Manual De Apoyo Para El Laboratorio De Electroquímica

Manual De Apoyo Para El Laboratorio De Electroquímica
INGENIERIA QUIMICA
TRABAJO RECEPCIONAL
MEIF
TRABAJO PRÁCTICO EDUCATIVO
“Manual de apoyo para el laboratorio de electroquímica”
PRESENTA:
Paola Aurora Morales Amaro
DIRECTOR DEL TRABAJO RECEPCIONAL
M.C. IQ Ignacio Sánchez Bazán
ORIZABA, VER.
2011
1
Manual De Apoyo Para El Laboratorio De Electroquímica
2
Manual De Apoyo Para El Laboratorio De Electroquímica
AGRADECIMIENTOS
A DIOS
Quiero en esta oportunidad agradecer en primer lugar a dios que me
conservo con vida, con salud, que me dio paciencia, y me guio y cuido
hasta hoy. Sin duda Dios se manifestó en este tiempo puesto que su
Espíritu toco mi corazón y me permitió llegar hasta este momento
A MI MAMA
Al término de esta etapa de mi vida, quiero expresar un profundo
agradecimiento a quien con su ayuda, apoyo y comprensión me alentó a
logar esta hermosa realidad. Porque eres de esa clase de personas que todo lo
comprenden y dan lo mejor de si mismos sin esperar nada a cambio…
porque me supiste escuchar y brindar tu ayuda cuando me fue tan
necesario, porque de no ser por ti hoy no estaría terminando este sueño.
A MIS ABUELOS.
A esas dos personas que no pudieron festejar conmigo este momento, pero
que sus consejos siempre estuvieron presentes, que siempre me alentaron
para no darme por vencida y ahora sé que desde donde se encuentren están
muy felices por verme terminar este sueño que también fue de ellos. Los
extraño y siempre estarán en mi corazón.
A MIS HERMANAS .
Porque siempre supieron darme su apoyo y estar conmigo cuando lo
necesite, porque también padecieron mis desvelos, mis enojos y nunca se
quejaron Porque siempre me dieron su cariño con el cual he logrado
culminar mi esfuerzo, terminando así mi carrera profesional, que es para
mí la mejor de las herencias.
A MI FAMILIA.
A Othon que siempre estuvo ahí para darme animo, porque ah sido como un
padre para mí y también es parte de este esfuerzo. También agradezco a mis
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tíos, tías, primos, primas y sobrinos que siempre me apoyaron y me dieron
palabras de aliento para no rendirme.
A MI NOVIO.(MARKO)
Porque eres una de las personas más importantes en mi vida y porque este
camino lo hemos recorrido juntos y todo el esfuerzo de este tiempo también
fue gracias a ti, porque nunca me dejaste sola y siempre estuviste para
apoyarme en las buenas y en las malas. Por acompañarme todo este tiempo
y siempre estar para mí Porque nuestro sueño apenas empieza y espero que
sigamos toda la vida juntos. TE AMO
A MI MEJOR AMIGA.(ANNEL)
Porque este sueño es de las dos y ahora lo estamos cumpliendo, porque
llevamos toda una vida juntas y has estado para mí siempre como de las
personas que ya no hay en este mundo, porque tu apoyo fue fundamental
en mi vida y quiero que siempre tengas presente que te agradezco todo lo
que hiciste por mí. Te Quiero Amiga
A MIS AMIGOS.
A ustedes amigas y amigos que hicieron este camino más fácil, porque los
momentos que pasamos juntos jamás los podre olvidar. Recuerden que en
mi siempre tendrán una amiga y agradezco a dios haberlos puesto en mi
camino. Ana, Erika, Yeye, Madai, Edith, Sarahi, Alejandra, David y jorge,
asi como mis amigos de siempre, Armando, Toledo, Adan, Izthel, Jackie, y
pedro.
A MIS MAESTROS.
A usted maestra lupita que fue parte de este logro y por apoyarme siempre y
darme esos consejos que me ayudaron tanto.
A usted Maestro nacho que me oriento para poder concluir este trabajo,
gracias por apoyarme siempre.
¡¡ GRACIAS A TODOS!!
4
Manual De Apoyo Para El Laboratorio De Electroquímica
Índice General
Introducción:
8
Justificación:
10
Objetivo General:
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Capítulo 1
12
ELECTROQUIMICA, CORROSION Y CONDUCTIVIDAD
12
1.1 Antecedentes de electroquímica.
1.1.1 Desarrollo histórico de la electroquímica
1.1.2 Fenómenos electroquímicos relevantes
13
13
14
1.2 Fenómenos de transporte iónico
1.2.1 Potenciales Standard
17
18
1.3 Celda electroquímica
a) Celda primaria
1.3.1 Origen de la Pila
19
21
22
1.4 Electrodos de medida y de referencia
24
1.5 Corrosión
24
1.6 Mecanismos de la corrosión.
25
1.7 Métodos anticorrosivos
29
c) Selección de materiales
30
a) Recubrimientos
Recubrimientos inorgánicos
Recubrimientos orgánicos
31
32
32
Alteración por el entorno
32
La Corrosión en la Industria y sus Procesos.
34
1.8 Conductividad eléctrica
34
1.9 Aplicaciones de la conductividad eléctrica.
37
CAPITULO 2
39
PRACTICAS DE LABORATORIO.
39
5
Manual De Apoyo Para El Laboratorio De Electroquímica
CAPITULO 3
73
VALIDACION DE PRÁCTICAS
73
Conclusiones
84
Referencias Bibliográficas
85
Páginas Web.
85
6
Manual De Apoyo Para El Laboratorio De Electroquímica
Índice de figuras
Figura 2.1
Figura 2.2
Figura 2.3
Figura 2.4
Figura 2.5
Figura 2.6
Figura 2.7
Figura 2.8
Figura 2.9
Figura 2.10
Figura 2.11
Figura 2.12
Figura 3.1
Figura 3.2
Figura 3.2
Figura 3.4
Figura 3.5
Figura 3.6
41
43
47
49
51
54
57
59
63
66
68
71
74
76
77
79
81
81
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Manual De Apoyo Para El Laboratorio De Electroquímica
Índice de tablas
Tabla 1
Tabla 2
19
28
8
Manual De Apoyo Para El Laboratorio De Electroquímica
Introducción:
En la actualidad, las aplicaciones de la electroquímica son muy diversas y van
desde estudiar la transformación entre la energía eléctrica y la energía química
hasta la elaboración de reacciones químicas más complejas. Debido a este
amplio campo de investigación y más aun a su enorme importancia en este
programa educativo, fue que me di a la tarea de realizar un manual que sea
práctico y fácil de entender, en el siguiente párrafo les damos una pequeña
reseña de lo que es científicamente la electroquímica, desde sus inicios hasta el
día de hoy.
Este primer tema se dedica en primer lugar a situar la Electroquímica como
Ciencia, estableciendo su campo de acción. A continuación se repasan algunos
conceptos de Química General que el alumno debe conocer, lo que nos permitirá
situarnos en condiciones de abordar los distintos procesos electroquímicos con
más profundidad y que serán necesarios a lo largo de la impartición de este
laboratorio.
Se continúa el tema con una clasificación de las practicas que aborden algunos
temas que se mencionan antes, antecedentes de la
electroquímica y con la
explicación de los conceptos básicos como son, corrosión y conductividad
eléctrica lo que nos permitirá profundizar más en el objeto de la Electroquímica y
en la diferenciación de cada una de sus partes, Se acaba este tema con unas
prácticas validadas de Electroquímica y dando una relación de los campos de la
Ingeniería donde la Electroquímica es de importancia.
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Justificación:
Actualmente la electroquímica es ampliamente utilizada a nivel universitario y en
la industria química. En la electroquímica hay muchas cosas muy complejas que a
veces son difíciles de comprender y entender es por eso que en este trabajo
quiero hacer un manual que sea muy práctico y de fácil comprensión para que su
uso sea con menos complicaciones que con los que nos son facilitados en
nuestra facultad.
El manual de laboratorio contiene la teoría básica y procedimientos de las
prácticas a realizar, algunas hojas adicionales son para la elaboración del reporte
final y un cuestionario. Es necesario que el estudiante encuentre una forma más
dinámica para llevar a cabo sus prácticas y reportes. Es muy importante que el
estudiante lea la práctica y conteste el cuestionario para que se dé una idea de lo
que está por hacer en su práctica, es por eso que este manual será más dinámico
para su comprensión sea más fácil.
Los cuestionarios vendrán anexados en el manual en la parte final de cada
practica así el alumno deberá contestar de acuerdo a su experiencia vivida en
cada practica. El estudiante podrá escribir los datos de laboratorio obtenidos y
elaborar su reporte final detrás de las hojas del procedimiento de la práctica o en
las hojas adicionales que aparecen en el manual.
El manual de laboratorio es una guía que nos permite llevar a cabo las prácticas
que son asignadas de acuerdo a la experiencia educativa que se esté cursando.
Se cubren los campos fundamentales de la Electroquímica, a un nivel de
principios o fundamentos, pero que a la vez sea lo suficientemente amplio para
que pueda servir de base eficaz a los estudios posteriores del alumno en
cualquier campo de la Ciencia o de la Técnica, o de herramienta en el desarrollo
de su actividad profesional, lo que se conseguirá exponiendo cada tema con
claridad y exactitud.
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Manual De Apoyo Para El Laboratorio De Electroquímica
Objetivo General:
Ampliar el panorama de las aplicaciones más importantes de la Electroquímica en
el área electroanalítica, electrosíntesis industrial, baterías y celdas de combustible
y técnicas de vanguardia utilizadas en la caracterización de procesos
electroquímicos en superficies de electrodos.
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Capítulo 1
ELECTROQUIMICA, CORROSION Y
CONDUCTIVIDAD
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Manual De Apoyo Para El Laboratorio De Electroquímica
1.1
Antecedentes de electroquímica.
Es una rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y
la energía química En otras palabras, las reacciones químicas que se dan en la
interface de un conductor eléctrico llamado electrodo, que puede ser un metal o un
semiconductor y un conductor iónico pudiendo ser una disolución y en algunos casos
especiales, un sólido.
Si una reacción química es conducida mediante una diferencia de potencial aplicada
externamente, se hace referencia a una electrólisis. En cambio, si la caída de
potencial eléctrico, es creada como consecuencia de la reacción química, se conoce
como un acumulador de energía eléctrica, también llamado batería o celda galvánica.
Las reacciones químicas donde se produce una transferencia de electrones entre
moléculas se conocen como reacciones redox, y su importancia en la electroquímica
es vital, pues mediante este tipo de reacciones se llevan a cabo los procesos que
generan electricidad o en caso contrario, son producidos como consecuencia de ella.
En general, la electroquímica se encarga de estudiar las situaciones donde se dan
reacciones de oxidación y reducción encontrándose separadas, físicamente o
temporalmente, se encuentran en un entorno conectado a un circuito eléctrico. Esto
último es motivo de estudio de la química analítica, en una subdisciplina conocida
como análisis potenciométrico.
1.1.1 Desarrollo histórico de la electroquímica
Es muy difícil conocer el nacimiento de la electroquímica, pues existen evidencias que
indican, la existencia de baterías y acumuladores de energía eléctrica, desde la
antigüedad.
Todo ello sumado a los aportes de Charles François de Cisternay du Fay quien creó
la teoría de la polaridad, Benjamin Franklin quien descubrió la electricidad
atmosférica, Charles Augustin de Coulomb en 1781 y los estudios de Joseph Priestley
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en Inglaterra, se logró pavimentar el camino para el nacimiento científico de la
electroquímica.
Galvani pensó que esta nueva fuerza vital, era una nueva forma de generación de
electricidad natural, además de las ya conocidas por el hombre como la existente en
los truenos y relámpagos o en algunos animales como la anguila eléctrica o las rayas
eléctricas.
Años más tarde todo ello desembocaría en el descubrimiento de la termoelectricidad
por Thomas Johann Seebeck.
Para mediados del siglo XIX, el modelamiento y estudio de la electroquímica, se
vieron aclarados por Michael Faraday quien creó las leyes de la electrolisis y John
Daniell. Hacia finales de siglo, dicha disciplina comenzó a influenciar campos tan
importantes como las teorías de conductividad de electrolitos, presentado por Svante
August Arrhenius y Friedrich Ostwald y subsecuentemente en el modelamiento
matemático de las baterías por Walther Hermann Nernst.
