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• Carlos Arturo Barreto

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LABORATORIO 07 ELECTROQUÍMICA Y SUS APLICACIONES I.

OBJETIVOS:    

II.

Construir y observar el funcionamiento de una celda galvánica. Identificar y escribir reacciones anódicas y catódicas. Construir y observar el funcionamiento de las celdas electrolíticas. Construir una pila seca (aluminio)

FUNDAMENTO TEÓRICO:

CORROSIÓN ELECTROQUÍMICA: La corrosión electroquímica es un proceso espontáneo que denota siempre la existencia de una zona anódica (la que sufre la corrosión), una zona catódica y un electrolito, y es imprescindible la existencia de estos tres elementos, además de una buena unión eléctrica entre ánodos y cátodos, para que este tipo de corrosión pueda tener lugar. La corrosión más frecuente siempre es de naturaleza electroquímica y resulta de la formación sobre la superficie metálica de multitud de zonas anódicas y catódicas; el electrolito es en caso de no estar sumergido o enterrado en el metal, el agua condensada de la atmósfera, para lo que la humedad relativa deberá ser del 70%.

El proceso de disolución de un metal en un ácido es igualmente un proceso electroquímico. La infinidad de burbujas que aparecen sobre la superficie metálica revela la existencia de infinitos cátodos, mientras que en los ánodos se va disolviendo el metal. A simple vista es imposible distinguir entre una zona anódica y una catódica, dada la naturaleza microscópica de las mismas (micro pilas galvánicas). Al cambiar continuamente de posición las zonas anódicas y catódicas, llega un momento en que el metal se disuelve totalmente. Las reacciones que tienen lugar en las zonas anódicas y catódicas son las siguientes:

Ya que la corrosión de los metales en ambientes húmedos es de naturaleza electroquímica, una aproximación lógica para intentar parar la corrosión sería mediante métodos electroquímicos. Los métodos electroquímicos para la protección contra la corrosión requieren de un cambio en el potencial del metal para prevenir o al menos disminuir su disolución. CELDAS ELECTROLÍTICAS La celda electrolítica transforma una corriente eléctrica en una reacción química de oxidación-reducción que no tiene lugar de modo espontáneo. En muchas de estas reacciones se descompone una sustancia química por lo que dicho proceso recibe el nombre de electrolisis. También reciben los nombres de celda electrolítica o cuba electrolítica A diferencia de la celda voltaica, en la célula electrolítica, los dos electrodos no necesitan estar separados, por lo que hay un sólo recipiente en el que tienen lugar las dos semirreacciones CELDAS GALVÁNICAS La energía liberada por una reacción redox espontánea puede usarse para realizar trabajo eléctrico. Esta tarea se cumple por medio de una celda voltaica (o galvánica), un dispositivo en el que la transferencia de electrones tiene lugar a lo largo de un camino externo, y no directamente entre los reactivos. Se lleva a cabo una reacción espontánea de este tipo cuando se coloca una tira de zinc en contacto con una disolución que contiene Cu2. A medida que la reacción avanza, el color azul de los iones Cu2 (ac) se desvanece, y se deposita cobre metálico sobre el zinc. Al mismo tiempo, el zinc comienza a disolverse. 𝑍𝑛(𝑠) + 𝐶𝑢2+

→

𝑍𝑛2+ + 𝐶𝑢(𝑠)

III. REACTIVOS Y SOLUCIONES:      

Agua destilada Sulfato de cobre 1 M (24,95 g CuSO4 . 5 H2O/100 ml) Sulfato de cinc 1 M 2 barras de grafito 1 lámina de cobre 1 lámina de cinc

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1 pequeño de papel lija Sal Común Azúcar carbón Papel de aluminio Papel Tissue Tiras de papel de filtro Cloruro de sodio (solución saturada) Fenolftaleína Rojo de metilo

IV. PROCEDIMIENTO Y CUESTIONARIO: EXPERIMENTO 1: Electrolitos 1. Usando la fuente de corriente continua del laboratorio verificar usando dos electrodos de grafito si marca voltaje al sumergirlo en una solución de salmuera al 20% en peso en un vaso de 100ml. 2. Repetir el mismo procedimiento con agua azucarada al 30%.

 En ambos casos se presentó registro de voltaje (SI/NO)…………………………..  De ser así, anote el voltaje registrado para cada caso: Vaso 1=…………………………… Vaso 2= ………………………….. EXPERIMENTO No 2: Celdas Galvánicas 1. En sus respectivos vasos de precipitación vierta las soluciones siguientes: 40 ml de sulfato de cinc 1,0 M y 45 mL de sulfato de cobre 1,0 M. Enumerara los vasos. 2. En cada uno de estos vasos se colocarán los siguientes sólidos, que servirán como electrodos: lámina de lámina de zinc (Zn) y cobre (Cu). 3. Luego conecte los electrodos a un voltímetro en paralelo por medio de alambres provistos de pinzas, de tal manera que un electrodo esté conectado al terminal negativo del voltímetro y el otro electrodo al terminal positivo. Para cerrar el circuito conecte ambos vasos con una tira de papel de filtro previamente humedecido con una solución saturada de cloruro de sodio (puente salino). Guíese de la siguiente imagen:

NO UTILICE PUENTES SALINOS YA USADOS



¿Cómo saber cuándo la instalación con el voltímetro es correcta? ………………………………………………………………………………………….

