UNIVERSIDAD DE CARABOBO FACULTAD EXPERIEMNTAL DE CIENCIAS Y TECNOLOGIA LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL
PRÁCTICA N° 11 ELECTROQUIMICA Y CORROSIÓN La electroquímica estudia tanto la producción de corriente eléctrica mediante reacciones químicas, como las reacciones químicas producidas por corrientes eléctricas. Ambos procesos son muy importantes en nuestra vida diaria. Las pilas y baterías se utilizan para generar y almacenar energía eléctrica. Conviene resaltar que la eficiencia en la conversión directa entre la energía química y la energía eléctrica puede llegar a ser del 90%, mientras que en la conversión indirecta (en la que el calor producido en una reacción química expande un gas, que a su vez mueve un generador eléctrico) está limitado por razones termodinámicas, y su límite máximo de eficiencia de conversión es del 40%. Por otro lado, el uso de la electricidad para llevar a cabo cambios químicos, la electrólisis, es el procedimiento por el que se obtienen de forma comercial distintos elementos y compuestos de uso común en la industria química. Uno de los usos más importantes de la electroquímica se da en la electrodeposición, el cual es un proceso electro-químico donde se realiza un recubrimiento (normalmente metálico) a una pieza con un sistema de ánodo y cátodo, sumergiendo dicha pieza en un baño químico y aplicando cargas eléctricas debidamente calculadas para cubrir o depositar una capa protectora o decorativa a la pieza. La electrodeposición de metales es de gran importancia desde el punto de vista tecnológico, tanto en lo que concierne a la obtención y refinación de los metales (obtención de aluminio, refinación de cobre y aluminio, etc.), como a la producción de recubrimientos con propiedades particulares, como inalterabilidad y dureza.
Objetivo General Estudiar la electroquímica, en la mayor parte de su extensión, como rama de la química utilizada a nivel industrial. •
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Objetivos Específicos: Evaluar y comprender, desde el punto punto de vista electroquímico, el mecanismo de la corrosión. Analizar algunos factores que aceleran la corrosión y los métodos prevención. Determinar experimentalmente la reactividad de algunos metales y compararla con su ubicación en la seria electromotriz. Construir varias celdas galvánicas y determinar el potencial que generan. Identificar los productos obtenidos en una electrolisis. Procedimiento Experimental
Generalmente las piezas de hierro como clavos o láminas de acero pueden venir provistas de una capa delgada del gada de grasa para evitar su deterioro; si este es el caso someter las piezas metálicas a un baño de NaOH, limpiar con agua destilada y sumergir en un baño de HCl, lavar con agua y/o alcohol y secar. ��
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Experiencia N° 1: Corrosión de metales en medio salino l.lk 1. Coloque nueve tubos de ensayo, limpios y secos en una gradilla. 2. Rotularlos del 0 al 8 y llenarlos de acuerdo a la siguiente tabla: Tubo 1 2 3 4 5 6 7 8
Reactivos Agregar 5 mL de agua destila y dos gotas de fenolftaleína. Agregar 5 mL de solución de NaCl al 3% y dos gotas de fenolftaleína. Agregar 5 mL de agua destilada previamente hervida y fría más dos gotas de fenolftaleína, agitar. Adicionar lentamente 0,5 mL de hexano. Agregar 5 mL de solución de NaCl al 3%, 5 gotas de H 2SO4 6M y dos gotas de ferricianuro de potasio al 0,5%. Agregar 5 mL de solución de NaCl al 3%, dos gotas de fenolftaleína y 5 gotas de nitrito de potasio 6M.
3. Agregar una cinta de magnesio de aproximadamente 3 cm al tubo 1. 4. Añadir un clavo de acero inoxidable al tubo 4. 5. Sumergir un clavo de hierro en una solución de HNO 3 1M por 5 minutos (Realizar en campana) ¿Por qué? Retirar el clavo y lavarlo con repetidas veces con agua destilada. Introducirlo en el tubo 5. 6. Agregar un clavo de hierro al resto de los tubos. 6. Observar su contenido cada 10 minutos hasta completar una hora. Anotar todos los resultados.
