ELECTROQUIMICA Y CORROSION

A).- OBJETIVOS:

Estudio de la conversión de la energía química y viceversa.Estudio sobre corrosión.Comprender el proceso de la generación de energía eléctrica, utilizando sustancias

químicas.

B).- FUNDAMENTO TEORICO:

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 (el electrolito) 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.

Celdas Electroquímicas

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.

Esquema de la Pila de Daniell. El puente salino (representado por el tubo en forma de U invertida) contiene una disolución de KCl permitiendo la interacción eléctrica entre el ánodo y el cátodo. Las puntas de éste deben estar tapadas con pedazos de algodón para evitar que la disolución de KCl contamine los otros contenedores.

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 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 (o como puente salino). 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. En una celda galvánica donde el ánodo sea una barra de Cinc y el cátodo sea una barra de Cobre, ambas sumergidas en soluciones de sus respectivos sulfatos, y unidas por un puente salino se la conoce como Pila de Daniell. Sus semi-reacciones son estas:

La notación convencional para representar las celdas electroquímicas es un diagrama de celda. En condiciones normales, para la pila de Daniell el diagrama sería:

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:

Esquema del EEH.1. Electrodo de Platino 2. Gas Hidrógeno 3. Solución de HCl (1M) 4. Sifón para prevenir la contaminación de oxígeno 5. Conector donde el segundo elemento de la celda debería ser conectada

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. Arbitrariamente se le asignó el valor cero al electrodo de Hidrógeno, cuando se encuentra en condiciones estándar. En dicho electrodo ocurre la siguiente reacción:

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 25ºC y las concentraciones de las disoluciones involucradas son igual a 1M. En este caso se denota que:

Este electrodo también se conoce como electrodo estándar de hidrógeno (EEH) y puede ser conectado a otra celda electroquímica de interés para calcular su potencial de reducción. La polaridad del potencial estándar del electrodo determina si el mismo se está reduciendo u oxidando con respecto al EEH. Cuando se efectúa la medición del potencial de la celda:

Si el electrodo tiene un potencial positivo significa que se está reduciendo indicando que el EEH está actuando como el ánodo en la celda (Por ejemplo: el Cu en disolución acuosa de CuSO4 con un potencial estándar de reducción de 0,337V) Si el electrodo tiene un potencial Negativo significa que se está oxidando indicando que el EEH está actuando como el Cátodo en la celda (Por ejemplo: el Zn en disolución acuosa de ZnSO4 con un potencial estándar de reducción de -0,763 V)

Sin embargo, las reacciones son reversíbles y el rol de un electrodo en una celda electroquímica en particular depende de la relación del potencial de reducción de ambos electrodos. El potencial estándar de una celda puede ser determinado buscando en una tabla de potenciales de reducción para los electrodos involucrados en la experiencia y se calcula aplicando la siguiente fórmula:

[1]

Por ejemplo, para calcular el potencial estándar del electrodo de Cobre:

En condiciones estándar la fem (medida con la ayuda de un multímetro) es 0,34 V (este valor representa el potencial de reducción de la celda) y por definición, el potencial del EEH es cero. Entonces el potencial de la celda se calcula resolviendo la siguiente ecuación:

El potencial de oxidación de una celda tiene el mismo modulo que el de reducción pero con signo

contrario. Cambios estequiometricos en la ecuación de la celda no afectaran el valor del por que el potencial estándar de reducción es una propiedad intensiva.Espontaneidad de una reacción redox

Relacionando el con algunas cantidades termodinámicas permiten saber la espontaneidad de un proceso determinado. En una celda electroquímica toda la energía química se transforma en energía eléctrica. La carga eléctrica total que pasa a través de la celda es calculada por: Siendo la Constante de Faraday y el número de moles. Como la fem es el potencial máximo de la celda y el trabajo eléctrico es la cantidad máxima de trabajo ( ) que se puede hacer, se llega a la siguiente igualdad:

La energía libre de Gibbs es la energía libre para hacer trabajo, eso significa que el cambio de energía libre representa la cantidad máxima de trabajo útil que se obtiene de la reacción:

Si es negativo significa que hay energía libre y por lo tanto la reacción es espontanea. Para que ocurra eso el debe ser positivo. Caso contrario la reacción no procede. Para valores negativos de muy próximos a cero es posible que la reacción tampoco proceda debido a factores secundarios, como por ejemplo el fenómeno de sobretensión. Una reacción espontánea puede ser utilizada para generar energía eléctrica, no es nada más ni nada menos que una Pila de combustible. Mientras que a una reacción no espontánea se le debe aplicar un suficiente potencial

eléctrico para que la misma se lleve a cabo. Este fenómeno es conocido como Electrólisis. En una celda electroquímica, la relacción entre la Constante de equilibrio, K, y la energía libre de Gibbs se puede expresar de la siguiente manera:

Despejando la se obtiene:

Aplicando el logaritmo K en base 10 y suponiendo que la reacción se lleva a cabo a T=298K (25ºC), finalmente llegamos a la siguiente expresión:

El efecto de la concentración en la fem de la celda: Existe una relación entre matemática entre la fem de una celda y la concentración de reactivos y productos de una reacción redox en condiciones de estado no estándar. Es la llamada ecuación de Nernst:A cualquier temperatura: E = Eº - (RT/nF) x lnQDonde:E: fem de la celda a condiciones estándar.Eº: potencial estándar de la celda.n: numero de electrones transferidos en la reacción redox.Q: representa el cociente de reacción.

Corrosión : La corrosión es definida como el deterioro de un material a consecuencia de un ataque electroquímico por su entorno. De manera más general puede entenderse como la tendencia general que tienen los materiales a buscar su forma más estable o de menor energía interna. Siempre que la corrosión esté originada por una reacción electroquímica (oxidación), la velocidad a la que tiene lugar dependerá en alguna medida de la temperatura, la salinidad del fluido en contacto con el metal y las propiedades de los metales en cuestión. Otros materiales no metálicos también sufren corrosión mediante otros mecanismos.La corrosión puede ser mediante una reacción química (redox) en la que intervienen dos factores: la pieza manufacturada (la concepción de la pieza: forma, tratamiento, montaje) el ambiente (por ejemplo, un ambiente cerrado es menos propenso a la corrosión que un ambiente abierto)O por medio de una reacción electroquímicaLos más conocidos son las alteraciones químicas de los metales a causa del aire, como la herrumbre del hierro y el acero o la formación de pátina verde en el cobre y sus aleaciones (bronce, latón).

C).- DIAGRAMAS O ESQUEMAS DE PROCESO: Experimento N°1:

A 298K: E = Eº - 0.0059 x lnQ

n

Recomendaciones.- Revisar los aparatos antes de realizar las mediciones del voltaje,

para realizar medicines más precisas.

Experimento N°2:

Electrólisis de una solución acuosa de yoduro potásico, KI.

Añada nitrato de cobre y una barrita

de cobre

Añada nitrato de zinc y una barrita

de zinc, conecte loselectrodos a los

terminales

Anote los voltajes y ponga el puente salino, anote la

lectura del voltaje

El mismo montaje de a luego añada

gota agota y agitando una

El mismo montaje A en un vaso añada

nitrato de plomo y nitrato de cobre,

Ex p erimen to

N°3:Corrosión del Hierro por Agentes Químicos.

Colocar el equipo con las

barras de carbón

sumergidas en el tubo de U lleno de una solución KI

Conectar a la fuente de energia y

observar el cambio de color

Extraer aproximadamente 2ml en dos tubos

de la parte catodica para comparar su

basisidad

En la segunda añadimos unas gotas de FeCl3, observamos el

color.

