Práctico de Laboratorio N°8

CÁTEDRA: QUÍMICA
GUÍA DE LABORATORIO Nº8
PARTE A: ELECTRÓLISIS DE KI
PARTE B: PILA DE DANIELL
PARTE C: CORROSIÓN
PARTE A: ELECTRÓLISIS DE KI EN SOLUCIÓN
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.
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)
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.
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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 + 2e2 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
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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 OHEn el ánodo:
2 I- → I2 + 2 e-
PARTE B: PILAS (TRANSFORMACIÓN DE ENERGÍA QUÍMICA EN
ELÉCTRICA
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
o
una celda voltaica se denomina potencial estándar de la celda ε celda
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 ε o 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
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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
o
o
ε celda
= ε sus
tan cia que se reduce − ε sus tan cia que se oxida
o
o
= ε Cu
En el caso de la pila considerada: ε celda
++
Cu o
o
− ε Zn
++
.
Zn o
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.
RT
ln Q ,
nF
se acostumbra representar esta ecuación en términos de logaritmos (comunes de base 10):
o
ε celda = ε celda
−
ε celda = ε o celda −
2,3RT
[Re d ]
log
nF
[Oxid ]
Donde:
ε celda = 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.
[Re d ] = Concentración molar de la forma reducida del sistema.
2,3RT 0,059
Para todos los sistemas a 25°C depende solo del número de electrones transferidos
=
nF
n
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: Zn o + Cu + + ⇒ Cu o + Zn + + por lo que si trabajamos a
25°C, la ecuación de Nernst en este caso quedaría:
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0
ε celda = ε cátodo − ε ánodo = ε Cu
o
ε celda = ε Cu
++
Cu o
o
− ε Zn
++
++
−
Zn o
/ Cu
0
−
[ ]
[ ]
0,059
0,059
[Zn] =
Cu 0
0
log
− ε Zn
+
log
++
++
/ Zn
2
2
Cu
Zn ++
[
[
++
0,059
Zn
log
2
Cu + +
]
]
[
]
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
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PARTE C: CORROSIÓN
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 OHSe 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.
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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)
Papel de lija de grano fino
3 tubos de ensayos
REACTIVOS
HNO3 8 M
H2SO4 1 M
Solución de fenolftaleína
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Cristalizador
Alambre de Cu
Alambre de Zn o cinta de Mg
NaCl al 3% m/V
K3(Fe(CN)6) 0,1% m/V
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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.
b.
c.
d.
e.
2 Cl- → Cl2 + 2eCu2+ + 2e- → Cu°
SO32- + 2OH- → SO42- + H2O + 2eAg+ → Ag°
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
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CÁTEDRA: QUÍMICA
INFORME DE LABORATORIO Nº8
TEMA: PARTE A Y B: ELECTRÓLISIS DE KI Y PILA DE DANIELL
APELLIDO Y NOMBRE: ..........................................................
FECHA ....../....../.....
COMISIÓN: .......................
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:………………………………………………………………………………………
………………………………..…………………………………………………………………….
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CÁTEDRA: QUÍMICA
INFORME DE LABORATORIO Nº8
TEMA: PARTE C: CORROSIÓN
APELLIDO Y NOMBRE: ..........................................................
FECHA ....../....../.....
COMISIÓN: .......................
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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