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Escriba las semireacción que se produce en el ánodo y cátodo. …………………………………………………………………………………………. ………………………………………………………………………………………….



Indique el potencial estándar de esta semi reacción. Use la tabla de potenciales de oxidación. ………………………………………………………………………………………….



En electroquímica ¿Qué es un electrodo? ………………………………………………………………………………………….

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Diseñe una pila con materiales inusuales y exprese su comportamiento con esquemas y ecuaciones, si le es posible indique el voltaje esperado.



¿Hay diferencias entre los potenciales de celda, Ecelda (medidos con el voltímetro) y el potencial estándar de celda, Eºcelda (obtenidos de una tabla)?. ¿Por qué?, ¿Cómo evitarlo?



Los signos de los potenciales estándar de celda, ¿son positivos o negativos?. Estos signos indican que las reacciones son ¿espontáneas o no espontáneas?

EXPERIMENTO 3: Pila seca Aluminio - Oxígeno Reacciones propuestas:

Al(s) + 3OH (aq) −

→ Al(OH) (s) + 3e−

O (g) + 2H O(l) + 4e− → 2

Global:

2

3

4OH−(aq)

4Al(s) + 3O2(g) + 6H2O(l)

→

4Al(OH)3(s)

1. Acondicionar papel de aluminio de aproximadamente 13 x 13 cm. 2. Luego prepare 20 ml de una solución saturada de Cloruro de Sodio (electrolito). 3. Muela finamente carbón activado en un mortero y arme la celda de acuerdo al esquema siguiente:

4. El papel Tissue debe tener menor tamaño que el trozo de papel aluminio y debe ser humedecido con la solución saturada de NaCl. 5. Una vez hecho esto humedecer también el carbón activado. 6. Adherir un clip estirado en un extremo del papel aluminio y otro en el carbón activado humedecido para poder coger de esos extremos los cocodrilos del multímetro. 7. Usando el multímetro determine el ánodo y el cátodo del sistema. 8. Responda las siguientes preguntas: 

¿Por qué se debe agregar sal para que la pila funcione? ………………………………………………………………………………………….



¿Qué papel tiene el carbón humedecido con sal? ………………………………………………………………………………………….



¿Esta pila es más o menos poderosa que una celda galvánica convencional?. Explique. ………………………………………………………………………………

EXPERIMENTO 4: Celdas electrolíticas 1. Llene un tubo en U con una solución de sal (Cloruro de Sodio) al 20% en peso hasta una altura de aproximadamente, 1.5 cm de los bordes. 2. Sumerja varillas de grafito y conéctelos a la fuente de corriente continua usando los conectores apropiados. (PRECAUCIÓN: NUNCA JUNTE LOS POLOS DE LA FUENTE CONTINUA)

3. A la solución que se encuentra en la parte anódica; en el tubo en U, agregue 3 gotas de rojo de metilo y a la solución que se encuentra en la parte catódica agregue 3 gotas de fenolftaleína.  Anote los colores iniciales de los indicadores: Ánodo: ……………………………………………………….. Cátodo:……………………………………………………….. +

-

C (grafito)

C (grafito)

4. Encienda la fuente de corriente continua y manténgalo funcionando por aproximadamente 3 minutos.  Anote sus observaciones, llene el siguiente cuadro: Color inicial en el cátodo

Rojo de metilo

Fenolftaleína 

Color inicial en el ánodo

Color después de los 4 minutos en el ánodo

----------

Color después de los 2.5 minutos en el cátodo

----------

----------

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¿Qué indica el cambio de color del rojo de metilo en el ánodo? …………………………………………………………………………………………….

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Escribir es la(s) semi reacción(es) que se está produciendo en el ánodo. Indique los estados de agregación y el potencial estándar de la(s) semi reacción(s). ……………………………………………………………………………………………. …………………………………………………………………………………………….



En el ánodo se aprecian burbujas que se desprenden del electrodo ¿cuál es el nombre de dicho gas? …………………………………………………………………………………………….



¿En qué electrodo se aprecia mayor presencia de burbujas? ¿Cuál es el nombre de dicho gas? …………………………………………………………………………………………….

V. CUESTIONARIO: I. ¿Qué es la corrosión? II. Mencione las aplicaciones a nivel industrial de la Electroquímica. III.¿Cuál es la finalidad del puente salino?, ¿Qué tipo de sustancias se emplean en el puente salino? IV. Indique el sentido de desplazamiento de los electrones y de los iones en una electrólisis.

VI. REFERENCIA BIBLIOGRÁFICA: Basioli / Weitz Curso de Química General e Inorgánica 1982 Editorial Kapelutz Argentina Shemishin Química general e inorgánica 1970 editorial Mir URSS (Rusia) Vidal Jorge Curso de Química Inorgánica con nociones de Mineralogía 1962 Editorial Estella Argentina