UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIAFACULTAD DE INGENIERIA ELECTRICA Y

ELECTRONICA

TEMA: ELECTROQUIMICA Y CORROSIÓN

INTEGRANTES: ORTIZ CASTIGLIONI, Denis Maglorio RODRIGUEZ CELMI, Fernando Franck VIZA OVIEDO, Bertha Alicia

SECCIÒN: O

PROFESORA: CACERES CHUMPITAZ, Maria Luz

Fecha de entrega: 29 de noviembre del 2007

LIMA – PERÚ2007

ELECTROQUIMICA Y CORROSIÓN

Experimento Nº 01: Pilas Electroquímicas

Objetivos

- Conocer los compuestos que intervienen en una celda.- Entender los conceptos de potenciales de oxidación y reducción.- Comparar los valores analizados teóricos y prácticos.- Conocer la ecuación de Nernst y saber aplicarla.

Fundamento teórico

Celdas electroquímicas

Una celda electrolítica es un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una reacción redox espontánea, también llamada celda galvánica o celda voltaica en honor a los científicos que la desarrollaron: Galvani y Volta.En una celda electroquímica se separa físicamente el agente REDUCTOR (el cual se oxida) del agente OXIDANTE (el cual se reduce).El flujo de electrones, es decir la fuerza electromotriz que proporcione la celda dependerá de la diferencia de potenciales de las semiceldasLos componentes fundamentales de una celda electroquímica son:

1) Las soluciones: que contienen los iones2) Los Electrodos: son las barras que se introducen en las soluciones

Ánodo: electrodo en el que se lleva a cabo la oxidación (se le asigna signo negativo).Cátodo: electrodo en el que ocurre la reducción (se le asigna signo positivo).

3) Medio conductor externo: (alambre) a través del cual ocurre la transferencia de electrones.4) El puente salino: es un tubo en U que contiene un electrolito inerte y que sirve para compensar las cargas positivas en el ánodo y las cargas negativas en el cátodo que se van concentrando a medida que ocurre la reacción. Sin el puente salino se interrumpiría el flujo de corriente.

La corriente eléctrica fluye del ánodo al cátodo porque hay una diferencia de energía potencial eléctrica entre los electrodos.El voltímetro mide la diferencia de potencial eléctrico entre el ánodo y el cátodo en forma experimental, dando la lectura en voltios (V). A esta diferencia de potencial se le conoce como voltaje de la celda.

Fuerza electromotriz o fem (E) y potencial de celda son términos que también se utilizan para referirse al voltaje de la celda. El voltaje de una celda depende no sólo de la naturaleza de los electrodos y de los iones, sino también de sus concentraciones y de la temperatura a la cual funciona la celda

Potenciales de celda

La corriente eléctrica que se obtiene a través de una celda galvánica, es el resultado de que los electrones están siendo forzados a fluir desde el electrodo negativo al positivo a lo largo de un alambre exterior. La “fuerza” con la que se mueven estos electrones se denomina fuerza electromotriz o fem de la celda y se mide en voltios (V).El voltio es una medida de la energía que se puede extraer de la carga eléctrica (1V= 1J/coul).La fem de cualquier celda galvánica depende de la naturaleza de las reacciones químicas que tienen lugar dentro de la celda la cual se considerará a 25ºC a no ser que se especifique otra cosa. Mientras mayor sea la diferencia de los potenciales de las dos medias reacciones, mayor será la fem de la pila.

A la fem de la celda se le conoce también como potencial de celda (E celda), al potencial de celda también depende las concentraciones de los componentes de la celda, por tanto se establecerá un potencial de referencia que se llama potencial estándar de la celda (Eo celda) que es la fem que se obtiene cuando todas las especies iónicas están presentes a una concentración 1M y cuando los gases que intervienen en la reacción de la celda, se encuentran a una presión de 1 atm.

Para calcular el potencial de celda o fem, es necesario tener como datos los potenciales sea de oxidación o de reducción, lo cual se ha determinado experimentalmente como se explica a continuación:

Diferencia de potencial en una pila

En cualquier circuito eléctrico, la corriente que circula por un elemento del mismo se produce debido a la existencia de una diferencia de potencial entre los extremos de ese elemento. En el caso de la pila existe una diferencia de potencial, DE, entre el cátodo y el ánodo (la diferencia de potencial entre los electrodos de una pila se suele denominar fuerza electromotriz y se abrevia fem). Esta diferencia de potencial produce un trabajo eléctrico, Wel, que es proporcional a la diferencia de potencial y a la carga que circula, q:

Wel = -q DESi DE > 0, Wel < 0, la reacción producida ejerce un trabajo eléctrico sobre el entorno.Si DE < 0, Wel > 0, el entorno entrega trabajo eléctrico que absorbe la reacción.