A partir del siglo XX, la electroquímica permitió el descubrimiento de la carga del
electrón por Millikan, y el establecimiento de la moderna teoría de ácidos y bases de
Brønsted y Lowry, así como el estudio de disciplinas tan importantes como las áreas
médicas y biológicas con la electroforesis, desarrollada por Arne Tiselius en 1937.
(Brckrs, Reddy, 2003)
1.1.2 Fenómenos electroquímicos relevantes
Reacciones de reducción-Oxidación
Las reacciones de reducción-oxidación son las reacciones de transferencia de
electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de elementos químicos,
uno oxidante y uno reductor
una forma
reducida y una forma oxidada
respectivamente. En dichas reacciones la energía liberada de una reacción
espontánea se convierte en electricidad o bien se puede aprovechar para inducir una
reacción química no espontánea.
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Manual De Apoyo Para El Laboratorio De Electroquímica
Balanceo de las ecuaciones Redox
Las reacciones electroquímicas se pueden balancear por el método ión-electrón
donde la reacción global se divide en dos semirreacciones una de oxidación y otra de
reducción, se efectúa el balance de carga y elemento, agregando H+, OH−, H2O y/o
electrones para compensar los cambios de oxidación.
Antes de empezar a balancear se tiene que determinar en qué medio ocurre la
reacción, debido a que se procede de una manera en particular para cada medio.
Medio Ácido
Se explicará por medio de un ejemplo, cuando una sal magnésica reacciona con
bismutato de sodio que se describe en la ecuación 1.1
El primer paso es escribir la reacción sin balancear:
Mn2(aq)+NaBiO3(s) Bi3+(aq)+MnO4-(aq) ………………………………...........…..… (1.1)
Luego se divide en dos semirreacciones:
Semireaccion de oxidación:
Mn2+ (aq)  MnO4- (aq)… ………………………………………………..…........……. (1.2)
Semireaccion de reducción:
BiO3-(s)  Bi3+ (aq)…………………………………………………………........….… (1.3)
Cada semirreación se balancea de acuerdo con el número y tipo de átomos y cargas.
Como estamos en medio ácido los iones H+ se agregan para balancear los átomos de
H y se agrega H2O para balancear los átomos de O.
4H2O (l) + Mn2+(aq)+8H+ (aq) + 5e- ………………………...……….........……...…….(1.4)
Finalmente se multiplica cada semirreacción por un factor para que se cancelen los
electrones cuando se sumen ambas semireacciones.
10e- + 30H+ (aq) + 5BiO3- (s)  5Bi3+(aq) + 15H2O(l) …………………….........….. (1.5)
8H2O (l) + 2Mn2+ (aq)  2MnO4- (aq) + 16H+ (aq) + 10e- ……...........…...…………. (1.6)
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Reacción Balanceada:
14H+(aq)+2Mn2+(aq)+5NaBiO3(s)7H2O(l)+2MnO4-(aq)+5Bi3+(aq)+5Na+(aq)…….….(1.7)
En algunos casos es necesario agregar contra iones para terminar de balancear la
ecuación. Para este caso, si se conociera el anión de la sal magnésica, ese sería el
contra ión. Se agrega por igual de ambos lados de la ecuación lo necesario para
terminar de balancearla.
Medio Alcalino
También se explicará por medio de un ejemplo, cuando el Permanganato de potasio
reacciona con el Sulfito de sodio.
El primer paso es escribir la reacción sin balancear:
Reacción sin balancear:
KMnO4 + Na2SO3 + H2O  MnO2 + Na2SO4 + KOH ……………....……………. (1.8)
Luego se divide en dos semirreacciones:
Semireaccion de reducción:
MnO4-  MnO2 ………………………………………………..…………....…………(1.9)
Semireaccion de oxidacion:
SO32-  SO42- ………………………………....…………………….………………(1.10)
Cada semirreación se balancea de acuerdo con el número y tipo de átomos y cargas.
Como estamos en medio alcalino los OH− se agregan para balancear los átomos de H
y normalmente se agrega la mitad de moléculas de H2O del otro lado de la
semirreacción para balancear los átomos de O.
3e- + 2H2O + MnO4-  MnO2 + 4OH- ……………………………….....…………. (1.11)
2OH- + SO32-  SO42- + H2O + 2e- ……………………………………….....…… (1.12)
Finalmente se multiplica cada semirreación por un factor para que se cancelen los
electrones cuando se sumen ambas semireacciones.
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Ecuación balanceada:
6e- + 4H2O + 2MnO4-  2MnO2 + 8OH- ………………………….....…………… (1.13)
6OH- + 3SO32-  3SO42- + 3H2O + 6e- …………….…………….....……………. (1.14)
Reacción Balanceada:
2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O  2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH…………….........… (1.15)
En este caso se agregaron contra iones para terminar de balancear la ecuación (los
cationes K+ y Na+). (Garritz, Chamizo, 1998)
1.2 Fenómenos de transporte iónico
Los fenómenos de transporte son aquellos procesos en los que hay una
transferencia neta o transporte de materia, energía o momento lineal en
cantidades grandes o macroscópicas.
Estos fenómenos físicos tienen rasgos comunes que pueden ser descritos
mediante la ecuación diferencial para la propagación unidimensional
a) La conducción eléctrica en los metales
No todos los materiales conducen la electricidad de la misma forma. Para
diferenciarlos, decimos que algunos presentan mayor resistencia que otros a
conducir la electricidad.
La resistencia eléctrica es una medida cuantitativa respecto de cuán buen
conductor es un material. La resistencia eléctrica se mide en ohmios, en honor a
Georg Simon Ohm (1787-1854), que desarrolló los principios agrupados en la ley
de Ohm.
A los materiales que presentan baja resistencia eléctrica se les llama buenos
conductores eléctricos. A su vez, a aquellos que poseen alta resistencia eléctrica
se les denomina malos conductores eléctricos. Cambios en la resistencia.
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b) La conducción eléctrica en los electrolitos.
La conductividad en medios líquidos está relacionada con la presenciade sales en
solución, cuya disociación genera iones positivos y negativos capaces de
transportar la energía eléctrica si se somete el líquido a un campo eléctrico.
Estos
conductores
iónicos
se
denominan
electrolitos
o
conductores
electrolíticos.Las determinaciones de la conductividad reciben el nombre de
determinaciones conductométricas y tienen muchas aplicaciones. Como por
ejemplo:
1. En la electrolisis, ya que el consumo de energía eléctrica en este proceso
depende en gran medida de ella.
2. En los estudios de laboratorio para determinar el contenido de sales de
varias soluciones durante la evaporación del agua.
3. En el estudio de las basicidades de los ácidos, puesto que pueden ser
determinadas por mediciones de la conductividad.
4. Para determinar las solubilidades de electrolitos escasamente solubles y
para hallar concentraciones de electrolitos en soluciones por titulación.
La base de las determinaciones de la solubilidad es que las soluciones saturadas
de electrólitos escasamente solubles pueden ser consideradas como infinitamente
diluidas. Midiendo la conductividad específica de semejante solución y calculando
la conductividad equivalente según ella, se halla la concentración del electrólito, es
decir, su solubilidad. (Damaskin, Petry, 1981).
1.2.1 Potenciales Standard
En la tabla de potenciales estándar se utiliza para determinar el potencial
electroquímico o el potencial de un electrodo de una celda electroquímica o de una
celda galvánica.
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Estos potenciales de reducción vienen dados en relación de un electrodo estándar
de hidrogeno. Los valores de los potenciales estándar de reducción que se
presentan en la tabla son en condiciones normales o estándar, es decir, a una
temperatura de 25°C/298K, una presión de 1atm/100Pa y en una solución acuosa
con una concentración de 1 M.
A continuación se presenta una tabla de potenciales estándar donde se encuentra
los electrodos más usados, el proceso catódico y los valores de cada uno.
Tabla 1 potenciales Standard [1]
POTENCIALES DE REDUCCIÓN
Electrodo
Proceso
reducción
catódico
de
Li+|Li
Li + e = Li
-3,045
K+|K
K+ + e = K
-2,925
Ca2+|Ca
Ca2+ + 2e = Ca
-2,866
Na+|Na
Na+ + e = Na
-2,714
Mg2+|Mg
Mg2+ + 2e = Mg
-2,363
Al3+|Al
Al3+ + 3e = Al
-1,662
Mn2+|Mn
Mn2+ + 2e = Mn
-1,179
Eo(volt)
1.3 Celda electroquímica
La Celda Electroquímica es el dispositivo utilizado para la descomposición
mediante corriente eléctrica de sustancias ionizadas denominadas electrolitos.
También se conoce como celda galvánica o voltaica, en honor de los científicos
Luigi Galvani y Alessandro Volta, quienes fabricaron las primeras de este tipo a
fines del S. XVIII.
Las celdas electroquímicas tienen dos electrodos: El Ánodo y el Cátodo. El
ánodo se define como el electrodo en el que se lleva a cabo la oxidación y el
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Manual De Apoyo Para El Laboratorio De Electroquímica
cátodo donde se efectúa la reducción. Los electrodos pueden ser de cualquier
material que sea un conductor eléctrico, como metales, semiconductores.
También se usa mucho el grafito debido a su conductividad y a su bajo costo.
Para completar el circuito eléctrico, las disoluciones se conectan mediante un
conductor por el que pasan los cationes y aniones, conocido como puente de
sal. Los cationes disueltos se mueven hacia el Cátodo y los aniones hacia el
Ánodo.
La corriente eléctrica fluye del ánodo al cátodo por que existe una diferencia de
potencial eléctrico entre ambos electrolitos. Esa diferencia se mide con la
ayuda de un voltímetro y es conocida como el voltaje de la celda. También se
denomina fuerza electromotriz (fem) o bien como potencial de celda.

Celdas de investigación
En una celda galvánica donde el ánodo sea una barra de Zinc y el cátodo sea
una barra de Cobre, ambas sumergidas en soluciones de sus respectivos
sulfatos, y unidas por un puente salino se le conocen como Pila de Daniell.
Sus semireacciones son estas:
Reacción Anódica:
Zn(s)  Zn2+ (aq) + 2e- …………........……………………………………..… (1.16)
Reacción Catódica:
Cu2+ (aq) + 2e-  Cu(s)…………………………........…..…………….……… (1.17)
Reaccion Neta:
Zn(s) + Cu2+ (aq)  Cu(s) + Zn2+ (aq)………….………………...………….… (1.18)
La notación convencional para representar las celdas electroquímicas es un
diagrama de celda. En condiciones normales, para la pila de Daniell el
diagrama sería:
Zn(s) Zn2+ (1M) [Cu2+(1M)]Cu(s) ………………………..…………………….. (1.20)
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Manual De Apoyo Para El Laboratorio De Electroquímica
La línea vertical representa el límite entre dos fases. La doble línea vertical
representa el puente salino. Por convención, el ánodo se escribe primero a la
izquierda y los demás componentes aparecen en el mismo orden en que se
encuentran al moverse de ánodo a cátodo.
Potenciales estándar de reducción:
Es posible calcular el potencial estándar de reducción de una celda
determinada comparando con un electrodo de referencia. Básicamente el
cálculo relaciona el potencial de reducción con la redox H2 2H+(aq)+ 2e- .
Arbitrariamente se le asignó el valor cero al electrodo de Hidrógeno, cuando se
encuentra en condiciones estándar.
La reacción se lleva a cabo burbujeando gas hidrógeno en una disolución de
HCl, sobre un electrodo de Platino. Las condiciones de este experimento se
denominan estándar cuando la presión de los gases involucrados es igual a 1
Atm., trabajando a una temperatura de 25 °C y las concentraciones de las
disoluciones involucradas son igual a 1M. En este caso se denota que:
2H+(aq)(1M)+2e-  H2(1Atm)
………………...………………………. (1.21)
E°=0,0000V
a) Celda primaria
Una celda primaria es un tipo especial de celda electroquímica en la cual la
reacción no puede ser revertida, y las identidades del ánodo y cátodo son, por
lo tanto, fijas. El cátodo siempre es el electrodo positivo. La celda puede ser
descargada pero no recargada.
b) Celda secundaria
Una celda secundaria, una batería recargable por ej. Es una celda en que la
reacción es reversible. Cuando la celda está siendo cargada, el ánodo se
convierte en el electrodo positivo (+) y el cátodo en el negativo (-).
