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Química FI UNPSJB 2015 Página 183

CÁTEDRA: QUÍMICA GUÍA DE LABORATORIO Nº8

PARTE A: ELECTRÓLISIS DE KI

PARTE B: PILA DE DANIELL

PARTE C: CORROSIÓN

OBJETIVOS: - Efectuar la electrólisis de un electrolito en solución acuosa. - Observar el comportamiento de la solución y los electrodos durante el proceso. - Identificar los productos de la electrólisis e inferir la naturaleza de las transformaciones que tienen lugar. - Interpretar, por medio de ecuaciones parciales de oxidación y reducción los procesos que han tenido lugar. - Construir un generador de corriente eléctrica, pila de Daniell y medir la diferencia de potencial que produce. Aplicar la Ecuación de Nernst PRERREQUISITOS: 1. Conocer nomenclatura química y teoría iónica. 2. Conocer los fundamentos de los fenómenos Redox.

INTRODUCCIÓN TEÓRICA La electroquímica es la rama de la química que se ocupa del estudio de los intercambios entre energía química y eléctrica en celdas o pilas galvánicas y la conversión de energía eléctrica en energía química en cubas electrolíticas. La Electrólisis es un proceso mediante el cual una corriente eléctrica provoca la realización de reacciones químicas no espontáneas cuando pasa a través de la solución de un electrolito; estas reacciones químicas pueden ser desprendimiento de un gas, depósito de un metal, disolución de un electrolito, etc. Para permitir el pasaje de la corriente eléctrica a través de la solución, se introducen dos trozos de metal denominados electrodos, estos se conectan a una fuente externa de corriente. El recipiente que contiene la solución se llama Cuba electrolítica. La fuente externa de corriente o batería ejerce la función de bombear electrones desde el electrodo positivo (Ánodo) al electrodo negativo (Cátodo) y de dirigir los iones hacia los electrodos. De este modo, la corriente de electrones está acompañada por una separación de los electrones del ánodo y su transferencia a través del conductor externo hacia el cátodo. Los iones con carga positiva (+) en la solución van hacia el cátodo donde toman los electrones, se reducen y se llaman cationes, generalmente son iones hidrógeno (H+) u átomos de un metal; o sea, se produce el depósito de un metal o desprendimiento del gas hidrógeno.

PARTE A: ELECTRÓLISIS DE KI EN SOLUCIÓN

CONCURRIR AL LABORATORIO CON PROPIPETA, 6 CLAVOS DE Fe (uno doblado

y otro dañado) BATERIA DE 9V, ALGODÓN, CABLES CONDUCTORES, LIJA,

PINZA, TRAPO, DETERGENTE Y VOLTÍMETRO (si tiene)


Me n+ + ne- → MeO

2 H+ + 2e- → H2

A la inversa los iones cargados negativamente (-) van hacia el ánodo donde los electrones son separados se oxidan y se llaman aniones. Si el anión es el ión hidróxido se desprenderá oxígeno gaseoso, si es un halógeno se desprenderá también como gas.

2 OH- → 1/2 O2 + H2O + 2e-

2 Cl- → Cl2 + 2e-

MATERIALES NECESARIOS: Tubo en "U" de vidrio con soporte. Dos electrodos de grafito Batería de 9 Volts Cables conductores Solución de almidón Fenolftaleína KI 0,5M ESQUEMA:

PROCEDIMIENTO : 1. Colocar la solución de KI en el tubo en U hasta 1 cm por debajo de cada tubuladura. 2. Conectar a cada electrodo de grafito los cables conductores, colocar los electrodos en las ramas del tubo en U. 3. Cerrar el circuito con la batería y hacer circular la corriente durante 10 minutos aproximadamente. 4. Registrar los cambios de color y apariencia que se produzcan en el ánodo y cátodo. 5. Desconectar la fuente, retirar los electrodos y observar si han cambiado de aspecto, percibir el olor, particularmente el del ánodo 6. Agregar fenolftaleína (indicador ácido base que es incoloro si el medio es ácido y fucsia, si es básico) en el cátodo y solución de almidón (indicador de yodo) en el ánodo. El yodo y el almidón


reaccionan dando un color azul oscuro muy característico que se atribuye a la formación de un complejo de almidón-yodo en el ánodo. HEMIRREACCIONES: En el cátodo: 2 H2O + 2 e- → H2 + 2 OH- En el ánodo: 2 I- → I2 + 2 e-