En la primera añadir fenalft aleina, y luego comparar el color en cuadro del experimeto anterior, para obtener

su valor numerico de su basisidad

Poner un clavo en los cuatro tubos de ensayo y añada a cada unaAñada a cada una (0,1)M NaOH Na2Cr2O7, NaCl , HCl , determine las concentraciones de H+

Añada 1º 2 gotas de K3Fe(CN)6 0.1 y anote cualquier cambio

Añada 2 gotas de K3Fe(CN)6 01.M a 3ml de FeSO4 compare los resultados

Determine las concentraciones de H+ mediante el papel de tornasol

D).- DATOS:

Experimento N°1: 4 vasos de 150 ml Un tubo en U conteniendo solucion saturada de KCl( puente salino)Un electrodo de Cu, Zn y PbCables de conexión 1 voltimetro Cu(NO3), 0.1M; Zn(NO3)2, 0.1M; Pb(NO3)2, 0.1M; Na2S, 1M

Experimento N°2:

1 tubo en U vacio 1 soporte con 1 pinza de fierro1 tubo goteroKI, 0.5M; FeCl3, 0.1M; CCl4, fenolftaleina2 electrodos de carbon2 pinza de cocodrilo1 fuente de corriente continua

Experimento N°3: NaOH, 0.1M; NaCr2O7, 0.1M; NaCl, 0.1M;

HCl, 0.1M; FeSO4.7H2O, HCl, 0.1M; K3Fe(CN)6, HCl, 0.1M4 clavos de 2 pulgadas

E).- CALCULOS Y RESULTADOS: Experimento N°1:

Pa rte A: Pilas consti tuidas por las s emi pilas:Zn/Zn

2+(0,1 M)//Cu

2+(0,1 M)/Cu

Se realizan las siguientes

reacciones: Zn + 2e–

Zn2+

Cu2+ Cu + 2e–

Voltaje : 0,821 voltios: con el puente salinoVoltaje : 0 voltios: sin el puente salino

Pa rte C : E f e cto s ob re la con c ent r aci ón d el ag ente o xi dan t e: El precipitado era el sulfuro de cobre, que se formó mediante la siguientereacción:Na2S + Cu

2+ CuS + 2NaEsto produjo una disminución en la concentración del Cu

2+ , ya que parte de él reacciona

con el sulfuro de sodio.Voltaje : 0,784 voltios: con el puente salinoVoltaje : 0,596 voltios: sin el puente salino

Experimento N°2: En este experimento se efectuara la electrolisis de una solución acuosa e yoduro potásico KI y se identificaran los productos que se forman en los electrodos.

Luego de las conexiones realizadas veremos qué:

Cátodo: Se observa el desprendimiento de burbujas H2(g) incoloro

Las reacciones producidas son las siguientes:

KI (ac )→K+¿+ I−¿ ¿¿

2H 2O+2e−¿→H 2+2OH−¿¿ ¿

En un extremo del tubo se depositó el yodo, de color pardo, que actuó como el ánodo, ya que en este se produce la oxidación:

2I- I2 + 2e–

En el otro extremo se deposita el hidrógeno liberado en forma de burbujas, el cual actúa como cátodo ya que en este se produce la siguiente reducción:

2H2O + 2e- H2 + 2OH–

De las observaciones:Vemos que luego de las conexiones a la fuente eléctrica empieza a generarse un color pardusco que va expandiéndose.

La proporción entre el color pardo es los 7/12 y con respecto al total que seria los 7/5 con respecto a la parte incoloro.

Después de extraer cierta cantidad de la parte incolora se le suministra gotas de fenolftaleina para ello adoptara un color rojo grosella pero al echarle el FeCl3 aparecerá un color anaranjado oscuro.

H2

Experimento N°3:

NaOH HCl NaCl Na2Cr2O7 FeSO4

Solo con clavo

incoloro incoloro incoloro anaranjado Marrón claro

Con gotas de

K3Fe(CN)6

amarillo claro

verde oscuro

amarillo anaranjado negro

pH 11 2 6 7 1

F).-OBSERVACIONES:

En el experimento 1:

o Se pudo apreciar que el multi-tester(voltímetro) no media una diferencia de

potencial eléctrico igual sino que iba variando constantemente, por lo que no se podía tener

una lectura única sino que varias.

o Pasado un tiempo desde el funcionamiento de la celda electrolítica el electrodo de

Zn empezó a tornarse de una capa blanquecina.