Experiencia N° 2: Caracterización de las zonas anódicas y catódicas en la corrosión. 1. Disolver 1,0 g de agar en 100 mL de agua, calentando hasta la disolución total. 2. Una vez disuelto agregar 3 g de NaCl, 10 gotas de ferricianuro de potasio 0,5 M y 20 gotas de fenolftaleína al 1%. 3. Colocar en una placa de Petri dos clavos de hierro: uno sin manipular y el otro doblado varias veces. 4. En otra placa de Petri colocar un clavo enrollado con un alambre de cobre y otro enrollado con una cinta de magnesio. 5. Llenar las placas con la solución de agar. Dejar en reposo y observar las diversas coloraciones que toman con el paso del tiempo durante por lo una hora. ¿A que se deben estas coloraciones?
Experiencia N° 3: Estudio experimental del poder reductor de diversos metales l 1. Etiquetar seis tubos de ensayo, y colocar pequeños trocitos de zinc, aluminio, plomo, cobre, hierro y magnesio. Nota: Si la superficie de los metales presenta un aspecto opaco o blanquecino, lijar hasta que ofrezcan una superficie brillante. 2. Cubrir cada metal con agua, observando si ocurre reacción.
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3. En los tubos donde no ocurra reacción, decantar el agua y añadir HCl 0,1M. Observar detalladamente si se produce reacción que en algunos casos puede ser apenas perceptible. 4. Si en algún tubo no ha habido reacción, decantar la disolución diluida de HCl y agregar HCl 6M, repitiendo las observaciones anteriores. 5. Si en algún tubo no ha habido reacción, decantar la disolución de HCl y agregar HNO3 concentrado, repitiendo las observaciones. Diluir posteriormente con 5 mL de agua destilada. 6. Explicar lo sucedido. Ordenar los metales, de acuerdo con las observaciones que han sido hechas, según su capacidad reductora y compare este orden con el que se deduce de los valores de los potenciales estándar correspondientes.
Experiencia N° 4: Construcción de una celda galvánica (Celda de Daniell) l 1. Colocar 40 ml de solución CuSO4 0,01 M dentro de un Beaker de 50 ml. 2. Doblar un alambre de Cu, previamente acondicionada con papel de lija y colocarlo sobre un lado del beaker, de tal forma que quede parcialmente sumergido en la solución. 3. En otro beaker de 50 ml, colocar 40 ml de solución de ZnSO 4 0,1 M y sumergir parcialmente una tira de Zn. 4. Conectar los electrodos metálicos de (Cu y Zn) con pinzas tipo “caimán”. 5. Completar el circuito con un puente salino mediante un tubo en U relleno con un electrolito fuerte (NaNO3, KCl, NaCl 1M), tapado en sus extremos con algodón o lana de vidrio. 6. Medir el voltaje de la celda con el voltímetro y compararlo con el potencial teórico. 7. Identificar el ánodo y el cátodo en la celda, y registrar el voltaje.
Figura 1: Parte de una Celda Galvánica Experiencia N° 5: Construcción de una celda de concentración 1. Repetir el montaje anterior y construya una celda Cu/Cu +2(0,01M)//Cu+2(0,05 M)/Cu. Registre el voltaje de la celda e identifique el ánodo y el cátodo. 2. Compare los resultados experimentales con los resultados esperados y analice las posibles fuentes de error experimental para justificar cualquier discrepancia. ��
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Experiencia N° 6: Electrolisis del Ioduro de Potasio l 1. Preparar una solución acuosa de KI al 10% y colocarla en un tubo en U. 2. Por cada extremo del tubo, sumergir en la solución dos electrodos de grafito, conectados mediante alambre conductor a una fuente eléctrica de 9 voltios. 3. Agregar a un extremo (al cátodo) gotas de fenolftaleína y al otro (ánodo), gotas de solución de almidón. 4. Después de 5 minutos observar lo que ha sucedido en el cátodo y en el ánodo. Explicar lo sucedido. Escribir las reacciones involucradas en cada electrodo.
Experiencia N° 6: (Alternativa) Electrolisis del cloruro de sodio l 1. Preparar una solución acuosa de NaCl al 10% y colocarla en un tubo en U. 2. Por cada extremo del tubo, sumergir en la solución dos electrodos de grafito, conectados mediante alambre conductor a una fuente eléctrica de 9 voltios. 3. Después de 5 minutos observar lo que ha sucedido en el cátodo y en el ánodo. 4. Agregar un el cátodo unas gotas de fenolftaleína y oler suavemente el ánodo. ¿A qué se debe este olor?
