EXPERIENCIA N° 3: MEDICIONES DE POTENCIAL

ELÉCTRICO

1. OBJETIVOS

Medir los potenciales eléctricos de los metales muestra. Diferenciar el comportamiento catódico o anódico entre los metales

muestra. Construir una serie galvánica experimental.

2. FUNDAMENTO TEÓRICO

Los potenciales de los electrodos dependen de

a) La temperaturab) La concentración molar o presión parcial (en el caso de gases).c) La naturaleza química del electrodo, es decir de sus propias características o propiedades específicas.

Debido a ello se establecieron condiciones de presión, temperatura y concentración molar para evaluar los potenciales de electrodos denominados condiciones estándar, bajo estas condiciones, la temperatura es 25°C, la concentración de los iones en las semiceldas es 1M, si hay gases, la presión es 1 atm.

Los potenciales determinados a estas condiciones se llaman potenciales estándar o normales. Sin embargo, el potencial absoluto de un electrodo no se puede medir, es por ello que se ha establecido un electrodo patrón o de referencia para dicha determinación: el electrodo de hidrógeno o electrodo normal de hidrógeno es el que se toma como referencia por convenio internacional. Es un electrodo en donde se hace burbujear gas hidrógeno a través de una solución de ácido clorhídrico, HCl(ac) y sobre platino poroso.

Figura 3.1. Metal noble que sirve para dos propósitos:Proveer una superficie en la cual tenga lugar la disociación de las moléculas de H2 y como conductor eléctrico al circuito exterior.

Por convención, si este electrodo opera a condiciones estándar su potencial de reducción y de oxidación son iguales a cero voltios.

Si en una celda actúa como cátodo

Reducción: 2H+1(ac) + 2e- ↔ H2(g) ; Eo

red = 0.00V

Y su esquema en el diagrama de celda será: H+ (1M) | H2 (1atm) | Pt

Si en una celda actúa como ánodo

Oxidación: H2(g) ↔ 2H+1(ac) + 2e- ; Eo

oxd = 0.00V

Y su esquema en el diagrama de celda será: Pt | H2 (1atm) | H+ (1M)

Experimentalmente lo que se hace es conectar un electrodo con el electrodo de hidrógeno luego con la ayuda de un voltímetro digital se determina el potencial de la celda. A partir de esta información se puede determinar el potencial estándar de oxidación (Eo

oxd) o el potencial estándar de reducción (Eored) del electrodo, según

se oxide o reduzca frente al hidrógeno.

Los potenciales de reducción y oxidación se hallan experimentalmente. Por convenio internacional, los potenciales estándares de los electrodos se tabulan para las semirreacciones de reducción.

El electrodo de hidrógeno es inconveniente para las mediciones de rutina que se realizan en el laboratorio. Requiere un tanque de gas comprimido, que es pesado y delicado; se pueden formar mezclas explosivas del hidrógeno con el aire y la superficie catalítica del platino se envenena con facilidad, esto es, se contamina con sustancias adsorbidas que inhiben su actividad catalítica. Así, en el laboratorio se emplean electrodos de referencia más convenientes para medir los potenciales de otras semiceldas. Los potenciales de estos electrodos de referencia se han medido a su vez con el electrodo de hidrógeno estándar. Sin importar cuál electrodo se utilizó en realidad, es costumbre dar a conocer cualquier potencial como si éste se hubiera medido con el electrodo de hidrógeno estándar. Los electrodos de referencia más comunes son el de calomel y el de plata-cloruro de plata.

El electrodo de calomel

Es un electrodo de referencia que se basa en la semirreacción Hg2Cl2 más dos electrones igual a 2Hg más Cl-.

El electrodo de plata –cloruro de plata

Este electrodo también se utiliza mucho y su principio de funcionamiento es similar al del electrodo de calomel. Por lo general, se cubre un alambre de plata con una capa retentiva de cloruro de plata anodizando la plata en una solución de cloruro. En el electrodo ya terminado, el alambre recubierto está sumergido en una solución de cloruro de potasio.