o En la semi-celda donde se encontraba el cobre (cátodo) al agregarle Na2S pasa de un

color celeste a un verde claro.

o En la parte c de este experimento se observo la formación de un precipitado al

agregar N2S, pues este reacciono con el Cu+2 formando el CuS y el Na(s)

En el experimento 2:

o En el cátodo observamos que el agua se reduce, y se ve un desprendimiento de burbujas.

o Al agregar fenolftaleina a la solución que se forma en el cátodo, se observa que la solución

toma una coloración rojo grosella, lo cual demuestra que hay presencia de iones OH–

o En el ánodo; el yodo se oxida, es decir pasa del ion I– a I2, también observamos que en el

ánodo se forma una coloración amarillenta.

En el experimento 3:

En la primera parte obtenemos los siguientes resultados:

En la segunda parte al agregar K3Fe(CN)6 0.1M a las mismas soluciones y a la solución de

FeSO4

NaOH HCl NaCl Na2Cr2O7

G).- CUESTIONARIO:

03. Haga las ecuaciones de las reacciones de las semipilas:

a) Zn(s )/Z n++¿(1M )/¿Cu++¿(1M )/Cu( s) ¿¿

b) Pb(s)/Pb++¿(1M )/¿Cu++¿(1M)/Cu( s) ¿¿

Calcule el voltaje teórico de las pilas:

El Zn se oxida a Zn+2 en el ánodo: El Cu+2 se reduce a Cu en el cátodo:

Reacción neta:

La fem de la celda es:

ε°celda = ε°catodo – ε°anodo

Zn(s) Zn+2(ac) + 2e- 2e-

+ Cu+2 Cu Cu(s)

Zn(s) + Cu+ 2 Zn2(ac) + Cu(s)

= ε° Cu⁺2/ Cu(s) – ε° Zn(s) /Zn⁺2

= 0.34V – (-0.76V)

El Pb se oxida a Pb+ 2 en el ánodo: El Cu+2 se reduce a Cu en el cátodo:

Reacción neta:

ε°celda = ε°catodo – ε°anodo

= ε° Cu⁺2/ Cu(s) – ε° Pb(s)/Pb⁺2

= 0.34V – (- 0.13V)

4. ¿Qué ocurre con el voltaje de la pila: Zn(s) / Zn+2(1M) //

Cu+2(1M)/Cu(s)

Si en vez de tener Zn+2(1M), utilizamos: Zn+2(4M)?

Sabemos que:

Zn(s) Zn+2 +2e- , E oxi = 0.76 V

Pb(s) Pb+ 2(ac) + 2e- 2e-

+ Cu+ 2 Cu(s)

Pb(s) + Cu+ 2 Pb+ 2(ac) + Cu(s)

ε°celda = 0.47V

ε°celda = 1.10V

Cu (s) Cu+2 +2e- , E oxi = -0.34 V

Además el electrodo con mayor valor de potencial de oxidación es el del cinc, por lo que se oxida y

el cobre por ende se reducirá.

ANODO:

Zn(s) Zn+2 +2e- , E oxi = 0.76 V ……………..(1)

CATODO:

Cu+2 +2e- Cu (s) , E red = -0.34 V……………..(2)

Sumando (1) y (2):

Eocelda = 1.1 V …….(CASO I)

Si cambiamos la concentración entonces aplicaremos la ecuación de Nernst:

Con lo que obtenemos:

Ecelda=1.1−0 .0592

log41

Ecelda = 1.082 V…….(CASO II)

El voltaje disminuiría por el aumento de la concentración Zn+2

05. ¿Cuál es la finalidad del puente salino? ¿Qué tipo de sustancia se

emplean en puente salino?

La finalidad del puente salino es permitir que los aniones y cationes puedan pasar de una celda

hacia a otra, permitiendo completar el circuito eléctrico, evitando que se acumule cargas positivas

en el compartimiento del ánodo (por la formación de iones Zn⁺2) y cargas negativas en el cátodo

(cuando parte de los iones Cu⁺2 se reduzcan a Cu).

De manera general se busca emplear soluciones acusas que sean inertes con los iones de las

celdas por ejemplo el KCl y NH4NO3.