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Manual De Apoyo Para El Laboratorio De Electroquímica
Esto también se aplica para la celda electrolítica. Cuando la celda está siendo
descargada, se comporta como una celda primaria o voltaica, con el ánodo
como electrodo negativo y el cátodo como positivo. (Harper, 1994)
1.3.1 Origen de la Pila
En 1780 Luis Galvani, profesor de anatomía de la Universidad de Bolonia,
Italia, al realizar un experimento, observó que las ancas de una rana recién
muerta se crispaban y pataleaban al tocárselas con dos barras de metales
diferentes. La explicación del fenómeno la dio poco tiempo después Alejandro
Volta, quien descubrió que la causa de tales movimientos crispantes de las
ancas de la rana se hallaban en el paso de una corriente eléctrica producida
por los dos metales diferentes; investigó como producir electricidad por
reacciones químicas y en 1800, después de una amplia experimentación,
inventó un dispositivo que se conoce como pila voltaica.
Colocó una serie de pequeñas placas de zinc y plata, en pares, una arriba de
la otra, separando cada par de placas por una tela humedecida con agua
salada; el conjunto produjo una corriente eléctrica y fue este el origen de la
primera pila eléctrica. Pronto la perfeccionó reemplazándola por una pila de
dos elementos; cobre y zinc, sumergidos en una solución de ácido sulfúrico
contenida en un recipiente.
En esta sencilla forma de pila primaria, las placas de zinc y de cobre están
separadas por el electrolito. Si se conectan con un alambre, la corriente
eléctrica fluye a través del conductor, pero tan pronto como el circuito se
interrumpe porque el alambre se desconecta, deja de fluir.
Esta pila no dura indefinidamente, ya que el ácido sulfúrico ataca al zinc, y
cuando éste se consume, la pila se agota. Para reactivarla, será necesario
reponer la placa de cinc y el ácido del electrólito. Debido a las reacciones
químicas que tienen lugar dentro de la pila, se desprenden pequeñas burbujas
de hidrógeno que se adhieren al electrodo de cobre y forman una capa
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Manual De Apoyo Para El Laboratorio De Electroquímica
aislante; cuando esto sucede, la corriente no pasa y se dice que la pila está
polarizada.
Para eliminar este inconveniente, se agregan ciertas sustancias químicas que
se combinan con el hidrógeno y evitan los efectos polarizantes. [3]
a) Definición De Pila.
Se denomina pila a un sistema en el que la energía química de una reacción
química es transformada en energía eléctrica que hace funcionar a los
aparatos.
Se clasifican en:
 Baterías.
 Pilas Primarias.
 Pilas secundarias.
 Acumuladores.
 Pilas botón, pilas de oxido de mercurio y oxido de plata. [4]

Pilas de potencia
Hay dos maneras de producir electricidad para aplicarla a usos prácticos: bien
mediante máquinas llamadas dinamos o generadores de corriente eléctrica,
cuando se trata de un consumo apreciable para instalaciones fijas; o bien
mediante el empleo de baterías de pilas secas o de acumuladores, si se trata
de aparatos portátiles o vehículos automóviles.
Una pila transforma la energía química en energía eléctrica; parte de esa
energía química se transforma en calor o energía calorífica y el resto en
corriente eléctrica.

Pilas Galvánicas:
Una aplicación realmente útil de lo visto antes, es aprovechar el traspaso de
electrones en forma espontánea. Esto se puede hacer por medio de un hilo
conductor, pero se debe tener en cuenta el mantener separados los átomos de
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cobre de los de plata para, de esta forma, evitar la entrega directa de
electrones.
La conocida pila galvánica o voltaica, es un generador de corriente eléctrica
que se produce por el flujo espontáneo de electrones desde el electrodo 1 al
electrodo 2.
El electrodo 1 toma carga negativa al recibir los electrones cedidos por los
átomos de cobre. En cambio, el electrodo 2, del que los iones Ag+ retiran
electrones, toma carga positiva. (Gómez, Alcaraz, 2004)
1.4 Electrodos de medida y de referencia
Un electrodo es una placa de membrana rugosa de metal, un conductor
utilizado para hacer contacto con una parte no metálica de un circuito.A
continuación de nombran los electrodos más comunes.
1. Electrodos para fines médicos, como EEG, EKG, ECT, desfibrilador.
2. Electrodos para técnicas de electrofisica en investigación biomédica.
3. Electrodos para ejecución en silla eléctrica.
4. Electrodos para galvanoplastia.
5. Electrodos para soldadura.
6. Electrodos para protección catódica.
7. Electrodos inertes para hidrólisis, los cuales son hechos de platino.
8. Electrodos para puesta a tierra, también conocidos como pica o jabalina.
9. Ultramicroelectrodo. (Castellan, 1987)
1.5 Corrosión
Se entiende por corrosión la interacción de un metal con el medio que lo rodea,
produciendo el consiguiente deterioro en sus propiedades tanto físicas como
químicas. Las características fundamentales de este fenómeno, es que sólo ocurre
en presencia de un electrólito, ocasionando regiones plenamente identificadas,
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llamadas estas anódicas y catódicas: una reacción de oxidación es una reacción
anódica, en la cual los electrones son liberados dirigiéndose a otras regiones
catódicas.
Este mecanismo que es analizado desde un punto de vista termodinámico
electroquímico, indica que el metal tiende a retornar al estado primitivo o de
mínima energía, siendo la corrosión por lo tanto la causante de grandes perjuicios
económicos en instalaciones enterradas. Por esta razón, es necesaria la oportuna
utilización de la técnica de protección catódica.
En la práctica suele utilizarse comúnmente el valor de la resistividad eléctrica del
suelo como índice de su agresividad. La protección catódica es un método
electroquímico cada vez más utilizado hoy en día, el cual aprovecha el mismo
principio electroquímico de la corrosión, transportando un gran cátodo a una
estructura metálica, ya sea que se encuentre enterrada o sumergida. Para este fin
será necesaria la utilización de fuentes de energía externa mediante el empleo de
ánodos galvánicos, que difunden la corriente suministrada por un transformadorrectificador de corriente.
1.6 Mecanismos de la corrosión.
Tipos de Corrosión
Se clasifican de acuerdo a la apariencia del metal corroído, dentro de las más
comunes están:
1. Corrosión uniforme.
2. Corrosión galvánica.
3. Corrosión por picaduras.
4. Corrosión intergranular.
5. Corrosión por esfuerzo.
.
25
Manual De Apoyo Para El Laboratorio De Electroquímica
1) Corrosión uniforme
La corrosión implica la pérdida de metal en un punto de la superficie expuesta. La
corrosión se produce de varias formas, que van desde ataques uniformes sobre
toda la superficie hasta ataques locales agudos.
En general, la corrosión metálica implica la pérdida de metal en un punto de la
superficie expuesta. La corrosión se produce de varias formas, que van desde
ataques uniformes sobre toda la superficie hasta ataques locales agudos.
La corrosión uniforme o general se caracteriza por ataques corrosivos que se
desarrollan uniformemente sobre toda la superficie, o sobre una gran parte del
área total. El metal sigue perdiendo espesor hasta que se desmorona. La
corrosión uniforme es el tipo de corrosión que echa a perder la mayor cantidad de
metal.
2) Corrosión galvánica
La corrosión galvánica es un proceso electroquímico en el que un metal se corroe
preferentemente cuando está en contacto eléctrico con un tipo diferente de metal y
ambos metales se encuentran inmersos en un electrolito o medio húmedo. Por el
contrario, una reacción galvánica se aprovecha en baterías y pilas para generar
una corriente eléctrica de cierto voltaje. Un ejemplo común es la pila de carbonozinc donde el zinc se corroe preferentemente para producir una corriente. La
batería de limón es otro ejemplo sencillo de cómo los metales diferentes
reaccionan para producir una corriente eléctrica.
Cuando dos o más diferentes tipos de metal entran en contacto en presencia de
un electrolito, se forma una celda galvánica porque metales diferentes tienen
diferentes potenciales de electrodo o de reducción. El electrolito suministra el
26
Manual De Apoyo Para El Laboratorio De Electroquímica
medio que hace posible la migración de iones por lo cual los iones metálicos en
disolución pueden moverse desde el ánodo al cátodo.
Esto lleva a la corrosión del metal anódico se retrasa hasta el punto de detenerse.
La presencia de electrolitos y un camino conductor entre los dos metales puede
causar una corrosión en un metal que, de forma aislada, no se habría oxidado.
Incluso un solo tipo de metal puede corroerse galvánicamente si el electrolito varía
en su composición, formando celdas de concentración.
3) Corrosión en grietas
La corrosión por también llamada crevice o por fisuras es la que se produce en
pequeñas cavidades o huecos formados por el contacto entre una pieza de metal
igual o diferente a la primera, o más comúnmente con un elemento no- metálico.
En las fisuras de ambos metales, que también pueden ser espacios en la forma
del objeto, se deposita la solución que facilita la corrosión de la pieza.
Se dice, en estos casos, que es una corrosión con ánodo estancado, ya que esa
solución, a menos que sea removida, nunca podrá salir de la fisura. Además, esta
cavidad se puede generar de forma natural producto de la interacción iónica entre
las partes que constituyen la pieza.
Algunas formas de prevenir esta clase de corrosión son las siguientes:

Rediseño del equipo o pieza afectada para eliminar fisuras.

Cerrar las fisuras con materiales no-absorbentes o incorporar una barrera
para prevenir la humedad.

Prevenir o remover la formación de sólidos en la superficie del metal.
4) Corrosión por picaduras
27
Manual De Apoyo Para El Laboratorio De Electroquímica
Es altamente localizada, se produce en zonas de baja corrosión generalizada y el
proceso anódico produce unas pequeñas picaduras en el cuerpo que afectan.
Puede observarse generalmente en superficies con poca o casi nula corrosión
generalizada.
Ocurre como un proceso de disolución anódica local donde la pérdida de metal es
acelerada por la presencia de un ánodo pequeño y un cátodo mucho mayor. Esta
clase de corrosión posee algunas formas derivadas.
a)
Corrosión por fricción o fretting:
b)
Corrosión por Cavitación:
c)
Corrosión Selectiva:
5) Corrosión Intergranular
Se define como corrosión intergranular al grado de desintegración electroquímica
que se produce en los límites de grano de un metal, como consecuencia de la
pérdida de características debidas al calentamiento generado,
Si la concentración de cromo llega a descender por debajo del 12 % entonces la
zona de transición mencionada se convierte en un ánodo corroible, debido al flujo
electroquímico generado entre el mismo y los otros granos adyacentes, los cuales
actúan como cátodo.
Para determinar el grado de resistencia a la corrosión intergranular de los metales
y sus aleaciones, y en especial de los aceros inoxidables, se utilizan las cámaras
de ensayos de corrosión acelerada, según la norma ASTM A262 y todas sus
homólogas y equivalentes.
6) Corrosión Selectiva
La Corrosión selectiva es un tipo de corrosión que ataca un solo elemento de una
aleación disolviéndolo en la estructura de la aleación. Como consecuencia la
estructura de la aleación de debilita.
28
Manual De Apoyo Para El Laboratorio De Electroquímica
Ejemplo de corrosión selectiva:
1.
La descincacion del latón no estabilizado provoca una estructura de cobre
poroso y debilitado. Así mismo, la grafitación del hierro fundido gris, deja un
esqueleto de grafito quebradizo por la disolución del hierro. (Gómez, Alcaraz,
2006)
1.7 Métodos anticorrosivos
Los métodos para un tratamiento anticorrosivo de metales que presentan por lo
menos parcialmente, una superficie metálica, siendo por lo menos el 90% de la
misma, en relación al total de la superficie metálica de zinc, aluminio y/o magnesio
o aleaciones de diversos metales.
Protección contra la corrosión
Luego de haber analizado la corrosión y sus formas, es momento de ver qué
conocimientos se tienen hoy en día para prevenirla.
Antes de ver un análisis un tanto más profundo a las formas de proteger sobre la
corrosión, hablaremos un poco sobre la Protección Catódica y la Protección
Anódica.
La protección catódica ocurre cuando un metal es forzado a ser el cátodo de la
celda corrosiva adhiriéndole de un metal que se corroa más fácilmente que él, de
forma tal que esa capa recubridora de metal se corroa antes que el metal que está
siendo protegido y así se evite la reacción corrosiva. Por otro lado, la protección
anódica es un método similar que consiste en recubrir el metal con una fina capa
de óxido para que no se corroa.
Existen metales como el Aluminio que al contacto con el aire son capaces de
generar espontáneamente esta capa de óxido y por lo tanto, se hacen resistentes
a la corrosión. Aún así, la capa de óxido que recubre al metal no puede ser
cualquiera. Tiene que ser adherente y muy firme, ya que de lo contrario no serviría
para nada.
