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Práctica No. 6 Corrosión acelerada de cobre y hierro mediante electrólisis

Electricidad, magnetismo y materiales. Número de clase: 4770 Mesa 1

Gustavo Méndez Sergio Pinto Evely Pulgarín

Presentado a: Jimmy Mendieta

Pontificia Universidad Javeriana Facultad de Ingeniería Bogotá, septiembre 6 de 2017

1. Objetivos: Formar un modelo en el cual se miden voltaje, resistencia e intensidad de corriente para analizar las relaciones que existen entre la electricidad y las reacciones químicas. 2. Procedimiento: ● Lista de materiales: ● Pasos a seguir: 3. Resultados obtenidos: PARTE A: Corrosión acelerada de cobre mediante electrólisis de agua con sal utilizando electrodos de hierro y cobre. Los resultados obtenidos se consignan en las siguientes tablas: Material Hierro Cobre

m inicial (g) 1,06 3,86

m final (g) 1,06 3,78 Tabla 1.

En la Tabla 1. Se encuentran las masas inicial y final de los materiales antes y después del experimento en su primera parte medidas en gramos. t (min)

i (mA)

v (V)

Ω (MΩ)

0 5 10 15 20 25 30

55 190 220 300 400 410 430

1,33 6,17 6,18 6,17 6,18 6,21 6,28

27,6 21,19 Tabla 2.

La Tabla 2. Muestra los datos obtenidos como la intensidad de corriente medida en miliamperios y la diferencia de potencial medido en voltios del montaje de la parte A parea cada uno de los tiempos. Observaciones: En un vaso de precipitado con un volumen VH2O de agua (300,0 ml), se disuelve una cantidad m de masa de sal (25,0 g).

En la solución de agua/sal se introduce un electrodo de hierro, (Fe) y un electrodo de cobre, (Cu). El electrodo de Cu es un alambre grueso recto de cobre y electrodo de Fe es una puntilla común de hierro, sujeta a un alambre de cobre para conexión eléctrica. Los electrodos se colocan en lados opuestos sobre el borde superior del vaso de precipitado. Mediante cables conectores los electrodos se conectan en serie a una fuente de voltaje y a un amperímetro. Tal que el ánodo de la fuente va conectado al electrodo de Fe y el cátodo al electrodo de Cu. En el instante 0 se presenta efervescencia en el agua fundamentalmente en la parte del tornillo, sin embargo con el paso del tiempo las burbujas que se hacen alrededor de él comienzan a disminuir. Luego, a los cinco minutos el agua comienza a cambiar de color (blanca) y sigue habiendo efervescencia. Ya, al cabo de 10 minutos el color se vuelve amarillo claro y se forma una sustancia en la superficie, a los 15, a los 20 y a los 25 minutos el cobre está perdiendo color y el color del líquido es mucho más fuerte y por ultimo al cabo de 30 segundos el experimento se ve como la figura 1. Además se muestra la corrosión del tornillo y el cobre pierde masa.

Figura 1.

PARTE B: Corrosión acelerada de hierro mediante electrólisis de agua con sal utilizando electrodos de hierro y cobre Material Hierro Cobre

m inicial (g) 1,06 3,78

m final (g) 0,6 3,78 Tabla 3.

t (min)

i (A)

v (dV)

Ω (MΩ)

0 5

2,1 2,1

6,08 1,06

0,19 19,6

10 15 20 25 30

1,2 1,1 1,1 1,1 1

3,46 2,43 2,59 3,63 3,61

∞ ∞ ∞ ∞ ∞ Tabla 4.

Observaciones: En un vaso de precipitado con un volumen VH2O de agua (300,0 ml), se disuelve una cantidad m de masa de sal (25,0 g). En la solución de agua/sal se introduce un electrodo de hierro, (Fe) y un electrodo de cobre, (Cu). El electrodo de Cu es un alambre grueso recto de cobre y electrodo de Fe es una puntilla común de hierro, sujeta a un alambre de cobre para conexión eléctrica. Los electrodos se colocan en lados opuestos sobre el borde superior del vaso de precipitado. Mediante cables conectores conectar los electrodos en serie a una fuente de voltaje y a un amperímetro, de tal manera que el ánodo de la fuente va conectado al electrodo de Cu y el cátodo al electrodo de Fe. Con el paso del tiempo el cobre se comienza a corroer más rápido, el líquido toma una color verde y negro y queda todo el óxido en la parte baja del vaso de precipitado, el agua también presenta efervescencia a lo largo del proceso y al cabo de 30 minutos la segunda parte del experimento se muestra como en la figura 2. Además el hierro pierde masa.

Figura 2. 4. Análisis de resultados: Una de las observaciones que se pudo hacer es que se producía efervescencia en donde se encontraban los electrodos sumergidos. Siendo que los únicos elementos presentes en la reacción

son cobre, hierro, oxigeno e hidrogeno, y los únicos que tienen forma gaseosa son estos dos últimos, podemos suponer que estos conforman los gases producidos. Se sabe que en la molécula de agua el hidrogeno y el oxígeno están unidos por medio de un enlace iónico, esto implica que a pesar de que la molécula en su totalidad tenga carga cero el oxígeno e hidrogeno están cargados negativa y positivamente respectivamente, por esto se asume que las cargas negativas en uno de los electrodos atraen los iones de hidrogeno, mientras que los iones de hidróxidos son transferidos al otro electrodo. También se pudo observar que los electrodos perdieron peso, esto sea probablemente debido a que se están produciendo reacciones de óxido-reducción entre estos y los iones libres. Además se obtienen las siguientes gráficas: PARTE A:

Tiempo (s)

Gráfica de tiempo en función de la intensidad de corriente 500 450 400 350 300 250 200 150 100 50 0 0

5

10

15

20

25

30

35

Intensidad de Corriente(mA)

Gráfica 1.