El potencial es una magnitud intensiva. La unidad usual de potencial es el Volt(V). La energía eléctrica, como cualquier forma de energía, es una magnitud extensiva.La energía eléctrica que resulta de aplicar 1 Volt y hacer circular una carga de 1Coulomb es 1 Joule: 1 J = 1 C ´ 1 V.La carga que circula en una pila es proporcional al número de moles de electrones transferidos en la reacción por mol de reacción, n:

q = n FDonde F es la carga de un mol de electrones:F = 1,602 ´ 10-19 C ´ 6,023 ´ 1023 mol-1 = 96484,6 C/mol » 96500 C/mol (constante de Faraday).

Si el único tipo de trabajo es eléctrico y bajo condiciones reversibles:DG = - n F DE

Por lo tanto, para una reacción espontánea la diferencia de potencial entre los electrodos, DE, es positiva. Ésta puede considerarse como la diferencia entre los potenciales de electrodo, E, correspondientes a las semirreacciones que forman la reacción total. Por convención se utilizan potenciales de reducción, Er, resultando:

DE = Er, cátodo – Er, ánodo = Er (de la especie que se reduce) – Er (de la especie que se oxida).

En lo que sigue se omitirá el subíndice “r” (por reducción).

Dependencia de la diferencia de potencial con la concentración

La diferencia de potencial de una celda se modifica al cambiar la concentración de los productos y los reactivos. A partir de la relación entre DG y el cociente de reacción, Q, se obtiene la ecuación de Nernst, que relaciona la diferencia de potencial con las concentraciones de reactivos y productos:

En el equilibrio, DG = 0 y por lo tanto, DE = 0. En este caso no circula corriente por el circuito y no se puede extraer trabajo del sistema. En estas condiciones se cumple que:

Donde K es la constante de equilibrio de la reacción y DEº es la diferencia de potencial estándar (también llamada normal) de la pila, generada por la reacción que ocurre en la misma. Las condiciones estándar se toman aquí como concentraciones 1 M (realmente son actividades) para todas las especies en solución y presión parcial de 1 bar para los gases. Esta diferencia puede obtenerse a partir de los potenciales de reducción estándar (o potenciales normales) de reducción, Erº, que se encuentran tabulados para una gran diversidad de reacciones de electrodo (o semirreacciones)

Dependencia del potencial con la concentración

La ecuación de Nernst es aplicable también a una semirreacción. Tratándose de una reducción:

En el último término de la expresión anterior se han reemplazado R y F por sus valores numéricos correspondientes, T por 298,15 K (25ºC) y se ha multiplicado

por el factor que relaciona los logaritmos naturales con los decimales. En general:

Si en la pila aumenta la concentración de productos y disminuye la concentración de reactivos, disminuye la tendencia a producirse la reacción (principio de Le Chatelier) y disminuye la diferencia de potencial eléctrico (que es una medida de esa tendencia).

De esta manera, cuando la pila se conecta a una "carga externa" (por ejemplo: una lamparita, un pequeño motor eléctrico) se irá “gastando” y se detendrá cuando el DE de la pila sea nulo (la reacción llega al equilibrio).

Celda de Daniell

La pila de la figura esta diseñada para usar esta reacción para producir una corriente eléctrica. La media pila de la izquierda contiene un electrodo de cinc metálico y solución de ZnSO4. La media pila de la derecha consiste en un electrodo de cobre metálico en solución de CuSO4. Las medias pilas están separadas por separador poroso que evita la mezcla mecánica de las soluciones

pero permite el paso de iones bajo la influencia del flujo eléctrico. Una pila de este tipo se llama pila de Daniell

Cuando los electrodos de cinc están unidos por un alambre metálico, los electrones fluyen del electrodo de cinc y cobre. En el electrodo de cinc, en cinc metálico se oxida a iones cinc. Este electrodo es el ánodo, y los electrones que son el producto de la oxidación abandonan la pila desde este polo. Los electrones se desplazan por el circuito externo hasta el electrodo de cobre, donde se utilizan en la reducción de los iones cobre (II) a cobre metálico. El cobre así producido se deposita sobre el electrodo. El electrodo de cobre es el cátodo. Aquí, los electrones entran a la celda y se realiza la reducción.