29
Manual De Apoyo Para El Laboratorio De Electroquímica
c) Selección de materiales
La selección de los materiales que vayamos a usar será factor decisivo en el
control de la corrosión a continuación se enunciaran algunas reglas generales
para la selección de materiales:
1-
Para condiciones no oxidantes o reductoras tales como ácidos y soluciones
acuosas libres de aire, se utilizan frecuentemente aleaciones de Ni y Cr.
2-
Para condiciones oxidantes se usan aleaciones que contengan Cr.
3-
-Para condiciones altamente oxidantes de aconseja la utilización de Ti.
4-
Los elementos cerámicos poseen buena resistencia a la corrosión y a las
altas temperaturas pero son quebradizos, su utilización se restringe a procesos
que no incluyen riesgo.
a)
Protección catódica
La protección catódica es una técnica de control de la corrosión, que está siendo
aplicada cada día con mayor éxito en el mundo entero, en que cada día se hacen
necesarias nuevas instalaciones de ductos para transportar petróleo, productos
terminados, agua; así como para tanques de almacenamientos, cables eléctricos y
telefónicos enterrados y otras instalaciones importantes.
En la práctica se puede aplicar protección catódica en metales como acero, cobre,
plomo, latón, y aluminio, contra la corrosión en todos los suelos y, en casi todos
los medios acuosos. De igual manera, se puede eliminar el agrietamiento por
corrosión bajo tensiones por corrosión, corrosión intergranular, picaduras o
tanques generalizados.
Como condición fundamental las estructuras componentes del objeto a proteger y
del elemento de sacrificio o ayuda, deben mantenerse en contacto eléctrico e
inmerso en un electrólito.
30
Manual De Apoyo Para El Laboratorio De Electroquímica
Dentro de las medidas utilizadas industrialmente para combatirla corrosión están
las siguientes:
1. Uso de materiales de gran pureza.
2. Presencia de elementos de adicción en aleaciones, ejemplo aceros
inoxidables.
3. Tratamientos térmicos especiales para homogenizar soluciones solidas,
como el alivio de tensiones.
4. Inhibidores que se adicionan a soluciones corrosivas para disminuir sus
efectos, ejemplo los anticongelantes utilizados en los radiadores de los
automóviles.
5. Recubrimiento
superficial:
pinturas,
capa
de
oxido,
recubrimientos
metálicos.
6. Protección catódica.
Polarización catódica.
La protección catódica no elimina la corrosión, éste remueve la corrosión de la
estructura a ser protegida y la concentra en un punto donde se descarga la
corriente. Para su funcionamiento práctico requiere de un electrodo auxiliar, e este
caso es el ánodo. Una fuente de corriente continua cuyo terminal positivo se
conecta al electrodo auxiliar y el terminal negativo a la estructura a proteger,
fluyendo la corriente desde el electrodo a través del electrolito llegando a la
estructura. (Bilurbina, et al, 2003)
a)
Recubrimientos
Los recubrimientos se aplican mediante capas finas que separen el ambiente
corrosivo del metal, es decir que puedan servir como ánodos sacrificables que
puedan ser corroídos en lugar del metal subyacente. Los galvanizados son un
buen ejemplo de este caso.
31
Manual De Apoyo Para El Laboratorio De Electroquímica
Un recubrimiento continuo de zinc y estaño aísla el acero respecto al electrolito. A
veces se presentan fallas con estos metales, cuando el riesgo de corrosión es muy
elevado se recomienda hacer un recubrimiento con Alclad.
El Alclad es un producto forjado, compuesto formado por un núcleo de una
aleación de aluminio y que tiene en una o dos superficies un recubrimiento de
aluminio o aleación de aluminio que es anódico al núcleo y por lo tanto protege
electroquímicamente al núcleo contra la corrosión.
Recubrimientos inorgánicos
En algunos casos es necesario hacer recubrimientos con material inorgánico, los
más usados son el vidrio y los cerámicos, estos recubrimientos proporcionan
acabados tersos y duraderos. Aunque si se expone un pequeño lugar anódico se
experimenta una corrosión rápida pero fácil de localizar.
Recubrimientos orgánicos
El uso de pinturas, lacas, barnices y muchos materiales orgánicos poliméricos han
dado muy buen resultado como protección contra la corrosión. Estos materiales
proveen barreras finas tenaces y duraderas para proteger el sustrato metálico de
medios corrosivos. El uso de capas orgánicas protege más el metal de la corrosión
Que muchos otros métodos. Aunque debe escogerse muy bien, ya que hay
procesos que incluyen tratamientos con alcoholes que en algún momento pueden
disolver los materiales orgánicos.
Alteración por el entorno
Las condiciones ambientales son muy importantes para el control de corrosión,
algunos métodos usados son:

Bajando la temperatura se consigue disminuir la velocidad de reacción.

Disminuyendo la velocidad de un fluido corrosivo se reduce la corrosión se
reduce por erosión.
32
Manual De Apoyo Para El Laboratorio De Electroquímica

Eliminar el oxigeno de las soluciones acuosas reduce la corrosión
especialmente en las calderas de agua.

La reducción de la concentración de iones corrosivos en una solución que
esta corroyendo un metal, se utiliza principalmente en aceros inoxidables.

La adición de inhibidores que son principalmente catalizadores de retardo
disminuye las probabilidades de corrosión. (Becker, Wenworth, 1977)
Criterios de protección
Cuando se aplica protección catódica a una estructura, es extremadamente
importante saber si esta se encontrará realmente protegida contra la corrosión en
toda su plenitud.
Varios criterios pueden ser adoptados para comprobar que la estructura en
mención está exenta de riesgo de corrosión, basados en unos casos en función de
la densidad de corriente de protección aplicada y otros en función de los
potenciales de protección obtenidos.
No obstante, el criterio más apto y universalmente aceptado es el de potencial
mínimo que debe existir entre la estructura y terreno, medición que se realiza con
un electrodo de referencia. El criterio de potencial mínimo se basa en los estudios
realizados por el Profesor Michael Pourbaix, en 1939, quién estableció a través de
un diagrama de potencial de electrodo Vs pH del medio, un potencial mínimo
equivalente a -850 mv con relación al electrodo de referencia cobre-sulfato de
cobre, observando una zona definida por la inmunidad del acero.
Los criterios de potencial mínimo de protección que se utilizará es de –850 mv
respecto al Cu/SO4Cu como mínimo y permitiendo recomendar así mismo, un
máximo potencial de protección que pueda estar entre los 1200 mv a -1300 mv,
sin permitir valores más negativos, puesto que se corre el riesgo de sobre
protección, que afecta de sobre manera al recubrimiento de la pintura, ya que hay
riesgos de reacción catódica de reducción de hidrógeno gaseoso que se
manifiesta como un ampollamiento en la pintura. (Bilurbina, Liesa,2003)
33
Manual De Apoyo Para El Laboratorio De Electroquímica
La Corrosión en la Industria y sus Procesos.
Como se mencionó en un principio, la mayor problemática de la corrosión es la
destrucción del metal al que afecta. Ahora intentaremos ver un enfoque desde la
industria, el sector más afectado por la corrosión, a cerca de los ataques que este
proceso causa. Podemos hablar desde fracturas, hasta fugas en tanques,
disminución de la resistencia mecánica de las piezas y muchas otras maneras de
efectos por los ataques. Aún así, lo peor de todo es que si no son prevenidas
estas clases de ataques por corrosión, la seguridad de las personas es algo que
se ve permanentemente afectado.
Existen dos clases de pérdidas desde el punto de vista económico.
1-
DIRECTAS: Las pérdidas directas son las que afectan de manera inmediata
cuando se produce el ataque. Estas se pueden clasificar en varios tipos también,
de las cuales las más importantes son el Coste de las Reparaciones, las
Sustituciones de los Equipos Deteriorados y Costes por Medidas Preventivas.
2-
INDIRECTAS: Se consideran todas las derivadas de los fallos debidos a los
ataques de corrosión. Las principales son la Detención de la Producción debida a
las Fallas y las Responsabilidades por Posibles Accidentes. (Gomez, Alcaraz,
2006)
1.8 Conductividad eléctrica
La conductividad se define como la capacidad de una sustancia de conducir la
corriente eléctrica y es lo contrario de la resistencia.
La conductividad es una variable que se controla en muchos sectores, desde la
industria química a la agricultura.
Esta variable depende de la cantidad de sales disueltas presentes en un líquido y
es inversamente proporcional a la resistividad del mismo. Con los instrumentos
34
Manual De Apoyo Para El Laboratorio De Electroquímica
convencionales, la medida de la conductividad se obtiene aplicando un voltaje
entre dos electrodos y midiendo la resistencia de la solución. Las soluciones con
conductividad alta producen corrientes más altas. Para contener la intensidad de
la corriente en una solución altamente conductiva, es necesario disminuir la
superficie de la sonda o incrementar la distancia entre los polos. Por esta razón se
deben usar sondas diferentes para rangos de medida diferentes.
Sólo el método de 4 anillos puede medir distintos rangos usando una única sonda.
Las ventajas de este método respecto al de dos puntas son numerosas: lecturas
lineales en un amplio rango, sin ninguna polarización, y sin necesidad de limpiezas
exhaustivas por las incrustaciones.
En general, el flujo de electricidad a través de un conductor es debido a un
transporte de electrones. Según la forma de llevarse a cabo este transporte, los
conductores eléctricos pueden ser de dos tipos: conductores metálicos o
electrónicos y conductores iónicos o electrolíticos. A este segundo tipo pertenecen
las disoluciones acuosas.
En ellas la conducción de electricidad al aplicar un campo eléctrico se debe al
movimiento de los iones en disolución, los cuales transfieren los electrones a la
superficie de los electrodos para completar el paso de corriente. La conductividad
eléctrica de una disolución puede definirse como la aptitud de ésta para transmitir
la corriente eléctrica, y dependerá, además del voltaje aplicado, del tipo, número,
carga y movilidad de los iones presentes y de la viscosidad del medio en el que
éstos han de moverse.
En disoluciones acuosas, y puesto que su viscosidad disminuye con la
temperatura, la facilidad de transporte iónico o conductividad aumentará a medida
que se eleva la temperatura.
Según la ley de Ohm, cuando se mantiene una diferencia de potencial (E), entre
dos puntos de un conductor, por éste circula una corriente eléctrica directamente
proporcional al voltaje aplicado (E) e inversamente proporcional a la resistencia del
conductor (R).
35
Manual De Apoyo Para El Laboratorio De Electroquímica
I = E/R.........................................................................................................(1.15)
En disoluciones acuosas, la resistencia es directamente proporcional a la distancia
entre electrodos (l) e inversamente proporcional a su área (A): R =
r·l/A ..............................................................................................................(1.16)
Donde r se denomina resistividad específica, con unidades W·cm, siendo su
inversa (1/r), la llamada conductividad específica (k), con unidades W-1·cm-1 o
mho/cm (mho, viene de ohm, unidad de resistencia, escrito al revés).
Actualmente se emplea la unidad del SI, siemens (S), equivalente a mho; y para
trabajar con números más manejables se emplean submúltiplos:
1 mS/cm = 1 dS/m = 1000 (S/cm = 1 mmho/cm) (Enriquez,1994)
Medida de Conductividad
Es posible diferenciar los distintos conductivímetros según el método de medición
que utilicen, es decir amperométrico o potenciométrico. El sistema amperimétrico
aplica una diferencia potencial conocida (V) a dos electrodos y mide la corriente (I)
que pasa a través de ellos. Según la ley de Ohm:
I = V/R......................................................................................................... (1.17)
Donde
R= Es la resistencia,
V= Es el voltaje
Conocido como la corriente que va de un electrodo (sonda) a otro. Por lo tanto,
cuanto más elevada sea la corriente obtenida, mayor será la conductividad. La
resistencia, sin embargo, depende de la distancia entre los dos electrodos y sus
superficies, las cuales pueden variar debido a posibles depósitos de sales u otros
materiales.
36
Manual De Apoyo Para El Laboratorio De Electroquímica
Por esta razón se recomienda el sistema amperométrico para soluciones con baja
concentración de sólidos disueltos, generalmente hasta un gramo por litro
(aproximadamente 2000 µS/cm).
El sistema potenciométrico de cuatro anillos está basado en el principio de
inducción, y elimina los problemas comunes asociados al sistema amperométrico
como los efectos de la polarización. Los dos anillos externos aplican un voltaje
alternativo e inducen un bucle de voltaje en la solución.