Serie galvánica

La serie galvánica (o serie electropotential) determina el grado de nobleza o inercia química de los materiales. A la inversa, dicha serie mide la tendencia de dichos materiales para sufrir corrosión. Cuando dos metales están sumergidos en un electrolito, a la vez que están conectados eléctricamente, el menos noble (base) experimentará una corrosión galvánica. La velocidad de corrosión galvánica se determina por el electrolito y la diferencia en la nobleza, que se puede apreciar en esta serie. La diferencia de nobleza se puede cuantificar a partir de la diferencia de sus potenciales de corrosión. La reacción galvánica entre dos metales es una reacción redox y es el principio en que se basan las pilas.

Los metales más nobles aparecen en la parte superior y, puestos en contacto con otros que aparecen más abajo dentro de una disolución de electrolito, son capaces de corroerlos.

Figura 3.2. Principio de corrosión galvánica de dos metales en contacto dentro de una disolución de electrolito

3. DATOS Y RESULTADOS

3.1. Datos bibliográficos

Material Grafito Paladio Platino Oro Plata Titanio Acero inoxidable 316 (pasivo) Acero inoxidable 304 (pasivo) Bronce de silicio Acero inoxidable 316 (activo) Monel 400 Bronce fosforado Latón Almirantazgo Cuproníquel Molibdeno Latón Latón chapado Latón amarillo Latón naval 464 Uranio (8% Mo) Niobio (1% Zr) Wolframio o tungsteno Acero inoxidable 304 (activo) Tantalio Cromo chapado Níquel (pasivo) Cobre Níquel (activo) Hierro fundido Acero Plomo Estaño Indio Aluminio Uranio (puro) Cadmio Berilio Recubrimiento de zinc Magnesio

Tabla 3.1.Serie Galvánica en agua de mar estancada (bajo contenido de oxígeno).

Tabla 3.2.Electrodo de referencia

3.2. Datos experimentales

Tabla 3.3. Potenciales de trabajo.

4. REACCIONES QUÍMICAS

Reducción: AgCl + 1e- ↔ Ag+ + Cl-

Oxidación: Al(s) ↔ Al+3 + 3e-

Mg(s) ↔ Mg+2 + 2e-

Fe(s) ↔ Al+2 + 2e-

5. RESULTADOS

Tabla 3.4.Serie Galvánica en cloruro de sodio diluido.

Electrodo de referenciaMaterial Potencial (v)

Cloruro de plata (AgCl) 0.202

Potencial de trabajoMetal Potencial (v)

Aluminio -0.84

Magnesio -1.62

Acero inoxidable -0.40

Acero al carbono -0.48

Grafito -0.16

Material Grafito Acero inoxidable Acero al carbono Aluminio Magnesio

6. OBSERVACIONES

El conductor iónico es cloruro de sodio diluido. La concentración y el volumen de la solución no fueron medidos debido a que no influyen en los resultados de la experiencia.

Los electrodos fueron lijados previamente a la medición, con el fin de eliminar cualquier impureza que tenga.

7. CONCLUSIONES

Los valores del potencial de oxidación o reducción estándar de los electrodos cuando están conectados al electrodo estándar de hidrógeno son iguales a lo que indica el voltímetro.

El potencial de reducción de un electrodo puede ser positivo o negativo respecto al electrodo de hidrógeno.

Los valores negativos en los potenciales de reducción indican una baja capacidad o tendencia que tiene la especie química a reducirse, mientras que los valores positivos revelan una gran tendencia a reducirse, respecto al hidrógeno. Por lo tanto, a mayor potencial de reducción, la especie tiene mayor poder o fuerza oxidante.

La relación entre el potencial de oxidación y reducción de una especie química es Eo

oxd = - Eored

Cuanto más positivo sea el potencial estándar de oxidación la especie química tiene mayor capacidad para oxidarse y por lo tanto mayor fuerza reductora.

El potencial estándar de un electrodo es una propiedad intensiva, es decir, no depende de la masa o tamaño del electrodo, ni del volumen de la solución. Si multiplicamos por dos, tres, cuatro, etc. a una semirreacción, el potencial estándar no varía.

8. BIBLIOGRAFÌA

Liboria Mariaca Rodríguez. Corrosividad atmosférica. Ed. MICAT. México. 1999. pp 2-12.

Félix Cesáreo Gómez de León,Diego J. Alcaraz Lorente Manual básico de corrosión para ingenieros. Universidad de Murcia. España. 2006. pp 10-25.