Puesto que los electrones se producen en el electrodo de cinc, este ánodo se designa como polo negativo. Los electrones se desplazan del polo negativo al polo positivo en el circuito externo de la pila voltaica cuando la pila esta en operación. El catado, donde los electrones se utilizan en el electrodo de reacción, es, por consiguiente, el polo positivo. Dentro de la pila, el movimiento de los iones completa el circuito eléctrico. A primera vista, es sorprendente que los aniones, que es el electrodo negativo. En la misma forma, los cationes, que transportan una carga positiva, se desplazan hacia el cátodo que el polo positivo.

Una cuidadosa consideración de las reacciones del electrodo provee la respuesta a este problema. En el ánodo se producen los iones cinc y los electrones permanecen en el metal. La neutralidad de la solución se mantiene en todo momento. En la solución que rodea el electrodo debe existir tanta carga negativa de los aniones como positiva de los cationes. Por esta razón, los iones SO4

= se desplazan hacia el ánodo para neutralizar el efecto de los iones Zn= que se producen. Al mismo tiempo, los iones cinc se alejan del ánodo hacia el cátodo. En el cátodo, los electrones se utilizan para reducir los iones Cu ²+ a cobre metálico. Mientras que los iones Cu ²+ se descargan, más iones Cu ²+ se mueven hacia la región que rodea el cátodo para ocupar el lugar de los iones removidos. Si no ocurriera esto, se acumularía un exceso de iones SO4

= alrededor del cátodo.

El separador poroso se agrega para evitar la mezcla mecánica de las soluciones de las dos medias pilas. Si los iones Cu ²+ se pusieran en contacto con el electrodo del cinc metálico, Los electrones serian transferidos directamente en vez de pasar por el circuito. En la operación normal de la pila no ocurre este "cortocircuito" debido a que los iones Cu ²+ se mueven en dirección distinta del electrodo de cinc. Realmente, esta pila trabajaría si una solución de un electrolito diferente del ZnSO4 fuese utilizado en el comportamiento del ánodo y si un metal diferente del cobre fuese utilizado para cátodo. Sin embargo, los sustituyentes deben escogerse de tal forma que el electrolito en el comportamiento del ánodo no reaccione con el electrodo de cinc y el cátodo no reaccione con los iones Cu ²+.

Desarrollo y Análisis

1° CeldaSe prepara dos vasos con y en cada uno. Se coloca un electrodo de cobre en el vaso que contiene y un electrodo de zinc.Se conecta un puente Salino entre cada vaso Luego de realizado el proceso anterior se coloca un voltímetro en cada electrodo para medir la diferencia de potencial el cual marco una diferencia de 1.079v.El cual compararemos con los resultados teóricos:Calculo del potencial de celda

Zn SO4 0,1M con CuSO4 0,1M

Se sabe de la tabla anterior que:Ánodo Zn Zn+2 + 2e- E0 = 0,763 v oxidaciónCátodoCu+2 + 2e- Cu E0 = 0,337 v reducciónRxn:Zn (s) + Cu+2 (ac) +2e- Zn+2 (ac) + Cu (s) + 2e- E0=1,1 V

La diferencia significa entre los dos dispositivos es que el Zn metálico esta en contacto directo con y el Cu no están en contacto en contacto directo en la

celda voltaica. En vez de ello el Zn metálico esta en contacto con Zn en un

compartimiento de la celda y el cu metálico esta en contacto con Cu en otro

compartimiento. En consecuencia la reducción del Cu solo puede darse mediante un flujo de electrones a lo largo del circuito externo. Por lo que una diferencia de potencial entre los dos electrodos proporciona fuerza motriz que empuja a los electrones a lo largo del circuito externo.En el laboratorio la diferencia de potencial de las celdas nos resulta en el voltímetro para el

1° caso es: 1.079v La dependencia de la fem de celda respecto a la concentración se obtiene a partir de la dependencia del cambio de energía libre respecto de la concentración.Según la ecuación de Nernst tenemos lo siguiente La dependencia Ec. de Nernst:

,

,

Para ZnSO4 0,1M, CuSO4 0,1M

En este caso n=2 y donde

Luego reemplazando datos teóricos, para T°=298°K:

1.101.1 E VComparando con el valor que salio en el laboratorio y calculando el porcentaje de error:

2° CeldaSe preparan dos vasos en los que se le añade al primero (0.1M) y al segundo .