Los dos anillos internos miden las bajadas de voltaje inducidas por el bucle de
corriente, que depende de la conductividad de la solución. Una capa de PVC
mantiene el campo de corriente fijo (I) y constante.
Utilizando el método de 4 anillos es posible medir la conductividad con rangos de
hasta 200000 µS/cm y 100g/l. Por tanto se presenta como el método más efectivo
para la medida de la conductividad eléctrica en disoluciones. [9]
1.9 Aplicaciones de la conductividad eléctrica.
En primer lugar, la conductividad de las soluciones desempeña un importante
papel en las aplicaciones industriales de la electrolisis, ya que el consumo de
energía eléctrica
en la electrólisis depende
en
gran
medida de ella.
Las determinaciones de la conductividad se usan ampliamente en los estudios de
laboratorios. Así, se las puede usar para determinar el contenido de sal de varias
soluciones durante la evaporación del agua Las basicidades de los ácidos pueden
ser determinadas por mediciones de la conductividad.
El método conductimétrico puede usarse para determinar las solubilidades de
electrólitos escasamente solubles y para hallar concentraciones de electrólitos en
soluciones por titulación.
37
Manual De Apoyo Para El Laboratorio De Electroquímica
Un método práctico sumamente importante es el de la titulación conductométrica,
o sea la determinación de la concentración de un electrólito en solución por la
medición de su conductividad durante la titulación. Este método resulta
especialmente valioso para las soluciones turbias o fuertemente coloreadas que
con frecuencia no pueden ser tituladas con el empleo de indicadores. [10]
En la siguiente tabla podemos mencionar algunas de las aplicaciones más
importantes que tiene la conductividad eléctrica, notamos que abarca muchos
sectores y aquí se mencionan los más comunes e importantes.
Tabla 2 Aplicaciones de la conductividad eléctrica [10]
SECTOR.
APLICACIÓN.
Artes graficas.
Baños de calibración, procesado de
películas.
Producción de cerveza y levadura.
Limpieza y control de filtros en las
instalaciones, dosificación de la sal
en la levadura.
Tratamiento de las aguas de
entrada en las instalaciones, control
de agotamiento de resinas de
suavización, control de membranas
osmóticas
Control de pérdidas en los
intercambiadores de calor, control
de la concentración de soluciones
ácidas y alcalinas y de la
concentración de sales en procesos
productivos
Intercambiadores iónicos, redichos
de sales en el agua de las calderas,
control
de
pérdidas
en
humedecedores y condensadores
Desalinización.
Industria química.
Generadores de calor.
38
Manual De Apoyo Para El Laboratorio De Electroquímica
CAPITULO 2
PRACTICAS DE LABORATORIO.
39
UNIVERSIDAD VERACRUZANA
FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS
FENOMENOS DE SUPERFICIE Y ELECTROQUIMICA
LABORATORIO
No. DE
NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
CONSTRUCCION DE UNA BATERIA CON
I
LIMONES.
Objetivo:
Mostrar al alumno la cotidianidad de la química, sus consecuencias prácticas y
otra identificación de baterías y sus componentes, en un marco natural.
Fundamento:
Para fabricar una batería, solo necesitas tener una especie que pueda oxidar a
otra y una manera de separar reacciones.
En este caso, aprovecharas dos cosas; por un lado, los diferentes potenciales de
reducción de dos metales conocidos, y por el otro el contenido normal de sales de
un organismo viviente: En este caso un limón; este nos proporcionara iones Cu (II)
y Zn (II) para hacer funcionar la batería. (Damaskin, Petry, 1981).
Material:
4 Limones Duros (maduros)
1 Multimetro
4 Clavos galvanizados o 4 placas de 1 Cuchillo
zinc pequeñas.
4 monedas de cobre o 4 placas de 8 Alambres de Cobre u 8 Caimanes.
cobre pequeñas.
2 Leds pequeño.
1 Reloj digital.
Técnica:
a) Apriete bien los limones haciéndolos rodar sobre la mesa, para destruir las
membranas interiores y liberar más fácilmente el jugo.
b) Realice dos cortes al limón, introduce las laminas de cobre y zinc (haberlas
limpiado anteriormente con vinagre y agua) a cada limón, atravesando la
piel de este, pero sin que ellas lleguen a tocarse.
c) Cree un Circuito en serie entre los limones, teniendo en cuenta de unir los
limones con materiales diferentes cobre-zinc y zinc-cobre.
d) Cierre el circuito en el led o reloj digital.
e) Conecte mediante un cable de conexión las dos láminas con el multimetro
para medir la tensión de la batería, conecta el multimetro en medida de
tensión en corriente continua.
40
UNIVERSIDAD VERACRUZANA
FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS
FENOMENOS DE SUPERFICIE Y ELECTROQUIMICA
LABORATORIO
No. DE
NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
CONSTRUCCION DE UNA BATERIA CON
I
LIMONES.
Esquemas:
Figura 2.1Circuito en serie con limones y placas de cobre y zinc.
Cuestionario:
1.- ¿Qué Pasaría Si usamos grafito en lugar de Cu?
2.- ¿De dónde salen los iones de Cu(II) y Zn (II)?
3.- ¿Por que utilizamos el limón y no otra fruta?
41
UNIVERSIDAD VERACRUZANA
FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS
FISICA BASICA LABORATORIO
No. DE
NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
2
PRODUCIR CORRIENTE ELÉCTRICA A
PARTIR DE JUGO DE LIMÓN Y NARANJA.
Objetivo:
Comprobar cómo el jugo de limón y naranja puede llegar a producir corriente
eléctrica suficiente como para encender un led por medio de jugos de frutas
cítricas.
Fundamento:
Desde hace miles de años se sabe que el jugo de limón y muchos otros
alimentos tienen un sabor ácido. Sin embargo, no fue hasta hace unos años que
se descubrió por qué estas cosas tenían un sabor ácido. Aunque hay muchas
diferentes definiciones de los ácidos y las bases. Robert Boyle primero denominó
las substancias como ácidos o bases (llamó a las bases álcalis) de acuerdo a las
siguientes características.
Los Ácidos tienen un sabor ácido, corroen el metal, cambian el litmus tornasol
(una tinta extraída de los líquenes) a rojo, y se vuelven menos ácidos cuando se
mezclan con las bases. Las Bases son resbaladizas, cambian el litmus a azul, y
se vuelven menos básicas cuando se mezclan con ácidos. (Damaskin, Petry,
1981).
Material.
Led de 1.3 volts (rojo o amarillo)
5 vasos pp. De 50 ml.
Minas de lápiz de 10 cm de largo
Etiquetas adheribles.
Juego de caimanes
Trozo de alambre de cobre sin forro.
(15 cm)
Reactivos:
Vinagre
Azúcar
NaCl.y H2O
Jugos de limón, naranja y toronja
42
UNIVERSIDAD VERACRUZANA
FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS
FISICA BASICA LABORATORIO
No. DE
NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
2
PRODUCIR CORRIENTE ELÉCTRICA A
PARTIR DE JUGO DE LIMÓN Y NARANJA.
Técnica:
a) Llene cada frasco hasta la mitad (40ml) y etiquétalos con el nombre de la
sustancia de acuerdo a lo que contengan cada uno.
b) Con ayuda de los caimanes, conecte los electrodos a las terminales del
led en sustitución de la pila como se indica en la figura.
c) Pruebe el sistema con anticipación para asegurarse de que las terminales
estén bien conectadas, si esto no funciona cambie los caimanes, invierta
los cables.
d) Asegúrese de que los electrodos estén limpios de preferencia con una
solución de agua y vinagre.
e) Sumerja los electrodos en cada vaso, para una mejor respuesta cada
frasco debe tener 40ml de agua con una cucharada (10 gr) de NaCl y el
siguiente frasco 40ml d agua con una cucharada (10gr) de azúcar.
Esquema:
Figura 2.2 Frascos con las diferentes soluciones: Agua con NaCl, vinagre, toronja, limón y
naranja.
Cuestionario:
1.- ¿Trabajo el led con las diferentes sustancias?
2.- ¿Podrían utilizarse otros jugos después de la actividad?
43
UNIVERSIDAD VERACRUZANA
FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS
FISICA BASICA LABORATORIO
No. DE
NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
2
PRODUCIR CORRIENTE ELÉCTRICA A
PARTIR DE JUGO DE LIMÓN Y NARANJA.
3.- ¿Cómo clasificarías este proceso?
4.- ¿Qué otros jugos frutales podrían utilizarse en esta práctica?
44
UNIVERSIDAD VERACRUZANA
FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS
FENOMENOS DE SUPERFICIE Y ELECTROQUIMICA
LABORATORIO
No. DE
NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
4
DISOCIACION DE YODURO DE POTASIO.
Objetivo:
La electrolisis es de gran importancia en la producción de metales como Al, K, Mg
y Na a partir de electrolitos, se buscaran las aplicaciones de cada uno dentro del
laboratorio.
Fundamento:
Se aplica una corriente eléctrica continua mediante un par de electrodos
conectados a una fuente de alimentación eléctrica y sumergida en la disolución. El
electrodo conectado al polo positivo se conoce como ánodo, y el conectado al
negativo como cátodo.
Cada electrodo atrae a los iones de carga opuesta. Así, los iones negativos, o
aniones, son atraídos y se desplazan hacia el ánodo (electrodo positivo), mientras
que los iones positivos, o cationes, son atraídos y se desplazan hacia el cátodo
(electrodo negativo). La energía necesaria para separar a los iones e incrementar
su concentración en los electrodos es aportada por la fuente de alimentación
eléctrica.
En los electrodos se produce una transferencia de electrones entre éstos y los
iones, produciéndose nuevas sustancias. Los iones negativos o aniones ceden
electrones al cátodo (+) y los iones positivos o cationes toman electrones del
ánodo (-).
En definitiva lo que ocurre es una reacción de oxidación-reducción, donde la
fuente de alimentación eléctrica se encarga de aportar la energía necesaria.
(Harper, 1994)
45
UNIVERSIDAD VERACRUZANA
FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS
FENOMENOS DE SUPERFICIE Y ELECTROQUIMICA
LABORATORIO
No. DE
NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
4
DISOCIACION DE YODURO DE POTASIO.
Material.
Pila de 9 volteos.
2 laminas de lápiz o grafito.
3 frascos de vidrio numerados.
Etiquetas.
Juego de caimanes
Cucharas.
Reactivos:
NaCl
Agua destilada.
Azúcar.
SO4Cu
Técnica:
1.
Conecta el circuito eléctrico, los caimanes y las minas de lápiz como se
indica en la foto.
2.
Preparamos en los 3 frascos las siguientes disoluciones. No olvidar
etiquetar los frascos.



Agua con NaCl.
Agua con SO4Cu.
Agua destilada.
3.
Introduzca las minas de lápiz en el frasco que contiene NaCl (Disolución de
agua con NaCl) ¿Qué observas?
4.
Desconecte, enjuague y limpie las minas de lápiz. Conecte e introdúzcalas
en el agua destilada. ¿Qué sucede?
5.
Desconecte, enjuague y limpie las minas de lápiz. Conecta e introdúzcalas
en el agua destilada. ¿Qué pasa?
46
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NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
4
DISOCIACION DE YODURO DE POTASIO.
Esquema:
Figura 2.3 Esquema de electrolisis
Cuestionario.
1.
¿Cómo paso la corriente eléctrica a través de la disolución de sulfato de
cobre?
2.
¿Qué origino la formación de cobre en el cátodo?
3.
¿Qué origino la formación de sulfato en el ánodo?
4.
¿Alguna diferencia como la corriente eléctrica pasa a través de las
disoluciones de sales que cuando pasa a través de los sólidos metálicos?
5.
Define el proceso de la electrolisis.
6. ¿Cuál es la función del grafito en este experimento?
47
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No. DE
NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
4
DISOCIACION DE YODURO DE POTASIO.
Objetivo.
Conocer el fenómeno de disociación del yoduro de potasio asi como sus
características.
Fundamento.
Es un proceso general en el cual complejos, moléculas o sales se separan en
moléculas más pequeñas, iones o radicales, usualmente de manera reversible.
Disociación es lo opuesto de la asociación, síntesis o a la recombinación.
Cuando un ácido de Bronsted-Lowry se pone en el agua, un enlace covalente
entre un átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno se rompe por la fisión
heterolítica, lo que da un protón y un ion negativo. (Harper, 1994)
Material.
1 Tubo de vidrio en forma de U.
2 Electrodos de grafito.
1 Barra de plastilina
Juego de caimanes
1 Pila de 9 voltios.
Reactivos.
