Instituto Tecnológico y de Estudios Superiores de
Monterrey
Campus Puebla
Práctica No. 14
Electroquímica y
fenómeno de corrosión.
Responsable: Mtro.
Víctor Hugo Blanco Lozano
Equipo No. 8
Grupo 2
Integrantes del equipo:
Stephania Díaz Lorenzo
A00397831
Ana Laura Velázquez
Gil
A01325205
Omar Sánchez
Jiménez
A01324800
Jorge Armando Luna
Morales A01099726
Gabriela Rivera
Hernández
A01325193
Objetivos
A través de la práctica que se
desarrollará a continuación, se pretende analizar y trabajar con los diferentes
fenómenos que involucran al campo de la química mejor conocido como electroquímica, con el fin de
comprender y aplicar diversos conceptos
dentro del mismo a procesos industriales y en la generación y almacenamiento de
energía.
Introducción
Se conoce como electroquímica a aquella parte de la ciencia
química que se encarga del estudio de los procesos y factores que afectan el
transporte de carga a través de la interface formada entre dos fases,
generalmente un electrodo y una disolución en contacto con él.
(Universidad Autónoma de
Madrid, 2013)
A su vez, conjuntamente con la
electroquímica, se estudia otro fenómeno conocido, muy común dentro del mismo
campo, llamado corrosión. La
corrosión es un proceso, del cual su formación resulta muy frecuentemente sobre
superficies metálicas con zonas anódicas y catódicas; recordando que dicho
fenómeno siempre constará de la existencia de una zona anódica, otra catódica y
un electrolito.
Una de las características de
dicho proceso, es la pérdida del estado elemental del metal, retornando al
mismo a un estado combinado de origen. Por lo tanto, se sabe que los
componentes químicos de los materiales corroídos, son los mismos que
constituyen a la composición química de los minerales.
(Universidad
Autónoma de Nuevo León, 2013)
Dicha característica es la que
se estará estudiando a continuación, durante el trabajo experimental de la
práctica consiguiente. A su vez, se pretenderá introducirse un poco al área de
la electroquímica, anteriormente mencionada, con el fin de comprender y
profundizar cada vez más dichos procesos.
Consideraciones teóricas
La electroquímica es una parte de la química que se
dedica a estudiar las reacciones asociadas con la corriente eléctrica que
circula en un circuito.
Las dos formas de representar las reacciones
electroquímicas son:
1) Reacción de
reducción A + ne- → An-
Cuando la
corriente eléctrica suministra electrones a la sustancia A, y
2) Reacción de
oxidación B - ne- → Bn+
Cuando la
corriente eléctrica sustrae electrones a la sustancia B.
En estas reacciones, A y B representan sustancias
químicas, n es un número entero que se asocia al equivalente de carga que
reacciona con las sustancias A y B; e- representa a los electrones que se insertan en la
sustancia A o se retiran de la sustancia B, y los superíndices n- y n+
representan los números de carga eléctrica adquiridos por las sustancias A y B
(el positivo representa una deficiencia y el negativo un exceso).
Cuando B tiene una carga positiva, Bn+, se llama
catión, y cuando A tiene una negativa, An-, se llama anión. No hay que olvidar que la escritura
de reacciones químicas, y por lo tanto de las electroquímicas, es una representación
de las sustancias que se ponen en contacto con la carga eléctrica para
reaccionar y producir una nueva sustancia.
Algunos dispositivos que funcionan cuando se llevan a
cabo reacciones electroquímicas son las pilas o baterías utilizadas en el
automóvil, relojes, teléfonos celulares, computadoras, entre otros. O cuando se
hace una electrólisis y se deposita un metal sobre una superficie a partir de
su forma iónica (metales disueltos).
La electroquímica es una disciplina muy versátil que
puede ayudar a resolver innumerables problemas que van desde dispositivos que
funcionan como fuentes alternas de energía (celdas de combustible) hasta
unidades de proceso en las plantas de extracción y refinación de metales
(celdas de electrólisis), pasando por procesos de corrosión. Otra aplicación
importante de la electroquímica se da en el análisis químico, donde se hace uso
de sensores electroquímicos cuyas mediciones se adquieren como diferencias de
voltaje (potenciómetros) o corrientes eléctricas (amperímetros). De los sensores
potenciométricos se puede mencionar el electrodo de pH y los de ion selectivo y
en cuanto a los sensores amperométricos se destacan los electrodos inertes de
carbón vítreo, platino y oro, que sólo sirven de soporte para reacciones de
oxidación o de reducción.