Al primer vaso se le añade un electrodo de cobre y al segundo un electrodo de plomo.Unimos los dos vasos mediante un puente salino y conectamos un voltímetro a cada electrodo mediante cables.Y el valor que se obtuvo en el voltímetro fue de: 0.471VCalculamos para la celda de: Pb(NO ) 0,1M, Cu(NO ) 0,1M

Calculo del potencial de celda teórico:

Ánodo Pb Pb+2 + 2e- E0 = 0,126 v oxidaciónCátodoCu+2 + 2e- Cu E0 = 0,337 v reducciónRxn:Pb (s) + Cu+2 (ac) +2e- Pb+2 (ac) + Cu (s) + 2e- E0=0.463 v

Calculamos con los valores teóricos mediante la ecuación de Nernst

En este caso n=2 y donde

Luego reemplazando datos teóricos, para T°=298°K:

V

Comparando con el valor que salio en el laboratorio y calculando el porcentaje de error:

Conclusiones

Una celda galvánica es un sistema que permite obtener energía a partir de una reacción química de óxido-reducción. Dicha reacción es la resultante de 2 reacciones parciales (semirreacciones) en las cuales un elemento químico es elevado a un estado de oxidación superior (semirreacción de oxidación), a la vez que otro elemento es reducido a un estado de oxidación inferior (semirreacción de reducción). Estos cambios de estado de oxidación implican transferencia de electrones del elemento que se oxida al elemento que se reduce. Las celdas electroquímicas son heterogéneas, el electrodo sólo puede tomar o dar electrones de una especie que esté muy próximo a él. Si aplicamos un potencial positivo al electrodo, empezará a haber corriente que caerá inmediatamente si dicha especie no está junto a él.

El potencial va disminuyendo conforme se va desarrollando el potencial en la celda. La cual no se nota por que la resistencia del voltímetro es mínima.

Experimento Nº 02: Electrolisis

Objetivos

- Observar en detalle el proceso de la electrólisis de disoluciones acuosas de distintas sustancias.

- Observar la instalación correcta del equipo donde se realiza la electrólisis.

- Predecir las reacciones anódicas y catódicas de la electrólisis utilizando los potenciales y sobre-voltajes correspondientes.

- Observar en detalle el resultado de la electrólisis en el cátodo y en el ánodo.

- Reconocer los diferentes tipos de electrodo.

- Enunciar las leyes de Faraday.

- Explicar el fenómeno de electrólisis en el caso de una sal en disolución.

- Comparar el resultado práctico observado de la electrólisis con los obtenidos teóricamente.

Fundamento Teórico

Electrolisis:Es la transformación química no espontánea que ocurre en un conductor cuando es atravesado por una corriente eléctrica.

Cuba electrolítica:Es el recipiente donde está contenida la solución o masa fundida de un electrolito durante una electrólisis.

Electrodos:Son los extremos de los conductores introducidos en el electrolito.

Ánodo: es el electrodo positivo, en él ocurre la oxidación.Cátodo: es el electrodo negativo, en él ocurre la reducción.

Durante una electrólisis los aniones se dirigen al ánodo y los cationes al cátodo, allí neutralizan su carga por pérdida o ganancia de electrones.

Leyes de Faraday:Las soluciones acuosas de electrolitos tienen la propiedad de permitir el paso de la corriente eléctrica al mismo tiempo que sufren modificaciones de carácter químico, produciendo depósito de metales, desprendimiento de gases, etc. en los electrodos de la cuba electrolítica.Este hecho experimental fue estudiado cuantitativamente por Faraday quien enunció las leyes que llevan su nombre. Dichas leyes son:

1° Ley:Si se dispone de un solo electrolito y se hace circular por él distintas cantidades de corriente, midiendo las masas sucesivamente liberadas se encuentra que la masa de elemento desprendido es directamente proporcional a la cantidad de corriente que circula por el electrolito.

m(a Nº oxidación cte.) = k . qm = masa de sustancia depositada.q = cantidad de electricidad.K = constante de proporcionalidad, denominada equivalente electroquímico (del elemento considerado).Para q = 1 Coulomb, m = k, es decir que k es la masa de elemento depositada en una electrólisis al circular 1 Coulomb a través de la solución.