Yoduro de potasio
Indicador Fenolftaleína
Técnica.
1.
Doble un tubo de vidrio en forma de U con una altura aproximada de 6 cm y
una base de 3 cm.
2.
Con plastilina hacer la base para el tubo de vidrio.
3.
Coloque en su interior un poco de disolución acuosa de yoduro de potasio
(3gotas)
48
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No. DE
NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
4
DISOCIACION DE YODURO DE POTASIO.
4.
Coloque 2 gotas de fenolftaleína (indicador acido-base) en cualquiera de las
entradas del tubo.
5.
Coloque 2 electrodos de grafito en 2 caimanes y conectarlos a la pila de 9
voltios; después introducir en cada tubo y sumergirlos en la disolución, espere
unos minutos.
6.
Al poner el grafito con la solución de él yoduro de potasio con el indicador
este vira, a un color violeta.
Esquema:
Figura 2.4 Esquema de disociación de yoduro de potasio
Cuestionario.
1.
2.
3.
4.
¿Qué Propiedades tiene el yoduro de potasio?
¿Cuál es el fin de hacer esta práctica?
¿En qué momento vira la solución?
¿Podría utilizarse otra solución en lugar de agua con NaCl?
49
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No. DE
NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
CONDUCTIVIDAD DE UN COMPUESTO
5
IONICO Y UN COMPUESTO COVALENTE.
Objetivo:
Diferenciar por medio de la conductividad eléctrica un compuesto iónico de un
compuesto covalente.
Fundamento:
ENLACE IONICO. Consiste en la atracción electrostática entre átomos con cargas
eléctricas de sigo contrario, este tipo de enlace se establece entre átomos de
elementos poco electronegativos, cuando una molécula de una sustancia contiene
átomos de metales y no metales, los electrones son atraídos con más fuerza por
los no metales que se transforman en iones con carga negativa, los metales a su
vez se convierten en iones con carga positiva. Entonces los iones de diferente
signo se atraen electrostáticamente formando enlaces iónicos. Las sustancias
iónicas conducen la electricidad cuando están en estado líquido o en disoluciones
acuosas, pero no en estado cristalino, por que los iones individuales son
demasiado grandes para moverse libremente a través del cristal.
ENLACE COVALENTE. La combinación de no metales entre si no puede tener
lugar mediante este proceso de transferencia de electrones, en estos casos, el
enlace consiste en una compartición de electrones; el enlace covalente es la
formación de pares electrónicos compartidos independientemente de su número.
Es la unión que se forma entre dos o más átomos que comparten electrones.
Estas sustancias no conducen la electricidad, ni tienen brillo, ni ductibilidad, ni
maleabilidad.
La Falta de conductividad en estas sustancias se puede explicar porque los
electrones están fuertemente localizados atraídos por los dos núcleos de los
átomos enlazados. La misma explicación de puede dar para las disoluciones de
estas sustancias en disolventes del tipo del benceno, donde se encuentran
moléculas individuales sin carga neta, moviéndose en la disolución.
No obstante, cuando el numero de enlaces es limitado como sucede en la mayor
parte de las sustancias (oxigeno, Hidrogeno, Amoniaco, etc) con enlaces
covalentes, al quedar saturados los átomos enlazados en la molécula, será débil,
lo que justifica que con frecuencia estas sustancias se encuentran en estado
50
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No. DE
NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
CONDUCTIVIDAD DE UN COMPUESTO
5
IONICO Y UN COMPUESTO COVALENTE.
gaseoso a temperatura y presión ordinarias y que sus puntos de fusión y ebullición
sean bajos.
Materiales:
1 pila de 9 voltios
1 foco de poco voltaje
2 caimanes
Reactivos:
Solución de azúcar.
1 tabla de 15x15 cm
1 soquett para el foco
Solución de cloruro de sodio.
Técnica:
1. Construye un dispositivo para demostrar la conductividad.
2. En los vasos de precipitados coloca las soluciones de cloruro de sodio
y azúcar.
3. Introduce las puntas de los cables que quedaron libres en el vaso que
contiene la solución de cloruro de sodio, cuidando que las puntas no se
toquen, observando la luminosidad del foco.
4. Repite el paso anterior con la solución de azúcar.
Esquema:
Figura 2.5 Circuito simple conectado a la solución de cloruro de sodio.
51
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NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
CONDUCTIVIDAD DE UN COMPUESTO
5
IONICO Y UN COMPUESTO COVALENTE.
Cuestionario:
1. Contesta el recuadro de acuerdo a tus resultados obtenidos.
Sustancia
¿El compuesto
se disuelve
totalmente en el
agua?
¿La Solución
conduce
electricidad?
Tipo de
compuesto.
NaCl 50%
C12H22O11 50%
2. ¿Qué diferencias existen entre las propiedades de los compuestos iónicos y
los covalentes?
3. ¿Las soluciones de algunos compuestos
conductoras de electricidad? ¿Por qué?
covalentes
son
buenas
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NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
QUIMICA Y GENERACION DE
6
ELECTRICIDAD.
Objetivo:
Comprobar los principios básicos de la generación de electricidad por métodos
químicos en el laboratorio.
Fundamento:
Se pueden realizar reacciones químicas para generar electricidad, ya que las
reacciones oxido-reducción espontaneas dan lugar a una transferencia de
electrones del elemento que se reduce, produciéndose una corriente eléctrica. Es
decir transformación de energía química en química eléctrica. De esta manera
funcionan las pilas y baterías ordinarias. Los primeros científicos en observar e
investigar estos fenómenos fueron:
LUIGI GALVANI: Cuando realizaba experimentos con ancas de ranas, contemplo
la existencia de electricidad animal, y sugirió erróneamente que la electricidad era
movida por el tejido muscular.
ALESSANDRO VOLTA: Descubrió que no fue la electricidad animal la causante
de las contracciones si no la reacción química que ocurría entre el metal y el
barandal y el gancho donde colgaba galvani las ancas de los ensayos.
En uno de sus experimentos, volta coloco 2 piezas circulares de plata y zinc,
respectivamente y entre ellas un trozo de tela humedecida en una disolución
salina;
Material:
Vasos pp. De 50 ml.
Juego de caimanes
Electrodos de hierro
Electrodos de zinc, cobré y grafito.
Galvanómetro.
53
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No. DE
NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
QUIMICA Y GENERACION DE
6
ELECTRICIDAD.
Reactivos:
Acido sulfúrico
Acido clorhídrico
Dióxido de manganeso
Hidróxido de sodio
Técnica:
1.
Vierte en cualquiera de las disoluciones antes mencionadas en el frasco
hasta un poco más de la mitad (60ml).
2.
Coloque en uno de los caimanes el electrodo de cobre y en el otro el
electrodo de zinc, los cuales se conectaran al galvanómetro como se indica.
3.
Anote en una tabla sus observaciones.
4.
Con la misma disolución se repite la actividad anterior, ahora con electrodos
de grafito y cobre, zinc y grafito, ambos de grafito y por ultimo ambos hierro. Anota
tus resultados en una tabla.
Esquema:
Figura 2.6 Esquema de circuito simple con conexión a Agua con NaCl
Observaciones:
ELECTRODOS.
Cobre y zinc.
¿CONDUCE ELECTRICIDAD?
Si
Grafito y cobre.
Si
Zinc y grafito.
Si
Grafito y grafito.
Si
Hierro y Hierro.
Si
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No. DE
NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
QUIMICA Y GENERACION DE
6
ELECTRICIDAD.
. Cuestionario.
1.
2.
3.
4.
¿Por qué es posible generar electricidad?
¿Se podría sustituir el hierro, cobre y zinc por otros metales?
¿Por qué el grafito es conductor de electricidad?
¿De qué otra manera se podría generar corriente eléctrica?
55
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No. DE
NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
7
GALVANOPLASTIA.
Objetivo:
Conocer el proceso de la galvanoplastia a través del cobre a nivel laboratorio.
Fundamento:
El proceso de galvanoplastia (también conocido como electrodeposición) es
bastante simple. Para empezar, una carga negativa se coloca en el objeto que se
va recubrir. El objeto se sumerge en una solución de sal de metal que se utilizará
para la placa del objeto. A partir de ahí, es simplemente una cuestión de atracción,
los iones metálicos de la sal tienen carga positiva y por tanto son atraídos por el
objeto con carga negativa. Una vez que se conectan, los iones con carga positiva
vuelven a su forma metálica de nuevo y tiene un objeto recién galvanizado.
Controlar el espesor del objeto galvanizado generalmente se alcanza mediante la
alteración de la hora del objeto pasa en la solución de sal. Cuanto más tiempo
permanece en el interior del baño, el grueso del depósito se convierte
electrolíticamente.
por supuesto, también debe haber una cantidad suficiente de iones metálicos en
el baño de recubrimiento para continuar el objeto también tendrá un efecto sobre
el espesor, antes la galvanoplastia se debe limpiar a fondo y todas las manchas y
las rayas se deben pulir, como se menciono, por lo que un cero se vuelve más
prominentes, en lugar de ser suavizadas por el material plateado.
Material:
vasos pp. de 50ml.
Juego de caimanes.
Llaves de cerradura o candado.
Placas pequeñas de cobre.
Trozo de alambre de cobre.
Pila de 9 volts.
Reactivos:
Disolución de sulfato de cobre
Técnica:
1.
Vierte en el frasco de vidrio la disolución de sulfato de cobre al 10%
56
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No. DE
NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
7
GALVANOPLASTIA.
Aproximadamente ¾ partes de su capacidad.
2.
Con el juego de caimanes, conecta una punta al polo positivo de la pila de 9
volts. Y a la llave el laton.
3.
El alambre de cobre al polo negativo de la pila y a la placa de cobre como
se indica en la figura:
Esquema:
Figura 2.7 Esquema de galvanoplastia de un metal.
Cuestionario:
1. ¿Cómo se lleva a cabo este proceso a nivel industrial?
2. ¿Qué otros métodos se pueden llevar a cabo?
57
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NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
DEMOSTRACION DE LA PRESENCIA DE
8
ELECTRONES.
Objetivo:
Dada la práctica, demostrar la presencia de electrones a través de los
experimentos indicados a nivel laboratorio.
Fundamento:
El átomo está constituido principalmente por tres partículas subatómicas. El protón
es una partícula con carga eléctrica positiva, el neutrón es una partícula sin carga
eléctrica ambas se encuentran en el núcleo.
La tercera partícula fundamental del átomo es el electrón, con carga negativa y se
encuentra en la periferia del átomo; no se puede ver, pero se perciben sus efectos.
Para cargar los átomos positivamente deben perder algunos de sus electrones
quedando con su exceso de protones; es decir, de partículas con carga positiva.
Cuando el vidrio se frota con seda, algunos electrones pasan a esta, dejando el
vidrio con carga positiva. Los átomos contienen electrones que pueden separarse
fácilmente.
Material:
2 Soportes universales.
3 Varillas de vidrio de 15cm de largo.
2 Globos.
1 Trozo de tela de seda.
2 Varillas de hierro.
1 Trozo de franela.
2 Pinzas de nuez
1 Cuerda o hilo.
Técnica:
1.
Infle 2 globos y haga un nudo en cada uno para que no se desinflen,
amárrales un hilo.
2.
Sobre una varilla con soporte, cuélgueles dándoles una separación entre
uno y otro aprox de 5cm.
3.
Cargue eléctricamente los 2 globos, frotándolos con el cabello de un
compañero; suéltalos y observe lo que sucede.
4.
Ate 2 varillas de vidrio con un hilo y cuélgalos en la varilla de hierro.
58
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NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
DEMOSTRACION DE LA PRESENCIA DE
8
ELECTRONES.
5.
Frote las varillas de vidrio que cuelgan con una tela de seda; suéltala
suavemente de tal manera que no tengan movimiento y observe lo que sucede.
6.
Repite el paso 5 pero ahora frota las varillas con una franela y anota tus
observaciones.
7.
Frote otra varilla de vidrio con una tela de seda y acércala a un globo
colgado, cargando eléctricamente al frotarlo con el cabello anota tus
observaciones.
8.
Repite el paso anterior pero ahora frotando la varilla con el trozo de franela,
y anota tus observaciones.
Esquema:
Figura 2.8 Globos atados a una cuerda.
Cuestionario:
1.
2.
3.
¿Cómo explicarías este fenómeno observado?
¿Por qué se pegan los globos a la ropa después de frotarlos?
¿Qué
pasa
cuando
los
frotas
en
tu
cabello?
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NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
9
CORROSION DEL HIERRO.