6. Si tuviéramos la siguiente pila: Cu(s) / Cu++ (1M) / Cu++ (2M) / Cu

(s)

a) ¿Se originaría una caída de voltaje?

6. Si tuviéramos la siguiente pila: Cu(s) / Cu+2 (1M) / Cu+2 (2M) / Cu (s)

a) ¿Se originaría una caída de voltaje?

El potencial de un electrodo depende de la concentración de los iones que participan, por

ello podemos construir una pila de semi-celdas con el mismo electrolito. La cual

denominamos celda de concentración

El aumento de la concentración de los iones Cu2+ favorece la reducción, por el

principio de lechatelier, por lo que podemos decir que una solución concentrada tiende a

reducirse más que una solución diluida, por lo tanto

En el cátodo se encuentra la solución concentrada y en el ánodo la solución diluida

b) Si hubiera una caída de voltaje, calcule el voltaje teórico. ¿Cuál

sería el sentido de la corriente?

Sí, pues el potencial de un electrodo depende de la concentración de los iones

implicados, pudiéndose construir por ello, una pila de semiceldas con el mismo electrolito (celda

de concentración). La reacción: Cu+2 + 2e- ↔ Cu (s) εº = +0.34 V

Obedece al principio de Le–Chatelier, de tal manera que, al aumentar la concentración de los

iones Cu2+, se favorece la reducción, constituyendo al electrodo en solución concentrada como

cátodo, y al de la solución diluida como ánodo.

b) como estamos trabajando a 25ºC el voltaje producido en la celda de concentración estará dado

por la ecuación: E = Eº - 0.059 x lnQ

n

Cu2+ + 2e– Cu (s) εº = +0.34 V

ε celda = (- 0.059/2) log ([Cu+2]diluido / [Cu+2]concentrado)

→ ε celda = 8.88 x 10-3 V

Obsérvese que el voltaje obtenido es bajo, característico de las celdas de concentración.

El sentido real de la corriente (electrones) es espontáneo, del ánodo hacia el cátodo, es decir del

Cu+2 1M al Cu+2 1M concentrado. Sin embargo, sentido convencional de la corriente es inverso.

7. ¿A qué se debe la disminución del voltaje al adicionar una solución

de NaS a la semipila de Cu/Cu+2?

Para el experimento realizado

Es debido a la disminución de la concentración del Cu+2 por la reacción de precipitación

producida, lo cual provoca que el potencial del electrodo de Cu++disminuya, haciendo que

la diferencia de potenciales sea menor con respecto al electrodo de Zn+2, tal como se

calculó cualitativamente en la pregunta Nº 2.

08. ¿por que al agregar la solución de Na2S el voltaje puede hacerse

negativo? escriba la ecuación.

- Al añadir Na2S estamos disminuyendo la concentración de Cu++ lo que generaría un cambio en el potencial según la siguiente reacción:

9.- ¿Cuál será el voltaje mínimo con que se puede alimentar la corriente eléctrica para que ocurra la electrolisis del KI?

La electrólisis del KI está dada por la reacción:

2H- +2H2O I2 +H2 + 2OH- … (1)

Na2S + Cu+2 CuS + 2Na

Cu(NO3)2 + Na2S CuS(s) + 2NaNO3

La cual se produce debido a que, según los potenciales normales de reducción u oxidación:

2I- 2e +I2 ε °=−0.536V

2e + 2H H2 ε °=0.000V

2H2O +2e- H2+2OH- ε °=−0. 83V

e +K- K ε °=−2.985V

La reacción de reducción del H+ se ve desfavorecida debido a la baja concentración de estos iones y a la ausencia de condiciones estándar de presión y temperatura.

El ión I– tiende a oxidarse más fácilmente que las demás especies. El K +es posee un potencial de reducción demasiado alto para que esta ocurra, por lo cual es el agua quien completa el proceso rédox con el ión iodo.