INTRODUCCIÓN TEÓRICA Como se sabe si en una solución de un sistema redox se introduce un metal inatacable p.ej.: platino, se establece una diferencia de potencial eléctrico entre la solución y el metal, que se puede explicar como la tendencia de los electrones a pasar de la solución al metal, se dice que se establece un potencial de electrodo. Si tomamos dos sistemas redox y los unimos cerrando un circuito eléctrico, estamos construyendo un generador de corriente eléctrica; la magnitud de esta corriente dependerá de la diferencia de potencial existente entre los potenciales de electrodo de cada uno de los sistemas redox. Hemos construido una pila. La energía liberada por una reacción redox espontánea puede usarse para realizar trabajo eléctrico. Esta tarea se cumple por medio de una celda voltaica (pila), un dispositivo en el que la transferencia de electrones tiene lugar a lo largo de un camino externo, y no directamente entre los reactivos. Un ejemplo de celda voltaica es la pila de Daniell, dispositivo que consiste en un electrodo de Zn sumergido en una solución de ZnSO4 y un electrodo de Cu sumergido en una solución de CuSO4. Las soluciones están separadas por un tabique poroso o puente salino que permite el paso de los iones a través de él. Cuando se conectan ambos electrodos hay un flujo continuo de electrones que salen del electrodo de Zn hacia el electrodo de Cu a través del alambre externo y un flujo de iones a través de la solución como resultado de las reacciones de óxido-reducción espontáneas que tienen lugar en los electrodos. El electrodo de Zn es el ánodo y el de Cu es el cátodo. Debido a que los electrones fluyen del ánodo al cátodo, el ánodo de una celda voltaica se rotula con un signo negativo, y el cátodo, con un signo positivo. La diferencia de potencial entre los dos electrodos de una celda voltaica proporciona la fuerza motriz que mueve los electrones a lo largo del circuito externo. Por consiguiente, a esta diferencia de potencial se le llama fuerza electromotriz o fem y se mide en volts (V). La fem producida por una celda voltaica se denomina potencial estándar de la celda o

celdaε si las concentraciones de todos

los iones son 1M, las presiones parciales de los gases son 1 atm y la temperatura de la celda es 25°C. Se calcula a partir del potencial de reducción estándar de cada electrodo oε que manifiesta la tendencia a adquirir electrones del mismo. Entonces es posible considerar que la fem de la pila es la resultante de dos simples potenciales de electrodo. Como sabemos estos potenciales de electrodos

PARTE B: PILAS (TRANSFORMACIÓN DE ENERGÍA QUÍMICA EN ELÉCTRICA


no se determinan en forma absoluta, pero si se determinan respecto a un electrodo normal de hidrógeno (electrodo de referencia) tomando su valor igual a 'cero'. o

ciasuso

ciasusocelda oxida se que tanreduce se que tan εεε −=

En el caso de la pila considerada: o

ZnZn

o

CuCu

ocelda

oo

++++ −= εεε .

En toda reacción de celda que se lleva a cabo espontáneamente, como la de una celda voltaica, el ∆Gº es negativo y el potencial de celda positivo. La dependencia de la fem de celda respecto de la concentración se obtiene a partir de la dependencia del cambio de energía libre respecto de la concentración. La ecuación de Nernst nos permite hallar la fem que una celda produce en condiciones no estándar.

QnF

RToceldacelda ln−= εε ,

se acostumbra representar esta ecuación en términos de logaritmos (comunes de base 10):

[ ][ ]Oxid

d

nF

RTcelda

ocelda

Relog

3,2−= εε

Donde:

celdaε = Potencial del sistema que se quiere calcular (Voltios)

��

=��

− �á ��

= Potencial estándar del sistema

T = Temperatura absoluta en °K R = Constante universal de los gases (8,3 joule/°K-mol) F = Número de Faraday (96.500 Coulomb) n = Número de electrones que pasan de la forma reducida a la oxidada o viceversa. [ ]Ox = Concentración molar de la forma oxidada del sistema.