5. Explicar lo sucedido. Escribir las reacciones involucradas en cada electrodo.
Experiencia N° 7: Determinación de la constante de Faraday l 1. Limpiar perfectamente la superficie de dos electrodos de cobre, enjuagar muy bien con agua destilada e isopropanol. Dejar secar al aire. 2. Pesar los electrodos completamente secos. 3. Colocar en un vaso de precipitados de 50 mL, 40 mL de CuSO 4 0,5M. 5. Conectar los electrodos a un amperímetro y sumergirlos en la solución de CuSO 4 evitando que las pinzas toquen la solución. 6. Conectar en serie la celda electrolítica a una pila de 9 V con el amperímetro. 7. Conectar el circuito y encender el cronometro al mismo tiempo. 8. Apagar el sistema a los 20 minutos. Observe los electrodos. 9. Medir el tiempo y la cantidad de corriente que pasa por el circuito. 10. Retirar los electrodos y lavar suavemente con agua destilada y acetona. Pesar el cátodo y el ánodo. 11. Determinar la constante de Faraday.
Bibliografía WHITTEN W. Kenneth, Química General, 5ta Edición. Mc Graw-Hill. España 1998. Pág. 768, 779, 785. BROWN, T.L., 2009. Química. La ciencia central. 11ra Edición. Ed. Pearson. CHANG, R. 2010. Química. 10 Edición. Mc Editorial Graw Hill. PETRUCCI, R.H., HARWOOD, W.S., HERNING, F.G. Química General. Editorial Pearson Educación. •
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Bases Teóricas Investigar sobre los siguientes aspectos: a) Oxidación y Reducción. b) Agente reductor y agente oxidante. c) Balanceo de ecuaciones redox. d) Espontaneidad de ecuaciones redox. ��
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e) f) g) h) i) j) k) l)
Ecuación de Nerst. Ánodo, Cátodo y puente salino. Celdas electrolíticas y galvánicas. Electrolisis. Electrodeposición. Corrosión e inhibidores de la corrosión. Pasivación. Sobrepotencial.
Aspectos Específicos a) ¿Qué papel cumple el cloruro de sodio en la corrosión del hierro? b) ¿Cual es el comportamiento de sales ferrosas y férricas ante la acción del ferro y ferrocianuro? c) ¿Qué hace resistente el acero ante la corrosión? d) ¿Cuál es la relación entre la fem de una reacción y su espontaneidad? e) ¿Cómo puede explicarse de forma cuantitativa, en base a la ecuación de Nerst la distinta reactividad del agua, la disolución diluida de HCl y la disolución concentrada del mismo ácido? f) El aluminio, que por su posición en la lista de potenciales estándar de reducción debería disolverse también en agua, se usa ampliamente en ambiente con gran humedad, ¿Cómo puede explicarse esto? g) ¿Cuál es la diferencia entre una celda galvánica y una electrolítica? h) ¿Cuáles son las partes de una celda electrolítica? i) ¿Es cierto que una especie reducida o en bajo estado de oxidación puede ser un buen agente oxidante? j) Se desea construir una pila electroquímica, y se disponen varias semiceldas correspondientes a las reacciones que se presentan a continuación: Fe+3 + e- → Fe+2 E°= 0,771 + 2H + 2e → H2 E°=0,00 +2 Mg + 2e →Mg E°= -2,360 + Ag + e → Ag E°= 0,7992 ¿Cuál pareja de semiceldas escogería para generar la pila con mayor fuerza electromotriz (∆E˚)? ¿Por qué? En condiciones de referencia (todas las especies a una concentración de 1M), indique cuál especie, y por qué, se oxidará y cuál se reducirá al conectar las semiceldas. k) ¿Cuánto volumen de cloro a temperatura y presión constante se produce cuando ocurre la electrolisis de una solución de MgCl 2 usando una corriente de 12,4 A por una hora? l) La electrolisis de Cr+3(ac) produce Cr+2(ac). Si se tienen 500 mL de una solución de Cr+3(ac) 0,15 M, ¿Cuánto tiempo se tardará en reducir todo el Cr +3(ac) a Cr+2(ac) usando una corriente de 0,158 A?
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