Tipos de reacciones redox (según su espontaneidad).
·
Reacciones espontáneas (se produce
energía eléctrica a partir de la energía liberada en una reacción química):
Pilas voltaicas
· Reacciones no espontáneas (se producen
sustancias químicas a partir de energía eléctrica suministrada): Electrólisis
Electrolisis
Cuando la reacción redox no es espontánea en un
sentido, podrá suceder si desde el exterior se suministran los electrones.
En el ejercicio D anterior en el que el electrodo de
Magnesio hacía de ánodo y se oxidaba frente al de plata que hacía de cátodo
formando una pila de f.e.m = 3,17 V, se puede forzar la formación de Mg(s)
(reducción) si desde el exterior se suministran los 3,17 V que se necesitan
vencer (por ejemplo usando una pila que proporcione mayor voltaje.
Aplicaciones:
· Se utiliza industrialmente para obtener metales a
partir de sales de dichos metales utilizando la electricidad como fuente de
energía.
· Se llama galvanoplastia al proceso de recubrir un
objeto metálico con una capa fina de otro metal:
Ejemplo: Zn2+ + 2 e– → Zn
(cincado) (en este caso los electrones los suministra la corriente eléctrica)
·
Producción de aluminio, litio, sodio, potasio y magnesio.
·
Producción de hidróxido de sodio, ácido clorídrico,
clorato de sodio y clorato de potasio.
·
Producción de hidrógeno con múltiples usos en la
industria: como combustible, en soldaduras, etc. Ver más en hidrógeno
diatómico.
· La electrólisis de una solución salina permite
producir hipoclorito (cloro): este método se emplea para conseguir una
cloración ecológica del agua de las piscinas.
·
La electrometalurgia es un proceso para separar el
metal puro de compuestos usando la electrólisis. Por ejemplo, el hidróxido de
sodio es separado en sodio puro, oxígeno puro y agua.
·
La anodización es usada para proteger los metales de
la corrosión.
·
La galvanoplastia, también usada para evitar la
corrosión de metales, crea una película delgada de un metal menos corrosible
sobre otro metal.
Conducción
electrolítica
Se denominan conductores de primera especie o
electrónicos a los metales sólidos o fundidos y ciertas sales sólidas (sulfuro
cúprico, sulfuro de cadmio) que conducen la corriente eléctrica sin experimentar
alteración alguna. En estas sustancias, la conducción tiene lugar por
emigración directa de los electrones a través del conductor bajo la influencia
de un potencial aplicado. Aquí, los átomos o iones que componen el conductor,
permanecen en sus lugares.
Los conductores de segunda especie o electrolíticos
son los que experimentan transformación química al paso de la corriente
eléctrica como las soluciones de electrolitos fuertes y débiles, sales fundidas
y también algunas sales sólidas como el cloruro de sodio y el nitrato de plata.
La transferencia electrónica tiene lugar por migración iónica. Esta migración
involucra no sólo una transferencia de electricidad sino también el transporte
de materia de una parte a otra del conductor.
Además, el flujo de corriente en los conductores
electrolíticos va siempre acompañado de cambios químicos en los electrodos que
son muy característicos y específicos de las sustancias que componen el
conductor y los electrodos.
Celda
electroquímica
Una celda electroquímica simple contiene un par de
electrodos de material inerte, por ejemplo platino, conectados a una fuente de
corriente y sumergidos en una solución acuosa de un conductor de segunda
especie. El electrodo conectado al lado negativo de la fuente se denomina cátodo
y es aquel por el cual entran los electrones a la solución procedentes de la
fuente, por ejemplo, una batería. Al mismo tiempo, el electrodo conectado al
lado positivo de la batería se denomina ánodo, por el cual salen los electrones
de la solución y regresan a la batería.