El potencial total estándar de esta reacción resulta ser

ε °=−0.536−0.83=−1.366V . Es decir, como esta reacción no ocurre en forme espontánea se requiere, como mínimo, que el voltaje aplicado sobrepase este valor pero con signo contrario. El voltaje mínimo sería mayor que 1,366V.

Nótese que la reacción (1) ocurre en medio básico.

10.- Indique el sentido del desplazamiento de los electrones y de los iones.

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 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 (o como puente salino). 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. En una celda galvánica donde el ánodo sea una barra de Cinc y el cátodo sea una barra de Cobre, ambas sumergidas en soluciones de sus respectivos sulfatos, y unidas por un puente salino se la conoce como Pila de Daniell. Sus semi-reacciones son estas:

11.- Haga las reacciones que ocurren en la electrolisis del KI.

ANODO: 2I– 2e– + I2

CÁTODO: 2H2O (l) +2e– H2 (g) + 2OH– (ac)

REACCIÓN GLOBAL: 2I– + 2H2O I2 + H2 (g) + 2OH– (ac)

12.- Indique los reactivos de Experimento 03, donde no se observó prueba alguna de corrosiónLos reactivos empleados en esta experiencia fueron el NaOH, Na2Cr2O7, NaCl,

HCl y FeSO4 La corrosión fue más evidente dentro de la solución de

ácido clorhídrico, y en la solución de sulfato ferroso heptahidratado, la cual se puede comprobar con la formación de un compuesto azul, lo cual nos indico que se paso de estado de oxidación del hierro(+2 → +3)

Aun el hierro presenta comportamientos inusuales: si lo introducimos en solución alcalina le pasa nada, en solución de ácido sulfúrico concentrada tampoco le pasa nada, pero en solución medianamente concentrada no durará mucho, esto tiene mucha relación con diagramas de Pourbaix.

13. ¿por qué un clavo puede permanecer por días en la estantería de

un almacén y no se oxida, mientras que puesto en el agua se oxida

rápidamente?

Los metales se disuelven en el área de más bajo potencial, para dar iones y liberar electrones de

acuerdo a la siguiente ecuación:

En el ánodo Feº - 2 e- ---------------> Fe++

En el cátodo O2 + 2 H2O + 4 e- ----------> 4 HO-

Los iones HO- (oxidrilos) formados en el cátodo migran hacia el ánodo donde completan la

reacción con la formación de hidróxido ferroso que precipita de la siguiente forma:

Si la concentración de hidróxido ferroso es elevada, precipitará como flóculos blancos.

El hidróxido ferroso reacciona con el oxígeno adicional contenido en el agua según las siguientes

reacciones:

4 (HO)2 Fe + O2 ---------- 2 H2O + 4 (HO)2 Fe

2 (HO)2 Fe + HO- ----------> (HO)3 Fe + e

Fe ++ + 2 OH- ----------> (HO)2 Fe

(HO)3 Fe ----------> HOOFe + H2O

2 (HO)3 Fe ----------> Fe2O3 . 3 H2O

14) Los iones ferrosos reaccionan con ferricianuro potásico para

formar una solución coloreada. Formule la ecuación de esta reacción.

La reacción mencionada produce un complejo de color azulado siendo la reacción de formación la

siguiente:

Fe2+ (aq) + [Fe (CN)6]3- [Fe (CN)]2 Fe3

En este caso de nuestro experimento 3, los iones reactantes descritos en esta precipitación

provienen de la disociación del Fe (SO)4 y el K3Fe(CN)6.

15. Algunas veces se ponen varillas de magnesio metálico en los

calentadores de agua. ¿Por qué?

Esto se realiza con el fin de proteger al hierro que constituyen los calentadores de la corrosión,

empleando el principio de la protección catódica. Como el magnesio un metal más electropositivo,

actúa como ánodo y es atacado durante el proceso electroquímico de la corrosión, llamándose por

ello ánodo de sacrificio.

17. En un tanque de hierro recubierto de cinc metálico, al producirse

la corrosión gradual, ¿Cuál de los metales actúa como cátodo y cual

como ánodo? Explique.

