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UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA Facultad de Ingeniería Industrial y de Sistemas

LABORATORIO N° 06 “ELECTROQUÌMICA Y CORROSIÒN”

Curso:

Química Industrial I

Sección:

CB 221 “U”

Alumnos:

Amaro Robladillo, Anthony

20110017J

Colquicocha Caurino, Álvaro Adolfo

20110043K

Fernández Cauvi, Sergio

20110148G

Huamanyauri Jaime, Alfredo

20110036D

Profesora:

Ing. Petra Rondinel Pineda

Fecha:

24 de noviembre

2011 - II

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA FACULTAD DE INGENIERIA INDUSTRIAL Y DE SISTEMAS QUIMICA INDUSTRIAL I

I.

OBJETIVOS

 

Estudio de la conversión de la energía química y viceversa. Estudio sobre corrosión.

II.

FUNDAMENTO TEÓRICO

Electroquímica es una rama de la química que trata de la relación entre las corrientes eléctricas y las reacciones químicas, y de la conversión de la energía química en eléctrica y viceversa. En un sentido más amplio, la electroquímica es el estudio de las reacciones químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes o voltajes. Celdas Electroquímicas La Celda Electroquímica es el dispositivo utilizado para la descomposición mediante corriente eléctrica de sustancias ionizadas denominadas electrolitos. También se conoce como Celda Galvánica o Voltaica, en honor de los científicos Luigi Galvani y Alessandro Volta, quienes fabricaron las primeras de este tipo a fines del S. XVIII.

Esquema de la Pila de Daniell. El puente salino (representado por el tubo en forma de U invertida) contiene una disolución de KCl permitiendo la interacción eléctrica entre el ánodo y el cátodo. Las puntas de éste deben estar tapadas con pedazos de algodón para evitar que la disolución de KCl contamine los otros contenedores.

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Las celdas electroquímicas tienen dos electrodos: El Ánodo y el Cátodo. El ánodo se define como el electrodo en el que se lleva a cabo la oxidación y el cátodo donde se efectúa la reducción. Los electrodos pueden ser de cualquier material que sea un conductor eléctrico, como metales, semiconductores. También se usa mucho el grafito debido a su conductividad y a su bajo costo. Para completar el circuito eléctrico, las disoluciones se conectan mediante un conductor por el que pasan los cationes y aniones, conocido como puente de sal (o como puente salino). Los cationes disueltos se mueven hacia el Cátodo y los aniones hacia el Ánodo. La corriente eléctrica fluye del ánodo al cátodo porque existe una diferencia de potencial eléctrico entre ambos electrolitos. Esa diferencia se mide con la ayuda de un voltímetro y es conocida como el voltaje de la celda. También se denomina fuerza electromotriz (fem) o bien como potencial de celda.1 En una celda galvánica donde el ánodo sea una barra de Cinc y el cátodo sea una barra de Cobre, ambas sumergidas en soluciones de sus respectivos sulfatos, y unidas por un puente salino se la conoce como Pila de Daniell. Sus semirecciones son estas:

La notación convencional para representar las celdas electroquímicas es un diagrama de celda. En condiciones normales, para la pila de Daniell el diagrama sería:

La línea vertical representa el límite entre dos fases. La doble linea vertical representa el puente salino. Por convención, el ánodo se escribe primero a la izquierda y los demás componentes aparecen en el mismo orden en que se encuentran al moverse de ánodo a cátodo Electrolisis: Electrolisis, parte de la química que trata de la relación entre las corrientes eléctricas y las reacciones químicas, y de la conversión de la energía química en eléctrica y viceversa. En un sentido más amplio, la electrolisis es el estudio de las reacciones químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes o voltajes.