Al cerrar el circuito, los iones negativos o aniones,
emigran hacia el ánodo en donde se oxidan, mientras que los iones positivos o
cationes van hacia el cátodo en donde se reducen. Como estas partículas están
cargadas, su movimiento constituye una comente eléctrica. Los aniones se mueven
hacia el ánodo y de aquí que los electrones son transportados por estos iones
desde el cátodo. De nuevo, como el transporte de electricidad positiva hacia el
cátodo puede considerarse un flujo de electricidad negativa hacia el ánodo, la
migración de los cationes hacia el cátodo es equivalente al flujo de electrones
en dirección opuesta. En consecuencia, el resultado neto de la migración es un
desplazamiento de los electrones por la solución en la dirección de la
corriente y cada ión transporta una parte de la comente total de electricidad a
través de la solución. El proceso del paso de corriente por un conductor
electrolítico con todos los cambios químicos y migratorios asociados, se
denomina electrólisis.
Potencial
de reducción.
Las pilas producen una diferencia de potencial (∆Epila) que puede
considerarse como la diferencia entre los potenciales de reducción de los dos
electrodos que la conforman.
∆Epila=Ecatodo-Eanodo
Consideraremos que cada semireacción de reducción
viene dada por un potencial de reducción. Como en el cátodo se produce la
reducción, en todas las pilas Ecatodo > Eánodo.
Cada pareja de sustancia oxidante-reductora tendrá una
mayor o menor tendencia a estar en su forma oxidada o reducida.
El que se encuentre en una u otra forma dependerá de
la otra pareja de sustancia oxidante-reductora.
¿Qué especie se reducirá?, Sencillamente, la que tenga
un mayor potencial de reducción.
Corrosión.
Un problema muy importante es la corrosión de los
metales; por ejemplo, el hierro:
·
Oxid. (Ánodo):
Fe (s) Fe2+(aq)
+ 2e–
·
Red. (Cátodo):
O2(g)
+ 4 H+(aq) + 4e– → 2 H2O(l)
En una segunda fase el Fe2+ se oxida a Fe3+:
4 Fe2+(aq)
+ O2(g) + 4 H2O(l) → 2 Fe2O3(s) + 8
H+(aq)
Desarrollo
EXPERIMENTO 1. MONEDAS DE BRONCE,
PLATA Y ORO.
Material
1 Espátula
1 Vaso de precipitados de 100ml
1 parrilla de calefacción
1 pinzas de depilar
1 agitador de vidrio
3 monedas de cobre
Sustancias
Zn granulado
Solución de NaOH al 5%
Procedimiento
Añadir una espátula de Zn granulado a una disolución
de NaOH al 5% en peso contenida en un vaso de 50ml y calentar la mezcla hasta
ebullición suavemente y controlada. Usando unas pinzas, colocar con cuidado una
moneda de cobre que tenga la superficie brillante y observar lo que ocurre. En
pocos minutos (sin dejar de calentar y agitando de vez en cuando), la moneda se
coloreará de un blanco plateado. Sacar la moneda con las pinzas, lavarla con
agua y colocarla en una placa caliente (en el termo-agitador) a una temperatura
media. En pocos minutos, la moneda plateada se vuelve de color dorado.
Na OH al 5% en 50 ml
Se
sumergió la moneda de cobre en la solución de Na OH
al 5% y el resultado fue que después de cuatro minutos esta comenzó a volverse plateada, se sacó y
se lavó con agua destilada, luego se colocó sobre una placa caliente (en el
termo agitador) y la moneda paso de plateada a dorada en 3 minutos.
Realizar las reacciones que ocurren
2NaOH+Zn+2H2O--------> Na2[Zn(OH)4] + H2
[ Na2 [Zn(OH)4]+ H2 ] 2+ + 2e´
----à [ Na2[Zn(OH)4]+ H2 ]
EXPERIMENTO 2. ESCRITURA SIN TINTA.
Material
1 lámina de aluminio
2 trozos de papel filtro
1 trozo de papel normal
Alambre de cobre
1 trozo de varilla de vidrio
Fuente de 12 V DC
Sustancias
1.6g de KI
Agua destilada
Solución de almidón al 1%
Fenolftaleína
Procedimiento
Sobre la superficie metálica pegue (sólo un
extremo) un “sándwich”, formado por papel filtro, papel normal y otro papel
filtro.
Prepare un estilete con un alambre de cobre
(de calibre 18 o más grueso) que atraviese un tubo de vidrio y se acabe en un
horquilla.
