrica. Se llama húmeda cuando es de naturaleza electroquímica, es decir que se caracteriza por la aparición de una corriente eléctrica dentro del medio corrosivo. A grandes rasgos la corrosión química se produce cuando un material se disuelve en un medio líquido corrosivo hasta que dicho material se consuma o, se sature el líquido. La corrosión electroquímica se produce cuando al poner ciertos metales con alto número de electrones de valencia, con otros metales, estos tienden a captar dichos electrones libres produciendo corrosión.

Tipos de Corrosión:

Se clasifican de acuerdo a la apariencia del metal corroído, dentro de las más comunes están: 1. Corrosión uniforme: Donde la corrosión química o electroquímica actúa uniformemente sobre toda la superficie del metal 2. Corrosión galvánica: Ocurre cuando metales diferentes se encuentran en contacto, ambos metales poseen potenciales eléctricos diferentes lo cual favorece la aparición de un metal como ánodo y otro como cátodo, a mayor diferencia de potencial el material con más activo será el ánodo. 3. Corrosión por picaduras: Aquí se producen hoyos o agujeros por agentes químicos. 4. Corrosión intergranular: Es la que se encuentra localizada en los límites de grano, esto origina pérdidas en la resistencia que desintegran los bordes de los granos. 5. Corrosión por esfuerzo: Se refiere a las tensiones internas luego de una deformación en frio.

II.Conclusiones: 



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. El proceso de corrosión debe ser visto como un hecho que pone en evidencia el proceso natural de que los metales vuelven a su condición primitiva y que ello conlleva al deterioro del mismo. No obstante es este proceso el que provoca la investigación y el planteamiento de fórmulas que permitan alargar la vida útil de los materiales sometidos a este proceso.





Los metales tienen diferente resistencia a la corrosión.



Los metales reaccionan en variadas formas ante los factores de la corrosión.



Los principales factores de corrosión son: el oxígeno, el agua, los ácidos y el azufre.



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 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.



BLIBLIOGRAFIA Raymond Chang CELDAS ELECTROQUIMICAS pg. 769 http://es.wikipedia.org/wiki/Celda_galv%C3%A1nica ± PILA http://www.educa.madrid.org/web/ies.atenea.sansebastian/departamentos/fisica_quimica/cursos/electroqu imica2bt o.pdf – ELECTROQUIMICA http://es.wikipedia.org/wiki/Pila_galv%C3%A1nica


INFORME DE QUIMICA -CORROSION

Recommend Documents