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La mayoría de los compuestos inorgánicos y algunos de los orgánicos se ionizan al fundirse o cuando se disuelven en agua u otros líquidos; es decir, sus moléculas se disocian en componentes cargados positiva y negativamente que tienen la propiedad de conducir la corriente eléctrica. Si se coloca un par de electrodos en una disolución de un electrolito (o compuesto ionizable) y se conecta una fuente de corriente continua entre ellos, los iones positivos de la disolución se mueven hacia el electrodo negativo y los iones negativos hacia el positivo. Al llegar a los electrodos, los iones pueden ganar o perder electrones y transformarse en átomos neutros o moléculas; la naturaleza de las reacciones del electrodo depende de la diferencia de potencial o voltaje aplicado. La acción de una corriente sobre un electrolito puede entenderse con un ejemplo sencillo. Si el sulfato de cobre se disuelve en agua, se disocia en iones cobre positivos e iones sulfato negativos. Al aplicar una diferencia de potencial a los electrodos, los iones cobre se mueven hacia el electrodo negativo, se descargan, y se depositan en el electrodo como elemento cobre. Los iones sulfato, al descargarse en el electrodo positivo, son inestables y combinan con el agua de la disolución formando ácido sulfúrico y oxígeno. Esta descomposición producida por una corriente eléctrica se llama electrólisis. Corrosión La corrosión es definida como el deterioro de un material a consecuencia de un ataque electroquímico por su entorno. De manera más general puede entenderse como la tendencia general que tienen los materiales a buscar su forma más estable o de menor energía interna. Siempre que la corrosión esté originada por una reacción electroquímica (oxidación), la velocidad a la que tiene lugar dependerá en alguna medida de la temperatura, la salinidad del fluido en contacto con el metal y las propiedades de los metales en cuestión. Otros materiales no metálicos también sufren corrosión mediante otros mecanismos. La corrosión puede ser mediante una reacción química (redox) en la que intervienen dos factores: la pieza manufacturada (la concepción de la pieza: forma, tratamiento, montaje)  el ambiente (por ejemplo, un ambiente cerrado es menos propenso a la corrosión que un ambiente abierto) 

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O por medio de una reacción electroquímica. Los más conocidos son las alteraciones químicas de los metales a causa del aire, como la herrumbre del hierro y el acero o la formación de pátina verde en el cobre y sus aleaciones (bronce, latón).

III.

DIAGRAMAS O ESQUEMAS DEL PROCESO

Experimento n1 Parte a Añada solución de nitrato de cobre 0.1 M a un vaso de 150 ml.

Añada solución de nitrato de cinc 0.1 M al vaso de 150 ml .

Coloque la barrita de cinc al otro terminal del voltímetro. Anote la lectura del voltaje de la semipilas.

Ponga el puente salino y anote la lectura dl voltaje

Parte C

Reconstruya la pila de la parte A poniendo solución de nitrato de cobre 0.1 M

Observe nuevamente el voltaje.

Añada gota a gota agitando una solución de Na2S 1M al vaso con nitrato de cobre

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Experimento 2

Instale el equipo de electrolisis, el tubo en U, dos electrodos y la fuente de voltaje.

Añada una cantidad suficiente de KI 0.5 M como para llenar el tubo en U hasta 1 cm

Haga las conexiones eléctricas y deje transcurrir la electrolisis durante 1 o 2 minutos.

Observe y anote todos los productos y cambios en el ánodo y cátodo. Observe en que proporción el color pardo se difunde desde el cátodo al ánodo de carbón Emplee un gotero para extraer unos 2ml de la solución del cátodo

Añada unas gotas de fenolftaleína . Añada gota a gota una solución de FeCl3 0.1M y observe el resultado Experimento 3 Poner un clavo limpio en cada uno de los 4 tubos de ensayo

Añada a cada tubo soluciones de (0.1M) NaOH, K2Cr2O7, NaCl y HCl

Determine la concentración aproximada del ión H+ mediante papel tornasol

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Añada a cada solución gota agota K3Fe(CN)-36 0.1 M

IV.

DATOS EXPERIMENTALES

Experimento 1: Pilas electroquímicas Voltaje sin el puente salino 0V 0V

Parte A (Zn-Cu) Parte B (Pb –Cu)

Voltaje con el puente salino 0.923V 0.488v

Parte C: 

Cuando a la parte A se le agrega el Na2S 1M el nuevo voltaje es 0.867 V

Experimento 2: Electrólisis de una solución acuosa de yoduro potásico, KI Luego de unos minutos con la corriente veremos que: Cátodo: incoloro Ánodo: color mostaza parduzco Después de extraer cierta cantidad de la parte incolora se le suministra gotas de fenolftaleina para ello adoptara un color morado pero al echarle el FeCl3 aparecerá un color rojo amarillento.