Prepare una disolución con 1.6g de KI, 20ml
de agua, 5 ml de solución de almidón al 1% preparar 20 mL. y 5 ml de fenolftaleína.
Se empapan las tres capas de papel en esta disolución, se conecta el estilete y
el aluminio a una fuente de 12 V DC (corriente continua), y se escribe en el
papel desplazando el estilete.
Almidón
La mezcla de almidón y la fenolftaleína era
transparente y al conectarse con una fuente de 12 V DC comenzó a aparecer una
especie de “tinta” rosa, con la cual se hicieron dibujos en el papel antes sumergido en la solución.
Realizar las reacciones que ocurren
(C20H14O4 + KI + C6H10O5)2e+ + 2e- → C20H14O4 + KI + C6H10O5
Cuestionario
1. Calcule la F.E.M de la pila Zn -
Cu si la concentración de la solución que constituye el ánodo de la misma es de
10 -3 (mol / L). ¿Qué tipos de electrodo constituyen esta pila?
2.- Ajuste redox en medio ácido
a) K2Cr2O7
+ 2HI + 6HClO4 → Cr(ClO4)3 + KClO4
+ I2 + H2O
b) 3Sb2S3 +
6HNO3 → Sb2O5 + 6NO2 + 9S + 3H2O
c)2 KIO3 + 2KI + 2H2SO4
→ I2 + 2K2SO4 + 2H2O
d) K2Cr2O7
+ 6HCl → CrCl3 + Cl2 + KCl + H2O
e)2 HClO +2 NaCl → NaClO + H2O + Cl2
g) KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O
3 Calcule el volumen de disolución
de ácido hipocloroso 0,1 M que sería necesario utilizar para obtener 10 gramos
de cloro. Datos: Masas atómicas: Cl=35,5 ; Na=23 ; 0=16 y H=1
Cl2O ->CL2
n= p*v/R*T=(1*10)/(0.082*273)= 0.44
MOLES
1 mol Cl2O-> 1mol de
Cl2
x moles de Cl2O->0.44
MOLES Cl2
moles Cl2O=0.44
se necesitarían 10 gramos de ClO2
4.- Ajuste redox en medio básico
a)MnO2 +KClO3 +KOH → K2MnO4 +KCl+H2O b)Br2 +KOHKBr+KBrO3 +H2O;
c) KMnO4 + NH3 → KNO3 + MnO2 + KOH + H2O\
d) Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH → K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O
5.- Se valoran 50 ml de una
disolución de FeSO4
acidulada con H2SO4
con 30 ml de KMnO4 0,25 M. ¿Cuál será la concentración del FeSO4 si el MnO4– pasa a Mn2+?
6.- Se realiza la electrólisis de un
disolución de tricloruro de hierro, haciendo pasar una corriente de 10 A
durante 3 horas. Calcula la cantidad de hierro depositado en el cátodo.
7.- Una pila consta de un electrodo
de Mg introducido en una disolución 1 M de Mg(NO3)2 y un electrodo de Ag en una
disolución 1 M de AgNO3 . ¿Qué electrodo actuará de cátodo y de ánodo y cuál será el
voltaje de la pila correspondiente?
8.- Decir si será espontánea la
siguiente reacción redox: Cl2(g) + 2 I– (aq) → 2Cl– (aq) + I2 (s)
Conclusión
Como conclusión, cabe destacar
que se aprendió a utilizar el fenómeno de corrosión, y a comprender más acerca del
campo que estudia el mismo, es decir, de la electroquímica. Asimismo, también
se aplicaron diversos conceptos vistos anteriormente, y se utilizaron para la
producción y almacenamiento de energía, el cual fue de gran utilidad en la
resolución del experimento 2 de la práctica.
A su vez, el trabajo
experimental realizado durante el laboratorio también ayudó a entender y
discernir acerca del uso y aplicaciones de la electroquímica en un ámbito de
vida cotidiana y su importancia dentro del mismo.
Referencias
Universidad Autónoma de Nuevo
León. Corrosión. Recuperado el 12 de
marzo de 2013, de:
Universidad Autónoma de Madrid.
Conceptos básicos de electroquímica.
Recuperado el 12 de marzo de 2013, de:
http://www.uam.es/personal_pdi/ciencias/lhh345a/Electroanalecc1.pdf