[ ]dRe = Concentración molar de la forma reducida del sistema.

nnF

RT 059,03,2 = Para todos los sistemas a 25°C depende solo del número de electrones transferidos

Una PILA se representa esquemáticamente así: Zno / [Zn++] =…..Molar // [Cu++] =….Molar / Cuo

Hemipila o semipila Hemipila o semipila La barra simple representa la unión o el contacto sólido-líquido, la doble barra representa la unión líquido-líquido de la placa porosa. Por convención la concentración de una sustancia sólida pura se considera siempre igual a la unidad. Luego entonces, por convención se calcula el voltaje de una pila como el potencial de electrodo escrito a la derecha menos el potencial de electrodo escrito a la izquierda en la expresión de la pila; si estos potenciales son de reducción. La reacción de la PILA DE DANIEL es: ++++ +⇒+ ZnCuCuZn oo por lo que si trabajamos a 25°C, la ecuación de Nernst en este caso quedaría:


[ ][ ]

[ ][ ]

[ ][ ]++

++

++++

−−=

=+−−=−=

++++

++++

Cu

Zn

Zn

Zn

Cu

Cu

o

ZnZn

o

CuCucelda

ZnZnCuánodocátodocelda

oo

log2

059,0

log2

059,0log

2

059,0 0

/

00

/Cu 0

εεε

εεεεε

MATERIALES NECESARIOS 2 vasos de precipitado de 100 mL Algodón Tubo en forma de U Voltímetro Lámina de Cu y lámina de Zn de 1/2 cm de ancho y 6 cm de largo bien pulidas Dos cables conductores con pinzas cocodrilo en los extremos REACTIVOS CuSO4 1M ZnSO4 1M Solución saturada de NaCl o KCl PROCEDIMIENTO: 1. Colocar en un vaso de precipitado solución de CuSO4 1M y en otro solución de ZnSO4 1M hasta aproximadamente la mitad. 2. Introduzca en el vaso con solución de CuSO4 la lámina de Cu y en la que contiene la solución de ZnSO4 la lámina de Zn 3. Conecte la lámina de Zn al polo negativo del voltímetro y la de cobre al positivo con los cables conductores como muestra la figura y anote la lectura del voltímetro. Observará que la aguja del voltímetro se mantiene en el cero de la escala indicando que no circula corriente porque el circuito está abierto. 4. Llene el tubo en U con la solución de NaCl y tape cada extremo de él con algodón. 5. Invierta el tubo en U e introduzca un extremo en la solución de CuSO4 y el otro en la ZnSO4, como muestra la figura cuidando que no quede aire en su interior. 6. Anote la lectura del voltímetro. La aguja del instrumento marcará una división distinta de cero, indicando que circula corriente eléctrica, porque el circuito se cerró al colocar el tubo en U, que constituye lo que se llama puente salino. ESQUEMA


INTRODUCCIÓN TEÓRICA El término corrosión se aplica al proceso que altera destructivamente un material cuando éste reacciona químicamente con una sustancia determinada, ya sea líquida, sólida o gaseosa. En el caso de los metales, la destrucción se produce por la acción de agentes atmosféricos (aire, humedad) o por efecto del agua o soluciones de ácidos, bases o sales. No obstante, la causa fundamental del proceso es electroquímica y consiste en la cesión de electrones del metal a otros átomos o iones. La diferencia de potencial se origina cuando distintas zonas del metal presentan características distintas en cuanto a los efectos maquinales, aspecto superficial, etc. Por ejemplo, un metal parcialmente sumergido en agua, o recubierto en un sector por suciedad, mientras que otro está limpio; puede ocurrir también que haya soldaduras con el mismo u otro metal que generen pares galvánicos. Por todas las razones apuntadas, una zona del metal se convierte en ánodo y otra, en contacto con ella, opera como cátodo. En la mayoría de los casos de corrosión, los productos son insolubles y pueden presentarse dos casos: a. Se producen escamas poco adherentes (Fe2O3) b. Se producen sustancias que impiden la continuación del ataque (Al2O3). En el agua o en soluciones neutras y en presencia de oxígeno la corrosión electrolítica puede interpretarse de la siguiente manera:

Reacción anódica Me → Me+n + ne-

Reacción catódica H2O + 1/2 O2 + 2e- → 2 OH-

Se puede apreciar en las hemirreacciones anteriores que los iones hidróxido se acumulan en el cátodo. En el presente trabajo se verificará el fenómeno en distintas condiciones y se esbozará una posible solución para algunos casos. PASIVADO : En el contexto de corrosión, pasivación es la formación espontánea de una película superficial no reactiva dura que inhiba la corrosión adicional. Esta capa es generalmente un óxido o una sal del metal base, que como cualidad debe estar firmemente adherido a la base y ser impermeable para evitar el pasaje del electrolito. Bajo condiciones normales de pH y concentración de oxígeno la pasivación se considera en los materiales tales como aluminio, hierro, cinc, magnesio, cobre, acero inoxidable, titanio, y silicio. Algunos metales tienen una tendencia natural al pasivado, otros como el hierro generan una capa de oxido que forma con el metal base un par galvánico en el cual el hierro resulta el más electronegativo (ánodo) y por lo tanto favorece su destrucción. Además, esta capa de oxido es escamosa, fácilmente desprendible de la base y expansiva con lo cual arrastra las capas de protección del hierro (pinturas, recubrimientos, etc). Si bien el oxido de hierro natural no puede considerarse como método de pasivado, existen métodos artificiales para obtener el pasivado del hierro.

PARTE C: CORROSIÓN


El ácido nítrico ataca a la mayor parte de los metales, incluso a la plata y al cobre. Las únicas excepciones son los metales nobles: oro, platino e iridio. Algunos metales, como el hierro, el cromo y el aluminio no son atacados porque se pasivan, es decir, se forma una fina capa de óxido que protege al metal del ataque del ácido. Con el cinc pasa algo similar, pero finalmente la capa de óxido es atacada por el ácido nítrico. En todos los casos tienen lugar reacciones redox: el ácido nítrico es un potente oxidante (alto potencial de reducción) y el metal se oxida:

3 Fe + 2 NO3-1 + 8 H3O

+ → 3 Fe+2 + 2NO + 12 H2O El monóxido de nitrógeno es incoloro, pero reacciona con el oxígeno del aire y forma NO2 de color marrón. Por qué pasivar el hierro? 1. Porque previene la corrosión extendiendo la vida útil del mismo. 2. Porque elimina el hierro libre de la superficie. Este hierro libre cataliza reacciones de degradación cuando va como contaminante en preparaciones disminuyendo el período de vida útil de las mismas. PROTECCIÓN CATÓDICA La Protección Catódica (PC), es una técnica para controlar la corrosión galvánica de una superficie de metal convirtiéndola en el cátodo de una celda electroquímica Es muy utilizada en las actividades navales para proteger estructuras sumergidas y estructuras costeras. Se utiliza también ampliamente para proteger los interiores de los tanques de almacenamiento de agua El método más sencillo de aplicar la PC es mediante la conexión del metal a proteger con otro metal más fácilmente corroíble al actuar como ánodo de una celda electroquímica. Un ánodo galvánico, también llamado ánodo de sacrificio, si se conecta eléctricamente a una estructura sumergida descargará una corriente que fluirá a través del electrolito hasta la estructura que se pretende proteger. Teniendo en cuenta la Serie Electroquímica de los metales, un metal tendrá carácter anódico con relación a otro, si se encuentra por encima de él en esta serie. Así, por ejemplo, el hierro será anódico respecto al cobre y catódico respecto al zinc. El metal que actúa como ánodo se sacrifica (se disuelve) a favor del que actúa de cátodo, por eso a este sistema se le conoce como protección catódica por ánodo de sacrificio. MATERIALES NECESARIOS

6 clavos de Fe (uno de ellos doblado y dañado) Cristalizador Papel de lija de grano fino Alambre de Cu 3 tubos de ensayos Alambre de Zn o cinta de Mg REACTIVOS HNO3 8 M NaCl al 3% m/V H2SO4 1 M K3(Fe(CN)6) 0,1% m/V Solución de fenolftaleína


PROCEDIMIENTO A. ¿CÓMO HACER PASIVO EL HIERRO? 1. Limpiar con papel de lija la superficie de los clavos y lavarlos con agua. 2. Colocar HNO3 en uno de los tubos de ensayos e introducir un clavo atado. Dejarlo durante 2

minutos 3. Sacarlo y lavarlo con agua. Indicar la observación en el informe y la interpretación del proceso

ocurrido mediante ecuaciones. 4. Colocar H2SO4 en los otros dos tubos. Rotularlos. Colocar un clavo limpio en uno de los tubos y

en el otro el clavo anterior que estuvo con HNO3. Señalar la diferencia de comportamiento y las probables razones.