Experimento 3: Corrosión del hierro por agentes químicos Soluciones

Color inicial

Color final

pH

NaOH

Incoloro

Verde limón

13

HCl

Incoloro

Verde oscuro

2

NaCl

Incoloro

Verde

4

K2CrO3

Naranja

Naranja oscuro

6

Fe2SO4

Amarillo claro

Verde oscuro

2

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V.

CÁLCULOS Y RESULTADOS

Experimento 1: Pilas electroquímicas 

Al hacer la conexión de los electrodos en la pila, se pudo observar un cambio en el voltaje, esto debido probablemente a que al momento de realizar la conexión, por medio de os cables se produjo un flujo de electrones, lo que se tradujo en una lectura positiva en el voltímetro.



La presencia del puente salino nos permitió que se cerrara el circuito de la pila. Es por esta razón que sin éste, es muy probable que la pila nunca hubiera funcionado.

Experimento 2: Electrólisis de una solución acuosa de yoduro potásico, KI Las reacciones producidas son las siguientes:

(

)

En un extremo del tubo se depositó el yodo, que actuó como el ánodo, ya que en este se produce la oxidación: 2I-

I2 + 2e–

En el otro extremo se libera el hidrógeno en forma de burbujas, el cual actúa como cátodo ya que en este se produce la siguiente reducción: 2H2O + 2e-

H2 + 2OH–

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA FACULTAD DE INGENIERIA INDUSTRIAL Y DE SISTEMAS QUIMICA INDUSTRIAL I en el ánodo al añadir FeCl3

Experimento 3: Corrosión del hierro por agentes químicos El K3Fe(CN)6 se disocia en iones K+ y Fe(CN)6- el cual reacciona con los iones Fe+3 oxidados del hierro. El FeSO4 tiene la coloración más oscura ya que esta solución contiene iones Fe+3. Ocurre la siguiente reacción

Fe 2+ + [Fe(CN)6]3- ↔ Fe*Fe(CN)6]-

VI.

OBERVACIONES

Experimento 1: Pilas electroquímicas  

En la semi-celda donde se encontraba el cobre (cátodo) al agregarle Na2S pasa de un color celeste a un verde claro. En la parte c de este experimento se observo la formación de un precipitado al agregar N2S, pues este reacciono con el Cu+2 formando el CuS y el Na(s)

Experimento 2: Electrólisis de una solución acuosa de yoduro potásico, KI 

La aparición de burbujas en el lado del cátodo nos hace pensar en el desprendimiento del hidrogeno en estado gaseoso.



Al agregar fenolftaleína a la solución que se forma en el cátodo, se observa que la solución toma una coloración rojo grosella, lo cual demuestra que hay presencia de iones OH– En el ánodo; el yodo se oxida, es decir pasa del ion I– a I2, también observamos que en el ánodo se forma una coloración amarillenta.



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Experimento 3: Corrosión del hierro por agentes químicos

VII.

CUESTIONARIO

1. ¿Cuándo el ε de la celda galvánica Zn/Cu será igual a 1.10 V? Cuando las concentraciones de los iones Cu⁺2 y Zn⁺2 sean 1 M, la temperatura del medio sea 25ºC y el voltaje o fem de la celda de daniell sea 1.10V

2. Calcular el

de las celdas para los casos (A), (B), y (C).

Parte A: Pilas constituidas por las semipilas: Zn/Zn2+(0,1 M)//Cu2+(0,1 M)/Cu Aplicando la ecuación de Nernst:

Sabemos que: Zn(s)  Zn+2 +2e- , E oxi = 0.76 V Cu (s)  Cu+2 +2e- , E oxi = -0.34 V Además el electrodo con mayor valor de potencial de oxidación es el del cinc, por lo que se oxida y el cobre por ende se reducirá. ANODO: Zn(s)  Zn+2 +2e- , E oxi = 0.76 V ……………..(1) CATODO: Cu+2 +2e- Cu (s) , E red = -0.34 V……………..(2)

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA FACULTAD DE INGENIERIA INDUSTRIAL Y DE SISTEMAS QUIMICA INDUSTRIAL I Sumando (1) y (2): Eocelda = 1.1 V, además en el proceso se han transferido 2eHallando el cociente de la reacción: Q= [Zn+2] / [Cu+2] = 0.1/0.1 = 1 Reemplazando en la ecuación de Nernst:

Con lo que obtenemos:

Ecelda =Eocelda = 1.1 V Y el valor experimental que obtuvimos fue 0.923

PARTE B: CELDA CONSTITUIDA POR LAS SEMIPILAS: Pb(s) / Pb+2(0.1M) // Cu+2(0.1M)/Cu(s) Aplicando la ecuación de Nernst:

Sabemos que: Pb (s)  Pb +2 +2e- , E oxi = 0.13V Cu (s)  Cu+2 +2e- , E oxi = -0.34 V Además el electrodo con mayor valor de potencial de oxidación es el del PLOMO, por lo que se oxida y el cobre por ende se reducirá. ANODO: Pb (s)  Pb +2 +2e- , E oxi = 0.13 V ……………..(1) CATODO: Cu+2 +2e- Cu (s) , E red = -0.34 V……………..(2)

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA FACULTAD DE INGENIERIA INDUSTRIAL Y DE SISTEMAS QUIMICA INDUSTRIAL I Sumando (1) y (2): Eocelda = 0.47V, además en el proceso se han transferido 2eHallando el cociente de la reacción: Q= [Pb +2] / [Cu+2] = 0.1/0.1 = 1 Reemplazando en la ecuación de Nernst:

Con lo que obtenemos:

Ecelda =Eocelda = 0.47 V Y el valor experimental fue 0.488 V Parte C : Efecto sobre la concentración del agente oxidante: Sabemos que el Cu(NO3)2 reacciona con el Na2S, según: Cu(NO3)2 + Na2S CuS(s) + 2NaNO3 En donde observamos claramente que la concentración del Cu2+ se REDUCE debido a la precipitación. Hallando el cociente de la reacción: ([Zn+2]=0.1M y [Cu+2]< 0.1M) Por lo tanto Q= [Zn+2] / [Cu+2] >1 Por ende: Reemplazando en la ecuación de Nernst:

Ecelda < Eocelda 0.867 V < 0.923 V

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3. Haga las ecuaciones de las reacciones de las semipilas: a) Zn(s)/Zn++(1M) // Cu++(1M)/Cu(s) b) Pb(s)/Pb++(1M) // Cu++(1M)/Cu(s) Calcule el voltaje teórico de las pilas Zn se oxida a Zn+2 en el ánodo:

Zn(s)

El Cu+2 se reduce a Cu en el cátodo:

Zn+2(ac) + 2e-

2e- + Cu+2

Cu Cu(s)

Reacción neta: Zn(s) + Cu+ 2

Zn2(ac) + Cu(s)

La fem de la celda es: ε°celda = ε°catodo – ε°anodo =

ε° Cu⁺2/ Cu(s) – ε° Zn(s) /Zn⁺2

= 0.34V

– (-0.76V)

ε°celda = 1.10V

El Pb se oxida a Pb+ 2 en el ánodo: Pb(s)

El Cu+2 se reduce a Cu en el cátodo:

Pb+ 2(ac) + 2e-

2e- + Cu+ 2 Reacción neta:

Pb(s) + Cu+ 2

Pb+ 2(ac) + Cu(s)

ε°celda = ε°catodo – ε°anodo =

ε° Cu⁺2/ Cu(s) – ε° Pb(s)/Pb⁺2

Cu(s)

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA FACULTAD DE INGENIERIA INDUSTRIAL Y DE SISTEMAS QUIMICA INDUSTRIAL I = 0.34V

– (- 0.13V) ε°celda = 0.47V

4. ¿Qué ocurre con el voltaje de la pila: Zn(s) / Zn+2(1M) // Cu+2(1M)/Cu(s) Si en vez de tener Zn+2(1M), utilizamos: Zn+2(4M)? Sabemos que: Zn(s)  Zn+2 +2e- , E oxi = 0.76 V Cu (s)  Cu+2 +2e- , E oxi = -0.34 V Además el electrodo con mayor valor de potencial de oxidación es el del cinc, por lo que se oxida y el cobre por ende se reducirá. ANODO: Zn(s)  Zn+2 +2e- , E oxi = 0.76 V ……………..(1) CATODO: Cu+2 +2e- Cu (s) , E red = -0.34 V……………..(2) Sumando (1) y (2): Eocelda = 1.1 V …….(CASO I) Si cambiamos la concentración entonces aplicaremos la ecuación de Nernst:

Con lo que obtenemos: Ecelda = 1.082 V…….(CASO II) Con lo cual concluimos que el voltaje DISMINUYE.