Sabemos que:

Zn(s) Zn+2 +2e- , E oxi = 0.76 V

Fe(s) Fe+2 +2e- , E oxi = 0.44 V

Además el electrodo con mayor valor de potencial de oxidación es el del cinc, por lo que se oxida y

el hierro por ende se reducirá.

Los potenciales de oxidación de las dos sustancias son:

Fe(s) Fe 2+ + 2e– εº = +0.44 V

Zn(s) Zn 2+(ac) + 2e– εº = +0.76 V

Zn(s) / Zn+2(ac) // Fe+2(ac)/Fe(s)

ÁNODO CÁTODO

El Zinc tiene mayor potencial de oxidación y es más factible que se produzca primero su oxidación.

Con esto se evita que el hierro se oxide, lo hace el cinc por él (ánodo de sacrificio)

18. ¿Consulte en qué consiste el efecto de sobretensión como factor

de la corrosión?

La semipila H+ / H2 tiene un potencial que varía desde -0.41 V cuando [H+]=10-7 M (agua pura) a

0.0 V cuando [H+]=1M.

Por tanto de acuerdo con los principios termodinámicos, el H2O con [H+]=10-7 M puede oxidar

corroer cualquier metal cuyo potencial de corrosión sea inferior a -0.4 volts. Esto incluiría al hierro,

para el que el potencial de reducción oscila entre -0.44 y -0.62V.

Sin embargo, sabemos que el H2 posee una considerable sobretensión sobre la mayoría de los

electrodos metálicos y en consecuencia el potencial necesario para que se desprenda H2 es

considerablemente mayor que el potencial de la semipila. En un electrodo de hierro esta

sobretensión aumenta desde 0.1 a 0.8 V cuando aumenta la densidad de corriente. Como

consecuencia de la sobretensión del H2 sobre el hierro, el hierro no se corroe en agua pura. Si el

agua se acidifica el hierro puede oxidarse a Fe+2; sin embargo, en la mayoría de las condiciones

ambientales no nos encontraremos con condiciones fuertemente acidas por lo que este camino no

es el seguido frecuentemente en la corrosión del hierro.

19. Discutir el efecto del O2 y del CO2 en la corrosión del hierro.

Las reacciones de corrosión son reacciones rédox en las cuales un metal es atacado por alguna sustancia que se encuentra en sus alrededores y lo convierte en un compuesto indesable. Uno de los procesos corrosivos más comunes es la corrosión del hierro. Desde el punto de vista económico este proceso corrosivo más comunes es la oxidación del hierrro. La oxidación del hierro lleva implícita como se sabe, la participación del oxígeno; el hierro no se oxida en agua, a menos que se encuentre presente el O2.

Se cree que la corrosión del hiero es de naturaleza electroquímica. Una parte de la superficie del hierro sirve a manera de ánodo en donde el hierro va sufriendo dicha oxidación:

Fe(s) Fe2+ (ac) + 2e-

Los electrones producidos emigran por el metal a otra parte de la superficie que sirve de cátodo. Aquí es donde el oxigeno puede ser reducido:

O2(g) + 4H+ (ac) + 4e- 2H2O(l)

Debe hacerse notar que el H+ participa en la reducción del O2 . Conforme va disminuyendo la concentración de H+(esto es, conforme va aumentando el pH) va haciéndose menos favorable la reducción del O2. Se ha observado que el hierro en contacto con un disolución cuyo pH es superior a 9 o 10 ns se oxida. Durante el proceso corrosivo, el Fe2+ que se forma en el ánodo se oxida aún más en Fe3+. El Fe3+ forma óxido de hierro hidratado (III) conocido como herrumbre:

4Fe2+(ac) +O2(g) + 4H2O(l) + 2H2O(l) 2Fe2O3 .H2O(s) + 8H+(ac)

El proceso electroquímico que se da en la formación de herrumbre, se observa que la reacción ocurre en medio ácido; donde los iones H+ pueden ser aportados en parte por la reacción del dióxido de carbono atmosférico con el agua para formar H2CO3.