B. CORROSIÓN EN EL AGUA 1. Colocar en el cristalizador la solución de NaCl y de K3Fe(CN)6 (hexaciano ferrato (III) de potasio) en partes iguales y 5 ó 6 gotas de fenolftaleína. 2. Arrollar firmemente el alambre de Cu a un clavo de Fe. 3. Arrollar otro clavo con cinta de Mg. 4. Introducir ambos clavos en el cristalizador, teniendo la precaución que no se toquen. 5. Colocar en el cristalizador para la observación un clavo sin modificaciones ni aditamento y otro, doblado y dañado con las pinzas. 6. Notar los cambios de color y de apariencia en los clavos y en el medio que los rodea. Señalarlo en el informe correspondiente. Si se observara la aparición de un color azul intenso es debido a la presencia del compuesto denominado azul de Turnbull, Fe3[Fe(CN)6]2 que permite reconocer la presencia de iones Fe2+. PREGUNTAS 1. En la electrólisis los cationes se reducen u oxidan, en cuál electrodo? 2. Que es lo que asegura la continuidad de la corriente en la electrólisis? 3. Escribir las reacciones de oxidación y reducción que se producen en la electrólisis de la solución de yoduro de potasio. 4. Indicar cuáles de las siguiente hemirreacciones son de oxidación y cuáles de reducción:

a. 2 Cl- → Cl2 + 2e- b. Cu2+ + 2e- → Cu° c. SO3

2- + 2OH- → SO42- + H2O + 2e-

d. Ag+ → Ag° e. Cu° → Cu2+

5. Definir oxidación y reducción 6. ¿Por qué agrega fenolftaleína en el ánodo y almidón en el cátodo en la electrólisis? 7. ¿Cuál es el valor del voltaje esperado en la pila de Daniell? ¿Por qué no se obtiene? 7. Escribir la reacción catódica de corrosión en el agua 8. Definir corrosión


CÁTEDRA: QUÍMICA INFORME DE LABORATORIO Nº8

TEMA: PARTE A Y B : ELECTRÓLISIS DE KI Y PILA DE DANIELL

APELLIDO Y NOMBRE: .......................................................... COMISIÓN: .......................

FECHA ....../....../..... RESULTADO:....................

ELECTRÓLISIS DE KI 1.- Esquema del equipo empleado indicando el nombre de cada componente: 2. Observaciones .……………………………………………………………………………………

………………………………………………………………………………………………………. 3. Reacciones:

Reacción anódica:.................................................

Reacción catódica:................................................

Reacción total………………………………….. PILA DE DANIEL 4. El Potencial de la pila medido con el voltímetro es : ................................................. 5. La expresión para el potencial de la pila de acuerdo a la ecuación de Nernst es:

....................................................................

Concentración [Zn++] = .............

Concentración [Cu++] = ............. Calcular el potencial de la pila………………….V 6. Conclusión:………………………………………………………………………………………

………………………………..…………………………………………………………………….


CÁTEDRA: QUÍMICA INFORME DE LABORATORIO Nº8

TEMA: PARTE C: CORROSIÓN

APELLIDO Y NOMBRE: .......................................................... COMISIÓN: .......................

FECHA ....../....../..... RESULTADO:....................

A. Observaciones:................................................................................................................................. Interpretación y ecuaciones:.................................................................................................................. B. Realice un esquema del recipiente utilizado, mostrando con color las zonas afectadas, colocar potenciales de reducción de cada hemirreacción y para la reacción total

Observaciones: CLAVO (DERECHO) SIN PROTECCION Escriba las ecuaciones químicas que interpreten el proceso y los Potenciales estándar de las mismas: ____________________________________________________ ____________________________________________________ CLAVO TORCIDO Y DAÑADO Escriba las ecuaciones químicas que interpreten el proceso y los potenciales estándar de las mismas: ______________________________________________________ ______________________________________________________ CLAVO RODEADO POR ALAMBRE DE COBRE Escriba las ecuaciones químicas que interpreten el proceso y los potenciales estándar de las mismas: ____________________________________________________

____________________________________________________ CLAVO CON ALAMBRE DE CINC O CINTA DE MAGNESIO Escriba las ecuaciones químicas que interpreten el proceso y los potenciales estándar de las misma: __________________________________________________

__________________________________________________ Conclusión:_______________________________________________________________

_________________________________________________________________________

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