Objetivo:
En este experiencia se investigaran algunos de los factores que intervienen en la
corrosión y se tratará de relacionarlos entre si.
Fundamento:
La Corrosión es un término general que se aplica al proceso por el que los metales
se convierten en óxidos u otros compuestos; esta es la causa del deterioro gradual
de los metales. Aunque la química detallada de la corrosión del hierro no se
conoce del todo; es seguro que interviene la oxidación de alguna forma.
La forma de corrosión más común y destructiva desde el punto de vista económico
es la oxidación del hierro, este problema significa un derroche de energía y de
dinero, debido a que en el mundo se gastan millones de dólares, tanto en proteger
como en reponer los materiales y estructuras metálicas corroídas.
Material:
Papel tornasol.
1 mechero.
Alambre de cobre
Tira de estaño y zinc.
Capsula Petri.
Trozo de hilo de cobre.
Clavos.
Reactivos:
1 gr de Agar-agar en polvo.
Fenolftaleína.
Ferrocianuro potásico.
Soluciones: Todas a 0,1 Molar.
Grupo A
NaOH
HCl
Grupo B
KOH
HNO3
Grupo C
Na2PO4
H2SO4
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NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
9
CORROSION DEL HIERRO.
Técnica:
Parte 1. Reacción del hierro con algunos reactivos en solución acuosa.
1.
Coloque un clavo limpio y brillante en cinco tubos de ensayo; deje que cada
clavo se deslice suavemente por el lado del tubo para evitar romper el fondo.
2.
Llene cada uno de los tubos de ensayo con uno de los siguientes reactivos,
de forma que el clavo quede cubierto entero. El profesor le indicará que grupo ah
de usar. Todas las soluciones con 0,1 molar.
3.
Llene cada uno de los tubos de ensayo con uno de los siguientes reactivos,
de forma que el clavo quede cubierto entero. El profesor le indicará que grupo ah
de usar. Todas las soluciones con 0,1 molar.
4.
Determine si la solución es acida, básica o neutra usando papel tornasol o
de otra clase apropiado. Dejar los clavos durante toda una noche en la solución y
continuar con la parte II.
5.
Cuando las soluciones hayan estado toda una noche reaccionando,
observe y anote los cambios que se hayan producido. Añadir a cada solución una
o dos gotas de ferrocianuro potásico 0,1 molar, K 3Fe(CN)6 [El cual contiene los
iones K+ (aq)y Fe(CN)6 3-(aq)] y observar cualquier cambio. Comparar los
resultados obtenidos con los de tus compañeros que usaron los otros grupos de
reactivos. Anotar todas las observaciones de los otros alumnos junto con las
propias, en forma de tabla.
6.
Añada una gota de solución de ferrocianuro potásico 0,1 molar a 1ml aprox.
De solución de sulfato ferroso. Comparar el resultado con el obtenido cuando se
añadió la solución de ferrocianuro potásico a las soluciones que contenían los
clavos.
Parte II. Reacciones con intervención de dos metales.
1.
Prepare 100ml de suspensión de agar-agar tal como sigue: Caliéntese 100
ml de agua destilada, repetir este procedimiento utilizando una tira de zinc y un
cuarto de clavos.
Si no se dispone de una tira de zinc se puede usar un trozo delgado de zinc
atravesándolo por lo menos 2 veces con el clavo. Póngase este clavo en la
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No. DE
NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
9
CORROSION DEL HIERRO.
segunda capsula petri tal como se indica en el esquema. Cuídese de que los
clavos no se toquen entre ellos.
2.
Añada unas 5 gotas de ferrocianuro potásico 0,1 molar y 3 gotas de
solución de fenolftaleína al 0,1 % a la suspensión de agar-agar y agíte a fondo la
mezcla.
Parte II. Reacciones con intervención de dos metales.
3.
Prepare 100ml de suspensión de agar-agar tal como sigue: Caliéntese 100
ml de agua destilada, repetir este procedimiento utilizando una tira de zinc y un
cuarto de clavos.
Si no se dispone de una tira de zinc se puede usar un trozo delgado de zinc
atravesándolo por lo menos 2 veces con el clavo. Póngase este clavo en la
segunda capsula petri tal como se indica en el esquema. Cuídese de que los
clavos no se toquen entre ellos.
4.
Añada unas 5 gotas de ferrocianuro potásico 0,1 molar y 3 gotas de
solución de fenolftaleína al 0,1 % a la suspensión de agar-agar y agítese a fondo
la mezcla.
5.
Mientras la suspensión de agar-agar se enfría, prepare 4 clavos limpios y
brillantes, tal como se mostro en la figura, colocar un clavo a un lado de una
capsula petri o vaso pp. Doblar otro clavo con ayuda de unos alicates y colóquese
en el otro lado de la capsula. Enrollar un trozo de hilo de cobre limpio alrededor de
un tercer clavo; quítese entonces el clavo y estírese el hilo de cobre de forma que
cuando se vuelva a colocar otra vez el clavo, el contacto sea mejor. Colóquese
una segunda capsula repetir este procedimiento utilizando una tira de zinc y un
cuarto de clavo; atravesándolo por lo menos dos veces con el clavo. Póngase este
clavo en la segunda capsula petri tal como se indico en el esquema, cuídese de
que los clavos no se toquen entre ellos.
6.
Cuando la mezcla de agar-agar este templada y aun fluida, viértase con
cuidado en las capsulas hasta que tape los clavos y las otras piezas de metal.
7.
Haga observaciones durante todo el tiempo que quede el periodo de clase,
colocar las capsulas en su mesa y observar lo sucedido después de haber
permanecido una noche.
Corrosión de los metales:
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No. DE
NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
9
CORROSION DEL HIERRO.
1.
Tome 4 clavos nuevos de 1in, enrolle en uno una tira angosta de estaño; en
otro, un alambre de cobre y en el tercer clavo una tira angosta de zinc.
2.
Ponga los 4 clavos en 4 tubos diferentes y cúbralos parcialmente con agua,
dejarlos reposar d 2a3 días y observar los resultados.
3.
Anote los cambios.
Esquema:
Figura 2.9 Capsula Petri con clavos corroídos.
En la siguiente tabla se encuentran los diferentes reactivos que se utilizan para
acelerar la corrosión, anote si es acido o neutro.
Reactivo
Tipo de solución
H2O
Na3PO4
HNO3
NaCl
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NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
9
CORROSION DEL HIERRO.
Después le agregamos 2 gotas de ferrocianuro potásico a cada uno de los tubos y
determinamos los colores siguientes:
Reactivo
Color.
HCl
H2O
Na3PO4
HNO3
NaCl
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NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
10
ELECTRONIQUELADO.
Objetivo:
En esta experiencia se analizará el proceso del electro niquelado y como se lleva
a cabo, principalmente en metales.
Fundamento:
El electro niquelado con cadmio fue inventado y era el uso más importante del
cadmio hasta el desarrollo comercial de la batería del níquel-cadmio.
En los procesos de electro niquelado se utiliza una disolución de sulfato de níquel,
el dióxido de NiO2 se usa como agente oxidante en las placas positivas del
acumulador de edición, que es un acumulador con electrolito alcalino, de larga
vida (las placas y los recipientes que forman la batería son de níquel puro que no
es atacada por las bases).
Material:
1 pila de 9 voltios.
1 frasco de 150ml
1 varilla de grafito.
Alambre de cobre.
1 tira de cobre de 2x6 cm
Reactivos:
100ml de una solución que contiene 1.5 gr de NH4Cl
7.5 gr de NiSO4 (NH4)2SO4°6H2O
1.5 gr de acido bórico.
Técnica:
1.
Tener en el vaso de precipitado las disoluciones de todas las siguientes
soluciones NiSO4 (NH4)2 SO4°6H2O.
2.
La tira de cobre conectara los electrodos.
3.
Con los caimanes conectar a las baterías y a la tira de cobre.
4.
Sumergir los electrodos en la disolución.
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NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
10
ELECTRONIQUELADO.
5.
El aparato quedara montado como se muestra en el esquema.
Esquema:
Figura 2.10 Esquema de electroniquelado.
Cuestionario:
1. ¿En qué consiste el electro niquelado?
2. ¿Cuáles son los elementos que se utilizan para el electro niquelado?
3. ¿Por qué el grafito de degrada al introducirlo a la disolución?
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NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
MATERIALES CONDUCTORES Y NO
11
CONDUCTORES.
Objetivo:
En esta práctica es importante saber que tipos de materiales son conductores y
cuales otros no son conductores de electricidad.
Fundamento:
La conductividad eléctrica es la propiedad de los materiales que cuantifica la
factibilidad con que las cargas pueden moverse cuando un material es sometido a
un campo eléctrico. La resistividad es una magnitud inversa a la conductividad,
aludiendo al grado de dificultad que encuentran los electrones en sus
desplazamientos, dando una idea de lo bueno o mal conductor que puede llegar a
ser. Un valor alto de resistividad indica que el material es mal conductor mientras
que uno bajo indicara que es buen conductor. Generalmente la resistividad de los
metales aumenta con la temperatura, mientras que la de los semiconductores
disminuye ante el aumento de la temperatura. Los materiales se clasifican según
su conductividad eléctrica o resistividad en conductores, dieléctricos,
semiconductores y superconductores.
Conductores eléctricos, son los materiales que, puestos en contacto con un
cuerpo cargado de electricidad, transmiten esta a todos los puntos de superficie.
Los mejores conductores eléctricos son los metales y sus aleaciones. Existen
otros materiales, no metálicos, que también poseen la propiedad de conducir
electricidad, como son el grafito, las soluciones salinas y cualquier material en
estado de plasma.
Para el transporte de la energía eléctrica, asi como para cualquier instalación de
uso domestico o industrial, el metal mas empleado es el cobre en forma de cables
de uno o varios hilos.
Material:
Circuito eléctrico simple.
Objetos metálicos: Clips, agujas, etc
Objetos no Metálicos: Lápiz, Plástico,
etc.
Caimanes.
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NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
MATERIALES CONDUCTORES Y NO
11
CONDUCTORES.
Técnica:
1.
Arme un circuito eléctrico simple con una pila de 9 voltios, un foco de
pequeño voltaje y alambres de cobre o caimanes.
2.
Antes de unir los alambres que cierran el circuito, coloca entre ellos los
diversos objetos metálicos y no metálicos para checar cuales conducen
electricidad y cuáles no
Esquema:
Figura 2.11 Esquema de circuito simple
En esta práctica es necesario llenar un cuadro donde indiquemos que materiales fueron
conductores de electricidad y cuáles no.
Materiales.
Conduce
Electricidad.
Clip
Alambre de cobre
Lápiz
Grafito
Cuestionario:
1. ¿En qué Consiste que unos materiales conduzcan electricidad y otros no?
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NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
MATERIALES CONDUCTORES Y NO
11
CONDUCTORES.
2. ¿En qué consiste un circuito eléctrico?
3. ¿Qué materiales sirvieron para la conducción de electricidad?
4. ¿El foco enciende?
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No. DE
NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
12
PILA DE DANIELL
Objetivo:
Se trata de fabricar una pila (Daniell) utilizando las reacciones de oxidación-Reducción
de los productos utilizados posteriormente uniéndolas a través de un puente salino.
Fundamento:
La pila de daniell, dada a conocer en 1836 y de la que luego se han usado
ampliamente determinadas variantes constructivas, está formada por un electrodo de
zinc, sumergido en una disolución de sulfato de zinc y otro electrodo sumergido en una
disolución concentrada de sulfato de cobre. Ambos electrolitos están separados por
una pared porosa para evitar su reacción directa.
En esta situación la tensión de disolución de zinc es mayor que la presión de los iones
Zn++ y el electrodo se disuelve, emitiendo Zn ++ y quedando cargado negativamente,
proceso en el que se liberan electrones y que recibe el nombre de oxidación.
En la disolución de sulfato de cobre, debido a su gran concentración de iones Cu ++, se
deposita Cu sobre el electrodo de este metal de modo que queda cargado
positivamente, mediante el proceso denominado reducción, que implica la
incorporación de electrones.
Material.
2 vasos pp. De 10ml c/u.
Tubo de vidrio en forma de U.
Algodón.
Papel tornasol.
1 Tira de cobre.
1 Tira de zinc.
Alambre delgado de cobre.
Reactivos:
Solucion de CuSO4
ELABORADO POR:
MORALES AMARO PAOLA
REVISO:
M.C. IGANACIO SANCHEZ BAZAN
APROBO:
M.C. IGNACIO SANCHEZ BAZAN
FECHA: OCTUBRE 2011
FECHA: OCTUBRE 2011
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NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
12
PILA DE DANIELL
Técnica:
1.