CO2 + H2O H2CO3

Luego se produce la oxidación del Fe(s):

2Fe(s) +O2(g) + 4H+ 2Fe2+(ac) + 4H2O(l)

Los iones Fe2+ formado en el ánodo son después oxidados por el oxígeno:

4Fe2+(ac) +O2(g) + 4H2O(l) + 2H2O(l) 2Fe2O3 .xH2O(s) + 8H+(ac)

20. Explique los principios de protección catódica y anódica.

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 transformador-rectificador de corriente.

Protección anódica: consiste en la formación de películas protectoras en la superficie de los metales de igual modo que en la oxidación se forman películas de óxido auto protectoras de forma natural. No se conocen con claridad los mecanismos de formación de estas películas, pero mediante un tratamiento adecuado se puede provocar su aparición en algunos metales.

21. ¿Cómo puede hacerse pasivo un metal?

Algunos metales y aleaciones, expuestos a ciertos ambientes se pasivan pierden su reactividad química. Este fenómeno hace suponer la formación de una delgada película protectora de óxido.

Se han desarrollado numerosos métodos para proteger a los metales de la corrosión. La mayoría

de estos métodos tienen como objetivos prevenir la formación de óxido. El recurso más obvio

consiste en cubrir la superficie del metal con pintura. Sin embargo, si la pintura sufren algún daño y

se expone aunque sea una pequeña porción del metal, el óxido se formará bajo la capa de pintura.

La superficie de un metal puede inactivarse por un proceso llamado pasivación, el cual consiste en

la formación de una capa delgada de una sustancia sobre la superficie del metal, donde esta

sustancia protege al metal de una corrosión posterior. Así por ejemplo en el caso del hierro se

forma una capa delgada de óxido cuando se trata al metal con un agente oxidante fuerte como el

ácido nítrico concentrado.

22. ¿Por qué un clavo se oxida más en la punta, en la cabeza o en la

parte doblada?

Esto se debe a los factores antes mencionados como las impurezas, sobretensiones, defectos

cristalinos que se presentan en el clavo en las puntas, la cabeza y en especial en la parte doblada

don de existe una mayor sobretensión, esto conlleva a la formación de regiones anódicas en donde

el hierro se disuelve como iones de Fe2+, los cuales por acción del oxígeno y el agua se produce

la corrosión.

23. Haga los esquemas de todas las celdas trabajadas.

H).- BIBLIOGRAFIA:

P. TOMÁS, J. HURTADO, A. MARTÍNEZ, J. TORREGROSA, A. CASES, J. GARCÍA, J.A. CAYUELAS (2007), Física y química enlatadas, Aguaclara, Alicante

. BELTÁN-C. FURIÓ-D. GIL-G. GIL-R. LLOPIS-A. SÁNCHEZ (1981) Física y química 2º BUP, Anaya, Madrid

R. Chang. "Química". 1999. McGraw-Hill, México. W.L. Masterton, C.N. Hurley. "Química: principios y reacciones". 2003. Thomson-Paraninfo,

Madrid. M. Hein, S. Arena. "Fundamentos de Química". 2001. Thomson-Paraninfo, Madrid. K.W. Whitten, K.D. Gailey. "Química General". 1991. Mc-Graw-Hill, México. A. Garrido Pertierra. "Fundamentos de química biológica". 1990. Interamericana-Mc-Graw-

Hill, Madrid

http://es.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3lisis (FECHA DE CONSULTA: 22/11/09)

http://www.enciclonet.com/documento/hidrolisis/ (FECHA DE CONSULTA: 22/11/09)

http://www.solomantenimiento.com/acc_anticorrosion.htm http://www.google.com.pe/search?hl=es&q=

%C2%BFla+arena+como+puente+salino+en+una+celda+galvanica%3F&meta= http://www.google.com.pe/search?

q=la+arena+como+puente+salino+quimica&hl=es&start=10&sa=N http://www.fq.uh.cu/dpto/qf/uclv/infoLab/practics/practicas/Pilaselectroquimicas/

teoria.htm http://www.google.com.pe/search?q=arena+quimica&hl=es&sa=2 http://www.google.com.pe/search?

q=la+arena+como+puente+salino+quimica&hl=es&start=10&sa=N