Gráfica de tiempo en función de la diferencia de potencial eléctrico 7

Tiempo (s)

6 5 4 3 2 1 0

0

5

10

15

20

25

30

35

Voltaje (v)

PARTE B:

Intensidad de corriente (A)

Gráfica de intensidad de corriente en función del tiempo 2.5 2 1.5 1 0.5 0 0

5

10

15

20

25

30

35

Tiempo (s)

5. Errores: 6. Conclusiones: 7. Aplicaciones a la ingeniería: El magnesio, indispensable para la producción de aleaciones de metal estructural ligero, se encuentra fundamentalmente en el agua de mar, combinado en forma una sal disuelta, el cloruro

de magnesio (MgCl2). Esta sal se separa del agua de mar por cristalización fraccionada y a partir de la misma se prepara el magnesio en estado metálico mediante un proceso de electrólisis. Así el elemento, combinado, gana electrones (se reduce) transformándose al estado metálico. Simultáneamente se produce la oxidación de los cloruros, obteniéndose cloro como subproducto. Otra aplicación es el depósito o baño electrolítico. Por este procedimiento un metal, generalmente de bajo costo, es recubierto por una fina capa de otro metal, de mayor costo y mejores propiedades, durante un proceso electrolítico, con motivos decorativos como protección contra la corrosión. El proceso industrial de refino electrolítico es otra aplicación de la electrólisis. De este modo se obtiene, cobre metálico puro. En este caso se utiliza un ánodo de cobre impuro y un cátodo de cobre puro, sumergidos ambos en una solución de un compuesto de cobre. Al circular la corriente eléctrica, el ánodo impuro se disuelve y se deposita el cobre sobre el cátodo, pero en estado puro. Las impurezas, que sedimentan en la cuba electrolítica, reciben el nombre de barros anódicos, y son ricas en oro y plata. Al recuperar los metales preciosos de estos barros, se compensa el costo de la electrólisis. Algunos plásticos también pueden recubrirse electrolíticamente de metal. Para ello es necesario, en primer lugar, hacer conductor al plástico, adhiriendo a su superficie una capa de polvo de grafito (variedad alotrópica del carbono). El depósito electrolítico de cobre sobre plástico ha permitido mejorar la calidad de los circuitos micro electrónico. Los procedimientos electrolíticos constan de interesantes y útiles aplicaciones en el campo de la industria. Algunas de estas aplicaciones son: La fabricación de metales activos, como son los elementos pertenecientes a los dos primeros grupos de la tabla periódica, así como también el aluminio, y elementos no metálicos, como es el caso del hidrógeno o el cloro. Obtención del hidróxido sódico: Este método, conocido con el nombre de método cloro-sosa, trata la síntesis simultánea de hidrógeno, cloro y el hidróxido sódico a través de electrólisis del cloruro de sodio en disolución de tipo acuoso. El cátodo del sistema lo forma el mercurio en estado líquido que va por parte del fondo de la cuba electrolítica. Por otro lado, los ánodos están formados de grafito. La disolución salina va entrando de manera continuada. En el ánodo se ve desprendido el cloro en forma de gas, mientras que en el cátodo se va soltando sodio a modo de amalgama, es decir, a modo de aleación con el elemento mercurio (Na- Hg). Recubrimientos metálicos: A través de la electrólisis, se hace posible poder depositar una capa fina de algún metal encima de otro. Dicho procedimiento de baño electrolítico posee numerosas aplicaciones, por ejemplo:

– Recubrir elementos metálicos como el otro o la plata (dorado y plateado), se suele utilizar para embellecer la parte externa de diferentes objetos. – Recubrimientos con otros metales como pueden ser zinc, níquel o cromo entre otros, con el fin de proteger de la corrosión a distinto objetos de metal. Dichos procesos se conocen como cincado, niquelado, cromado o cobreado. Purificación electrolítica: En este caso hablaremos de la purificación electrolítica del cobre. Cuando se han obtenido los metales a través de algún tipo de proceso metalúrgico, es por lo general conveniente o necesario, someterlos a procedimientos de refinamiento o purificación para hacerlos útiles para ser utilizados. Esto sucede con el cobre, cuyo uso como conductor eléctrico depende en gran parte del grado de pureza que presente. Para purificar este metal de manera electrolítica se utiliza un electrolito, el cual es una sal soluble de cobre, como puede ser por ejemplo sulfato de cobre, y el ánodo es una barra, también de cobre, pero impurificada. En cuanto al cátodo, este es una placa de cobre en estado puro, sobre la cual se va a ir depositando el metal. Si se mantiene un potencial adecuado, el cobre que se encuentra en el ánodo procederá a oxidarse y pasará a la disolución, donde posteriormente se depositará en la placa del cátodo.

Bibliografía Química General. Petrucci Harwood. Ed Prentice Hall. www.fisicanet.com.ar/quimica/electrolisis López M. “La electrolisis, un proceso básico para la vida moderna”.