K tiene valor propio para cada elemento, independientemente del compuesto que forma, siempre que actúe con igual número de oxidación.

2° Ley:

Si se disponen varios electrolitos distintos en serie y se hace pasar una cierta cantidad de corriente (que será la misma a través de cada uno de los electrolitos), se encuentra que:Si por varios electrolitos circula la misma cantidad de electricidad, las masas de cada elemento desprendido es directamente proporciona a su equivalente químico.

mA / mB = Eq.A / Eq.BRelacionando la primera y segunda ley de Faraday surge que:

KA.q / KB.q = Eq.A / Eq.B

Siendo q igual y reordenando:

Eq.A / KA = Eq.B / KB = cte = 96500 coulomb

Es decir que la relación entre el equivalente químico de un elemento y su equivalente electroquímico es un valor constante, independiente del elemento considerado. A este valor se lo denominó Faraday y su valor numérico es aproximadamente 96500 coulombs.

Eq. / K = Faraday = 96500 coulombs

Significado físico del Faraday:

Si para K (g).............1 coulombPara Eq. (g)...........................Eq.(g) / K (g) = 96500 coulomb

Para depositar el equivalente gramo de cualquier elemento se necesita una cantidad de electricidad igual a 96500 coulomb o sea 1 Faraday.Siendo:

m = K . q

q = i . t (donde i = intensidad de corriente y t = tiempo durante el cual circuló corriente), queda pues:

K = equivalente químico / Faraday = Eq. / F

Eq. = mol de átomos / mol e- en semirreacción

De m = K. q resulta

m = Eq. i. t / F

Desarrollo

Electrólisis de una solución de KI 0.5 M

Materiales y reactivos necesarios:

Tubo en UElectrodos de acero inoxidableFuente de potencial (0.5 v)Cable para conexionesSoporte, agarraderaCuentagotas, pipetas.Solución de KI 0.5 MSolución de FeCl3 0,1 MTetracloruro de carbono CCl4

Fenolftaleina3 tubos de ensayo

Procedimiento:

1. Llenar el tubo en U con la solución de KI 0,5 M2. Colocar los electrodos en las ramas del tubo3. Conectar a la fuente de potencial (0.5 v)4. Dejar transcurrir la electrólisis durante 5-15 minutos5. Extraer con una pipeta unas de 2 a 3ml de la rama correspondiente al cátodo y

dividir este volumen en 2 tubos. Agregar al tubo Nº 1, 2 gotas de fenolftaleina y al tubo Nº 2, 2 gotas de FeCl3.

6. Mediante una pipeta, extraer 2ml de la otra rama; depositarlo en el tubo de ensayo y añadir 2 – 3 gotas de tetracloruro de carbono.

7. Tapar el tubo y agitar durante unos segundos. Dejar en reposo.

Observaciones:

Luego de colocar los electrodos y se dejar transcurrir la electrólisis; se puede apreciar que empieza un cambio de coloración, de uno totalmente transparente a uno

medio marrón claro en una de las mitades del tubo en U; mientras que en la otra rama, un mostaza que se desvanece en transparente.

Al observar detenidamente la rama transparente se puede ver un continuo burbujeo.Luego de se extraer con un gotero entre 2 y 3 ml. de la solución del extremo del ánodo (transparente) y se pasar a dos tubos de ensayo en partes iguales, en donde al tubo que se le añade dos gotas fenolftaleina rápidamente se tiñe de rojo grosella y al de cloruro férrico cambia a un color marrón.