En un vaso de pp. De 50 ml, diluya 10 ml de una solución 2N de CuSO 4 con 10
ml de agua.
2.
En otro vaso de 50 ml, diluya 10 ml de una solución 2N de ZnSO 4 con 10 ml de
agua.
3.
Los niveles deberán ser iguales en los dos vasos.
4.
Con un tubo de vidrio doblado en U, construya un puente salino, llene este tubo
con una solución al 10% NaCl, tape los extremos con algodón y úselo para conectar los
dos vasos.
5.
Evite que haya burbujas en el tubo con sal.
6.
En la solución con sulfato de cobre, coloque una tira de cobre y en la de sulfato
de zinc, una tira de zinc.
7.
A cada uno de estos electrodos, ateles un alambre en contacto con un papel rojo
tornasol, colocándolo en un vidrio de reloj y humedecido con una solución de NaCl.
8.
Deje que esta electrolisis prosiga por algunas horas, cuidando de que el papel
tornasol este siempre húmedo, anote todos los cambios que ocurran.
Esquema:
Figura 2.12 Esquema de una pila de daniell
ELABORADO POR:
MORALES AMARO PAOLA
REVISO:
M.C. IGANACIO SANCHEZ BAZAN
APROBO:
M.C. IGNACIO SANCHEZ BAZAN
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NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
12
PILA DE DANIELL
Cuestionario:
1.
¿Qué es una pila de daniell?
2.
¿Cómo la diferenciamos de las otras pilas?
3.
¿Por qué ocurrió reacción dentro de las disoluciones?
4.
¿A qué se debe el cambio de color en el papel tornasol?
5.
¿Para qué sirvió el puente salino?
ELABORADO POR:
MORALES AMARO PAOLA
REVISO:
M.C. IGANACIO SANCHEZ BAZAN
APROBO:
M.C. IGNACIO SANCHEZ BAZAN
FECHA: OCTUBRE 2011
FECHA: OCTUBRE 2011
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CAPITULO 3
VALIDACION DE PRÁCTICAS
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NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
PRODUCIR CORRIENTE A PARTIR DE
2
JUGO DE LIMON, NARANJA Y TORONJA.
En esta práctica el objetivo principal es experimentar de manera rápida y sencilla
la manera más fácil de producir corriente eléctrica a partir de jugos de frutas
cítricas, ya que los ácidos tienen un sabor ácido, corroen el metal, cambian el
litmus tornasol a rojo, y se vuelven menos ácidos cuando se mezclan con
las bases.
En el caso de las bases son resbaladizas, cambian el litmus a azul, y se vuelven
menos básicas cuando se mezclan con ácidos.
Fotos:
Figura 3.1 Frascos con 60 ml de jugos de frutas cítricas (Toronja, limón y naranja)
Observaciones:
Para las observaciones será necesario hacer una tabla donde se anote los
resultados obtenidos a partir de cada solución utilizada.
Frasco con Jugo de fruta cítrica.
Jugo de Toronja
Jugo de Limón
Jugo de Naranja
Agua Destilada
Vinagre
¿Enciende el Led?
Si
Si
Si
Si
Si
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NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
PRODUCIR CORRIENTE A PARTIR DE
2
JUGO DE LIMON, NARANJA Y TORONJA.
Conclusiones:
Los jugos que fueron utilizados en esta práctica al igual que el vinagre y el agua
con sal poseen suficientes electrolitos aparte de que en algunos casos el acido
cítrico de las frutas nos ayudaran a producir corriente eléctrica. Por otro lado el
jugo de limón, naranja y vinagre son PH ácidos por lo que su constitución está
dirigida a los iones hidrogeno (H+).
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No. DE
NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
4
DISOCIACION DE YODURO DE POTASIO.
La parte importante de esta práctica es analizar el fenómeno de la disociación de
yoduro de potasio a partir de la construcción de un puente salino.
Fotos:
Figura 3.2 Puente Salino Conectado a una pila de 9 volts.
Observaciones:
Al poner el grafito con la solución del yoduro de potasio con la fenolftaleína este
vira (morado) y el grafito empieza a tener espuma a su alrededor, lo que nos
indica que está teniendo reacción. Se puede observar la disociación del yoduro de
potasio.
Conclusión:
La fenolftaleína es un indicador muy útil, ya que en este caso ayuda a acelerar la
disociación en el yoduro de potasio, al notar el vire al introducir el grafito en la
solución preparada con anterioridad.
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No. DE
NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
QUIMICA Y GENERACION DE
6
ELECTRICIDAD.
En esta práctica la Falta de conductividad en estas sustancias se puede explicar
porque los electrones están fuertemente localizados atraídos por los dos núcleos
de los átomos enlazados. La misma explicación de puede dar para las
disoluciones de estas sustancias en disolventes del tipo del benceno, donde se
encuentran moléculas individuales sin carga neta, moviéndose en la disolución.
Fotos:
.
Figura 3.3 Circuito simple conectado a 1 vaso pp. que contiene NaCl
Observaciones:
Al tener el circuito ya instalado, se prosigue a conectar los caimanes al grafito y ya
teniéndolos instalados se introducen a las soluciones y observamos que este es
capaz de encender el foco (1.3volts), para que esto funcione es necesario que la
pila sea de 9 voltios.
Las dos soluciones funcionan si son preparadas correctamente, pudiendo concluir
que los compuestos son iónicos lo que permite que los focos enciendan porque
con capaces de conducir electricidad, mientras que los compuestos covalentes no
son capaces de conducir electricidad, los átomos enlazados en la molécula serán
débiles.
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NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
QUIMICA Y GENERACION DE
6
ELECTRICIDAD.
Conclusiones:
Sustancia
NaCl 50%
C12H22O11 50%
¿El compuesto se
disuelve
totalmente en el
agua?
Si.
¿La Solución
conduce
electricidad?
Tipo de
compuesto.
Si.
Iónico.
Si, quedando muy
poco residuo.
No.
Covalente.
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NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
QUIMICA Y GENERACION DE
6
ELECTRICIDAD.
El objetivo principal de esta práctica es comprobar los principios básicos de la
generación de electricidad por métodos químicos en el laboratorio.
Se pueden realizar reacciones químicas para generar electricidad, ya que las
reacciones oxido-reducción espontaneas dan lugar a una transferencia de
electrones del elemento que se reduce, produciéndose una corriente eléctrica.
Fotos:
Figura 3.4 Solución de NaCl con dos electrodos, uno de zinc y cobre respectivamente.
Observaciones:
ELECTRODOS.
Cobre y zinc.
¿CONDUCE ELECTRICIDAD?
Si conduce electricidad.
Grafito y cobre.
Si conduce electricidad.
Zinc y grafito.
Si conduce electricidad.
Grafito y grafito.
Si conduce electricidad.
Hierro y Hierro.
Si conduce electricidad.
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NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
QUIMICA Y GENERACION DE
6
ELECTRICIDAD.
Al sumergir los diferentes electrodos en las diferentes soluciones todos son
capaces de generar corriente eléctrica.
Conclusiones:
Todos los electrodos fueron capaces de producir corriente eléctrica siempre y
cuando las soluciones hayan sido preparadas correctamente, es decir que tengan
la cantidad correcta de HCl, H2SO4 e NaOH.
.
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NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
9
CORROSION DEL HIERRO.
En este experiencia se investigaran algunos de los factores que intervienen en la
corrosión y se tratará de relacionarlos entre sí.
La forma de corrosión más común y destructiva desde el punto de vista económico
es la oxidación del hierro, este problema significa un derroche de energía y de
dinero, debido a que en el mundo se gastan millones de dólares, tanto en proteger
como en reponer los materiales y estructuras metálicas corroídas.
Fotos:
Figura 3.5 Microtubos con clavos en soluciones distintas HCl, H2SO4, NaOH, H2O y
Agua destilada.
Figura 3.6 Capsula petri con agar-agar y clavos con tiras de zinc.
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PRÁCTICA:
9
CORROSION DEL HIERRO.
Observaciones:
Al dejar sumergidos los clavos en distintas soluciones observamos varios cambios,
la mayoría de los clavos ya estaban oxidados y aun mas el clavo que estaba
sumergido en agua.
Posteriormente determinamos si eran acido, base o neutro mediante el papel
tornasol.
HCl
H2O
Na3PO4
HNO3
NaCl
Acido
Neutro
Acido
Acido
Neutro
Despues se le agregan 2 gotas de ferrocianuro potásico a cada uno de los tubos y
determinamos los colores siguientes:
HCl
H2O
Na3PO4
HNO3
NaCl
Azul
Amarillo
Amarillo
Azul
Amarillo
Cuando se observaba el color azul en los tubos pudimos observar la presencia de
hierro. La corrosión de los metales: En esta parte de la practica pudimos observar
que los clavos se oxidaban de acuerdo a la solución en la fueron sumergidos, el
agua y el acido clorhídrico fueron los que dejaron mayor oxidación.
Capsula con agar-agar: aquí notamos que la mezcla se consume casi por
completo en la capsula digamos que se seca y queda cuarteada y con un color
diferente como entre verde seco y azul, cuando en un principio era color ámbar.
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NOMBRE DE LA PRÁCTICA:
PRÁCTICA:
9
CORROSION DEL HIERRO.
Conclusiones:
En esta práctica se hizo un estudio de la corrosión mediante diferentes
experimentos, se practico con varias técnicas, dado que la corrosión es un factor
muy importante en la industria que puede provocar graves daños estructurales con
las consecuencias económicas lo que implica una herramienta importante al
momento (en decisión del material adecuado) elegir el material indicado con el
cual será fabricado ciertos componentes de la planta química.
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Manual De Apoyo Para El Laboratorio De Electroquímica
Conclusiones
Este manual es muy versátil, aspecto que puede comprobarse fácilmente en las diversas
opciones de prácticas que se presentan en este trabajo y programas de Electroquímica de
los diferentes laboratorios. De los aspectos descritos en este en este proyecto se ha
optado por un enfoque fundamentalmente deductivo en lo que se refiere a la ordenación
de los temas en los que se divide este programa. El contenido de este programa presenta
una visión general de los aspectos más prácticos de esta compleja disciplina, pero
suficiente, en mi opinión, para un programa de Electroquímica, como pretende ser éste,
que va dirigido a alumnos de Ingeniería. Por todo lo anterior, cuando los temas así lo
requieran, se alternará la ordenación deductiva con otra inductiva, para evitar una
concepción demasiado abstracta de la Electroquímica. Por otra parte, se ha obviado la
inclusión de temas específicos de contenido eminentemente teórico, más propios de las
Licenciaturas en Química, Física o Farmacia.
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Manual De Apoyo Para El Laboratorio De Electroquímica
Referencias Bibliográficas
-
A. Garritz, J.A. Chamizo, Química, 1998, pág. 783
-
B.B. Damazkin, O.A. Petry, Fundamentos de la electroquímica teórica,
MirMoscu, 1981
-
Gilberto Enríquez Harper, Fundamentos de la electricidad, 1994
-
Félix Cesáreo Gómez, Diego J. Alcaraz Lorente, Manual básico de
corrosión para ingenieros, 2004
-
Gilbert W. Castellan, Fisicoquímica, 1987
-
Wenceslao González Viñas, Héctor L. Mancini, Ciencia de los materiales,
2003
-
Luis Bilurbina Alter, Francisco Liesa Mestres, Corrosión y protección, 2003
-
Ralph Becker, Wayne E. Wenworth, Quimica General, 1977
-
Consejo superior de investigaciones científicas, Corrosión y protecciones
metálicas
-
Oscar Delgadillo, Alan Camacho, Depuración de aguas residuales por
medio de humedad artificial, 2010
-
J.O.M. Beckers, A.K.N. Reddy, Electroquímica, Reverte
Páginas Web.
[1] http://www.acienciasgalilei.com/qui/tablas
85
Manual De Apoyo Para El Laboratorio De Electroquímica
[2] http://www.monografias.com/trabajos11/pila/pila.shtml
[3] http://www.textoscientificos.com/quimica/corrosion/tipos]
[4]http://2.bp.blogspot.com/_bNtyzzBvpZU/SZcSsSGS4I/AAAAAAAAB08/IXk9xtof
P2w/s1600-h/DSC00343.jpg
[9]http://www.infoagro.com/instrumentos_medida/doc_conductividad_electrica.asp
?k=53
[10] http://www.reitec.es/web/descargas/agua01.pdf
86