5. ¿Cuál es la finalidad del puente salino? ¿Qué tipo de sustancia se emplean en puente salino?

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Finalidad Permite el contacto eléctrico entre las dos disoluciones - Evita mezcla de las disoluciones de los electrodos -Mantiene la neutralidad eléctrica en cada semi-célda a medida que los iones fluyen dentro y fuera del puente salino. El puente salino contiene una solución saturada de una sal, por lo general cloruro de potasio, KCl, o de NH4NO3, evitan que los iones producidos no reaccionen con los iones de las disoluciones o con los electrodos. 6. Si tuviéramos la siguiente pila: Cu(s) / Cu+2 (1M) / Cu+2 (2M) / Cu (s) a) ¿Se originaría una caída de voltaje? El potencial de un electrodo depende de la concentración de los iones que participan, por ello podemos construir una pila de semi-celdas con el mismo electrolito. La cual denominamos celda de concentración Cu2+ + 2e–

Cu (s)

εº = +0.34 V

El aumento de la concentración de los iones Cu2+ favorece la reducción, por el principio de lechatelier, por lo que podemos decir que una solución concentrada tiende a reducirse más que una solución diluida, por lo tanto En el cátodo se encuentra la solución concentrada y en el ánodo la solución diluida

b) Si hubiera una caída de voltaje, calcule el voltaje teórico. ¿Cuál sería el sentido de la corriente Sí, pues el potencial de un electrodo depende de la concentración de los iones implicados, pudiéndose construir por ello, una pila de semiceldas con el mismo electrolito (celda de concentración). La reacción: Cu+2 + 2e- ↔ Cu (s) εº = +0.34 V Obedece al principio de Le–Chatelier, de tal manera que, al aumentar la concentración de los iones Cu2+, se favorece la reducción, constituyendo al electrodo en solución concentrada como cátodo, y al de la solución diluida como ánodo.

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA FACULTAD DE INGENIERIA INDUSTRIAL Y DE SISTEMAS QUIMICA INDUSTRIAL I como estamos trabajando a 25ºC el voltaje producido en la celda de concentración estará dado por la ecuación: E = Eº - 0.059 x lnQ ε celda = (- 0.059/2) log ([Cu+2]diluido / [Cu+2]concentrado) → ε celda = 8.88 x 10-3 V Obsérvese que el voltaje obtenido es bajo, característico de las celdas de concentración. El sentido real de la corriente (electrones) es espontáneo, del ánodo hacia el cátodo, es decir del Cu+2 1M al Cu+2 1M concentrado. Sin embargo, sentido convencional de la corriente es inverso.

7. ¿A qué se debe la disminución del voltaje al adicionar una solución de NaS a la semipila de Cu/Cu+2? Para el experimento realizado Cu(NO3)2 + Na2S

CuS(s) + 2NaNO3

Es debido a la disminución de la concentración del Cu+2 por la reacción de precipitación producida, lo cual provoca que el potencial del electrodo de Cu++disminuya, haciendo que la diferencia de potenciales sea menor con respecto al electrodo de Zn+2, tal como se calculó cualitativamente en la pregunta Nº 2

08. ¿por que al agregar la solución de Na2S el voltaje puede hacerse negativo? escriba la ecuación. Al añadir Na2S estamos disminuyendo la concentración de Cu++ lo que generaría un cambio en el potencial según la siguiente reacción: -

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-

Na2S + Cu+2

CuS + 2Na

9.- ¿Cuál será el voltaje mínimo con que se puede alimentar la corriente eléctrica para que ocurra la electrolisis del KI? La electrólisis del KI está dada por la reacción: 2H- +2H2O

I2 +H2 + 2OH- … (1)

La cual se produce debido a que, según los potenciales normales de reducción u oxidación: 2I-

2e +I2 2e + 2H

2H2O +2ee +K-

H2

H2+2OHK

La reacción de reducción del H+ se ve desfavorecida debido a la baja concentración de estos iones y a la ausencia de condiciones estándar de presión y temperatura. El ión I– tiende a oxidarse más fácilmente que las demás especies. El K +es posee un potencial de reducción demasiado alto para que esta ocurra, por lo cual es el agua quien completa el proceso rédox con el ión iodo. El potencial total estándar de esta reacción resulta ser

. Es decir, como esta reacción no ocurre en forme espontánea se requiere, como mínimo, que el voltaje aplicado sobrepase este valor pero con signo contrario. El voltaje mínimo sería mayor que 1,366V.