Reacciones:

Las reacciones producidas durante la electrólisis de KI:

Solución de (KI)KI = K+

(ac) + I- (ac)

En el cátodo (-) reducción2H2O + 2e- = H2 + 2OH-

En el ánodo (+) oxidación2 I- = I2 + 2e-

Conclusiones

Se dio una reacción no espontánea ya que se tuvo que entregar una corriente de 0.5 v para que ocurriera; es decir, para que se lleve a cabo una transformación de energía eléctrica en energía química.En un primer momento el KI al estar en un medio acuoso los iones K+ y I- se encuentran libres, haciendo posible un mejor manejo de los mismos.En el caso del I- , este se oxida en el ánodo y se comprueba mediante la extracción de un poco de sustancia de la rama marrón oscura, del tubo en U además de añadir el tetracloruro de carbono, al agitar el tubo de ensayo se manifiesta una presión de gas, indicador de que al oxidarse el I- se produjo el gas I2 de acuerdo a la reacción: 2 I- = I2 + 2e-En contraposición con el yodo el K+ (-2.93 v) por pertenecer a los metales alcalinos no se reduce porque su potencial de reducción es menor que la del agua (-0.83 voltios)K+ + 1e- = K E°(reducción) = -2.93v2H2O + 2e- = H2 + 2OH- E°(reducción) = -0.83v

En consecuencia el agua es quien se reduce obteniéndose H2 (g) anteriormente descrito por el continuo burbujeo.2H2O + 2e- = H2 + 2OH-· Cátodo (Hidrógeno) (burbujas)· Ánodo: (color marrón) (Iodo)

Además de H2 como se puede observar en la reacción también se produce OH- y coincidentemente también se extrajeron dos muestras de la rama transparente; a la primera se le agregó fenolftaleina coloreándose a rojo grosella, esto quiere decir que dicha muestra tenia una alta concentración de iones OH - . Después de haber verificado que poseíamos una sustancia básica (OH- ) a la otra muestra se le agregó FeCl3 (Fe+3) pasa de un transparente a uno marrón; el OH- reaccionó con el Fe+3 del FeCl3 para formar un anhídrido como lo es el Fe(OH)3.

OH- + Fe+3 = Fe(OH)3

Experimento Nº 03: Corrosión

Objetivos

- Conocer los efectos de la corrosión.- Conocer que tipos de compuestos son los que mejor corroen a los metales.

- Entender que la corrosión es un efecto nocivo que hace que los metales pierdan sus propiedades.

- Aprender a realizar procedimientos para verificar que en un proceso ocurrió la corrosión.

Fundamento Teórico

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 fundamental de este fenómeno, es que sólo ocurre en presencia de un electrolito, ocasionando regiones plenamente identificadas, 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. En la región anódica se producirá la disolución del metal (corrosión) y, consecuentemente en la región catódica la inmunidad del metal.

Los enlaces metálicos tienden a convertirse en enlaces iónicos, los favorece que el material pueda en cierto momento transferir y recibir electrones, creando zonas catódicas y zonas anódicas en su estructura. La velocidad a que un material se corroe es lenta y continua todo dependiendo del ambiente donde se encuentre, a medida que pasa el tiempo se va creando una capa fina de material en la superficie, que van formándose inicialmente como manchas hasta que llegan a aparecer imperfecciones en la superficie del metal.

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 necesario la oportuna utilización de la técnica de protección catódica.

Se designa químicamente corrosión por suelos, a los procesos de degradación que son observados en estructuras enterradas. La intensidad dependerá de varios factores tales como el contenido de humedad, composición química, pH del suelo, etc. En la práctica suele utilizarse comúnmente el valor de la resistividad eléctrica del suelo como índice de su agresividad; por ejemplo un terreno muy agresivo, caracterizado por presencia de iones tales como cloruros, tendrán resistividades bajas, por la alta facilidad de transportación iónica.

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 necesario la utilización de fuentes de energía externa mediante el empleo de ánodos galvánicos, que difunden la corriente suministrada por un transformador-rectificador de corriente.

El mecanismo, consecuentemente implicará una migración de electrones hacia el metal a proteger, los mismos que viajarán desde ánodos externos que estarán ubicados en sitios plenamente identificados, cumpliendo así su función

A está protección se debe agregar la ofrecida por los revestimientos, como por ejemplo las pinturas, casi la totalidad de los revestimientos utilizados en instalaciones enterradas, aéreas o sumergidas, son pinturas industriales de origen orgánico, pues el diseño mediante ánodo galvánico requiere del cálculo de algunos parámetros, que son importantes para proteger estos materiales, como son: la corriente eléctrica de protección necesaria, la resistividad eléctrica del medio electrolito, la densidad de corriente, el número de ánodos y la resistencia eléctrica que finalmente ejercen influencia en los resultados.