Nótese que la reacción (1) ocurre en medio básico.

10.- Indique el sentido del desplazamiento de los electrones y de los iones. Las celdas electroquímicas tienen dos electrodos: El Ánodo y el Cátodo. El ánodo se define como el electrodo en el que se lleva a cabo la oxidación y el cátodo donde se efectúa la

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA FACULTAD DE INGENIERIA INDUSTRIAL Y DE SISTEMAS QUIMICA INDUSTRIAL I reducción. Los electrodos pueden ser de cualquier material que sea un conductor eléctrico, como metales, semiconductores. También se usa mucho el grafito debido a su conductividad y a su bajo costo. Para completar el circuito eléctrico, las disoluciones se conectan mediante un conductor por el que pasan los cationes y aniones, conocido como puente de sal (o como puente salino). Los cationes disueltos se mueven hacia el Cátodo y los aniones hacia el Ánodo. La corriente eléctrica fluye del ánodo al cátodo por que existe una diferencia de potencial eléctrico entre ambos

electrolitos. Esa diferencia se mide con la ayuda de un voltímetro y es conocida como el voltaje de la celda. También se denomina fuerza electromotriz (fem) o bien como potencial de celda. En una celda galvánica donde el ánodo sea una barra de Cinc y el cátodo sea una barra de Cobre, ambas sumergidas en soluciones de sus respectivos sulfatos, y unidas por un puente salino se la conoce como Pila de Daniell. Sus semi-reacciones son estas:

11.- Haga las reacciones que ocurren en la electrolisis del KI. ANODO:

2I–

2e– + I2

CÁTODO:

2H2O (l) +2e–

REACCIÓN GLOBAL:

2I– + 2H2O

H2 (g) + 2OH– (ac) I2 + H2 (g) + 2OH– (ac)

12.- Indique los reactivos de Experimento 03, donde no se observó prueba alguna de corrosión Los reactivos empleados en esta experiencia fueron el NaOH, Na2Cr2O7, NaCl, HCl y FeSO4 La corrosión fue más evidente dentro de la solución de ácido clorhídrico, y en la solución de sulfato ferroso heptahidratado, la cual se puede comprobar con la formación de un compuesto azul, lo cual nos indico que se paso de estado de oxidación del hierro(+2 → +3) Aun el hierro presenta comportamientos inusuales: si lo introducimos en solución alcalina le pasa nada, en solución de ácido sulfúrico concentrada tampoco le pasa nada, pero en solución medianamente concentrada no durará mucho, esto tiene mucha relación con diagramas de Pourbaix.

13. ¿por qué un clavo puede permanecer por días en la estantería de un almacén y no se oxida, mientras que puesto en el agua se oxida rápidamente?

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA FACULTAD DE INGENIERIA INDUSTRIAL Y DE SISTEMAS QUIMICA INDUSTRIAL I Los metales se disuelven en el área de más bajo potencial, para dar iones y liberar electrones de acuerdo a la siguiente ecuación: En el ánodo Feº - 2 e- ---------------> Fe++ En el cátodo O2 + 2 H2O + 4 e- ----------> 4 HOLos iones HO- (oxidrilos) formados en el cátodo migran hacia el ánodo donde completan la reacción con la formación de hidróxido ferroso que precipita de la siguiente forma:

Fe ++ + 2 OH- ----------> (HO)2 Fe Si la concentración de hidróxido ferroso es elevada, precipitará como flóculos blancos. El hidróxido ferroso reacciona con el oxígeno adicional contenido en el agua según las siguientes reacciones: 4 (HO)2 Fe + O2 ---------- 2 H2O + 4 (HO)2 Fe 2 (HO)2 Fe + HO- ----------> (HO)3 Fe + e (HO)3 Fe ----------> HOOFe + H2O 2 (HO)3 Fe ----------> Fe2O3 . 3 H2O

14) Los iones ferrosos reaccionan con ferricianuro potásico para formar una solución coloreada. Formule la ecuación de esta reacción. La reacción mencionada produce un complejo de color azulado siendo la reacción de formación la siguiente: Fe2+ (aq) + [Fe (CN)6]3-  [Fe (CN)]2 Fe3 En este caso de nuestro experimento 3, los iones reactantes descritos en esta precipitación provienen de la disociación del Fe (SO)4 y el K3Fe(CN)6.

15. Algunas veces se ponen varillas de magnesio metálico en los calentadores de agua. ¿Por qué? Esto se realiza con el fin de proteger al hierro que constituyen los calentadores de la corrosión, empleando el principio de la protección catódica. Como el magnesio un metal más electropositivo, actúa como ánodo y es atacado durante el proceso electroquímico de la corrosión, llamándose por ello ánodo de sacrificio.

17. En un tanque de hierro recubierto de cinc metálico, al producirse la corrosión gradual, ¿Cuál de los metales actúa como cátodo y cual como ánodo? Explique.

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA FACULTAD DE INGENIERIA INDUSTRIAL Y DE SISTEMAS QUIMICA INDUSTRIAL I Sabemos que: Zn(s)  Zn+2 +2e- , E oxi = 0.76 V Fe(s)  Fe+2 +2e- , E oxi = 0.44 V Además el electrodo con mayor valor de potencial de oxidación es el del cinc, por lo que se oxida y el hierro por ende se reducirá.

Zn(s) / Zn+2(ac) // Fe+2(ac)/Fe(s) ÁNODO

CÁTODO

Los

potenciales de oxidación de las dos sustancias son:

Fe(s)

Fe 2+ + 2e– εº = +0.44 V

Zn(s)

Zn 2+(ac) + 2e– εº = +0.76 V

El Zinc tiene mayor potencial de oxidación y es más factible que se produzca primero su oxidación. Con esto se evita que el hierro se oxide, lo hace el cinc por él (ánodo de sacrificio)

18. ¿Consulte en qué consiste el efecto de sobretensión como factor de la corrosión?

La semipila H+ / H2 tiene un potencial que varía desde -0.41 V cuando [H+]=10-7 M (agua pura) a 0.0 V cuando [H+]=1M. Por tanto de acuerdo con los principios termodinámicos, el H2O con [H+]=10-7 M puede oxidar corroer cualquier metal cuyo potencial de corrosión sea inferior a -0.4 volts. Esto incluiría al hierro, para el que el potencial de reducción oscila entre -0.44 y -0.62V. Sin embargo, sabemos que el H2 posee una considerable sobretensión sobre la mayoría de los electrodos metálicos y en consecuencia el potencial necesario para que se desprenda H2 es considerablemente mayor que el potencial de la semipila. En un electrodo de hierro esta sobretensión aumenta desde 0.1 a 0.8 V cuando aumenta la densidad de corriente. Como consecuencia de la sobretensión del H2 sobre el hierro, el hierro no se corroe en agua pura. Si el agua se acidifica el hierro puede oxidarse a Fe+2; sin embargo, en la mayoría de las condiciones ambientales no nos encontraremos con condiciones fuertemente acidas por lo que este camino no es el seguido frecuentemente en la corrosión del hierro.

19. Discutir el efecto del O2 y del CO2 en la corrosión del hierro.

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA FACULTAD DE INGENIERIA INDUSTRIAL Y DE SISTEMAS QUIMICA INDUSTRIAL I Las reacciones de corrosión son reacciones rédox en las cuales un metal es atacado por alguna sustancia que se encuentra en sus alrededores y lo convierte en un compuesto indesable. Uno de los procesos corrosivos más comunes es la corrosión del hierro. Desde el punto de vista económico este proceso corrosivo más comunes es la oxidación del hierrro. La oxidación del hierro lleva implícita como se sabe, la participación del oxígeno; el hierro no se oxida en agua, a menos que se encuentre presente el O2. Se cree que la corrosión del hiero es de naturaleza electroquímica. Una parte de la superficie del hierro sirve a manera de ánodo en donde el hierro va sufriendo dicha oxidación: 2+

Fe(s)

Fe (ac) + 2e-

Los electrones producidos emigran por el metal a otra parte de la superficie que sirve de cátodo. Aquí es donde el oxigeno puede ser reducido: +

O2(g) + 4H (ac) + 4e-

2H2O(l)

Debe hacerse notar que el H+ participa en la reducción del O2 . Conforme va disminuyendo la concentración de H+(esto es, conforme va aumentando el pH) va haciéndose menos favorable la reducción del O2. Se ha observado que el hierro en contacto con un disolución cuyo pH es superior a 9 o 10 ns se oxida. Durante el proceso corrosivo, el Fe2+ que se forma en el ánodo se oxida aún más en Fe3+. El Fe3+ forma óxido de hierro hidratado (III) conocido como herrumbre: 2+(

+

4Fe ac) +O2(g) + 4H2O(l) + 2H2O(l)

2Fe2O3 .H2O(s) + 8H (ac)

El proceso electroquímico que se da en la formación de herrumbre, se observa que la reacción ocurre en medio ácido; donde los iones H+ pueden ser aportados en parte por la reacción del dióxido de carbono atmosférico con el agua para formar H2CO3. CO2 + H2O

H2CO3

Luego se produce la oxidación del Fe(s): 2Fe(s) +O2(g) + 4H

+

2+

2Fe (ac) + 4H2O(l)

Los iones Fe2+ formado en el ánodo son después oxidados por el oxígeno: 4Fe2+(ac) +O2(g) + 4H2O(l) + 2H2O(l)

2Fe2O3 .xH2O(s) + 8H+(ac)

20. Explique los principios de protección catódica y anódica. Protección catódica: es un método electroquímico cada vez más utilizado hoy en día, el cual aprovecha el mismo principio electroquímico de la corrosión, transportando un gran cátodo a una estructura metálica, ya sea que se encuentre enterrada o sumergida. Para este fin será necesaria la utilización de fuentes de energía externa mediante el empleo de ánodos galvánicos, que difunden la corriente suministrada por un transformador-rectificador de corriente. Protección anódica: consiste en la formación de películas protectoras en la superficie de los metales de igual modo que en la oxidación se forman películas de óxido auto protectoras de forma natural. No se conocen con claridad los mecanismos de

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formación de estas películas, pero mediante un tratamiento adecuado se puede provocar su aparición en algunos metales. 21. ¿Cómo puede hacerse pasivo un metal? Algunos metales y aleaciones, expuestos a ciertos ambientes se pasivan pierden su reactividad química. Este fenómeno hace suponer la formación de una delgada película protectora de óxido. Se han desarrollado numerosos métodos para proteger a los metales de la corrosión. La mayoría de estos métodos tienen como objetivos prevenir la formación de óxido. El recurso más obvio consiste en cubrir la superficie del metal con pintura. Sin embargo, si la pintura sufren algún daño y se expone aunque sea una pequeña porción del metal, el óxido se formará bajo la capa de pintura. La superficie de un metal puede inactivarse por un proceso llamado pasivación, el cual consiste en la formación de una capa delgada de una sustancia sobre la superficie del metal, donde esta sustancia protege al metal de una corrosión posterior. Así por ejemplo en el caso del hierro se forma una capa delgada de óxido cuando se trata al metal con un agente oxidante fuerte como el ácido nítrico concentrado.

22. ¿Por qué un clavo se oxida más en la punta, en la cabeza o en la parte doblada? Esto se debe a los factores como las impurezas, sobretensiones, defectos cristalinos que se presentan en el clavo en las puntas, la cabeza y en especial en la parte doblada donde existe una mayor sobretensión, esto conlleva a la formación de regiones anódicas en donde el hierro se disuelve como iones de Fe2+, los cuales por acción del oxígeno y el agua se produce la corrosión. 23. Haga los esquemas de todas las celdas trabajadas.

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VIII. CONCLUSIONES 



En el experimento de la corrosión del clavo, el Ion Fe+3 toma una coloración azul el cual indica que mientras más pronunciado sea el color, la solución será un agente oxidante en mayor proporción. En el experimento 1 los reactivos usados para son precisamente los que unidos a los electrodos de la pila hacen posible el flujo de iones en la pila, lo que a la vez produce el cambio del voltaje al que se ha visto.

IX.

RECOMENDACIONES

X.

REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS

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