Tipos de Corrosión:

Se clasifican de acuerdo a la apariencia del metal corroído, dentro de las mas comunes están:

1. Corrosión uniforme : Donde la corrosión química o electroquímica actúa uniformemente sobre toda la superficie del metal

2. Corrosión galvánica : Ocurre cuando metales diferentes se encuentran en contacto, ambos metales poseen potenciales eléctricos diferentes lo cual favorece la aparición de un metal como ánodo y otro como cátodo, a mayor diferencia de potencial el material con mas activo será el ánodo.

3. Corrosión por picaduras : Aquí se producen hoyos o agujeros por agentes químicos.

4. Corrosión intergranular : Es la que se encuentra localizada en los límites de grano, esto origina perdidas en la resistencia que desintegran los bordes de los granos.

5. Corrosión por esfuerzo : Se refiere a las tensiones internas luego de una deformación en frió.

Protección contra la corrosión:

Dentro de las medidas utilizadas industrialmente para combatir la corrosión están las siguientes:

1. Uso de materiales de gran pureza. 2. Presencia de elementos de adición en aleaciones, ejemplo aceros

inoxidables. 3. Tratamientos térmicos especiales para homogeneizar soluciones sólidas,

como el alivio de tensiones. 4. Inhibidores que se adicionan a soluciones corrosivas para disminuir sus

efectos, ejemplo los anticongelantes usados en radiadores de los automóviles.

5. Recubrimiento superficial: pinturas, capas de oxido, recubrimientos metálicos

6. Protección catódica.

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 electrolito.

Aproximadamente la protección catódica presenta sus primeros avances, en el año 1824, en que Sir. Humphrey Davy, recomienda la protección del cobre de las embarcaciones, uniéndolo con hierro o zinc; habiéndose obtenido una apreciable reducción del ataque al cobre, a pesar de que se presento el problema de ensuciamiento por la proliferación de organismos marinos, habiéndose rechazado el sistema por problemas de navegación.

En 1850 y después de un largo período de estancamiento la marina Canadiense mediante un empleo adecuado de pinturas con organismos y anticorrosivos demostró que era factible la protección catódica de embarcaciones con mucha economía en los costos y en el mantenimiento.

Desarrollo

En primer lugar, tomamos 5 tubos de ensayo, los cuales los limpiamos antes de utilizarlos, después de esto tomamos 5 clavos de muestra que están en el material de laboratorio.

Las muestras que tenemos de NaOH, , NaCl, HCl, , las cuales son sustancias de distinto tipo que vamos a analizar para verificar sus propiedades corrosivas.

Ahora que tenemos las soluciones listas, tenemos también un compuesto que es el , ferrocianuro de potasio, que es un compuesto que como lo vamos a comprobar, verifica que en una solución existe la presencia de iones ferrosos ( ). Entonces para verificar lo mencionado a la solución de

echamos un par de gotas de este compuesto, observamos que la solución se comienza a poner de color azul, entonces podemos decir que este compuesto toma la coloración azul cuando en la muestra existe la presencia de iones , debido a que el sulfato perico heptahidratado en solución tiene la presencia de dichos iones.

Verificado esto tomamos los 4 tubos restantes y a cada uno le colocamos un clavo de hierro, observamos que la reacción en el tubo del HCl, es mucho mas rápida que en las demás.

Luego de un tipo que dejamos reposar las cuatro muestras se observar en algunas muestras que el clavito a simple vista esta participando en múltiples reacciones, ahora como ya verificamos que el indica la presencia de iones , echamos un par de gotas a cada tubo, esto lo realizamos porque la corrosión significa que el medio corroente extrae iones ferrosos para formar sus respectivos óxidos, podemos observar los siguiente:

NaOH, se pone de un color amarillo.

, toma una coloración naranja.

NaCl, se pone de color verde.

HCl, la solución se pone de color azul intenso.

Lo que podemos observar es que la solución toma estas coloraciones de acuerdo, con la presencia de iones , pero en este caso las 4 soluciones no se pusieron de un color uniforme, esto quiere decir que la intensidad del color que se ponen, indica la cantidad de iones presentes en la solución, mejor dicho si la solución esta azul oscura la solución se encuentra con muchos de estos iones, mientras que si esta de un color menos intenso hay poca existencia de esto iones.

Conclusiones

- Como se puede apreciar según los resultados el mejor corroente es el HCl, esto parece razonable porque esta sustancias es acida y generalmente esta oxidando a los metales.

- Las demás sustancias también corroen al metal pero en menor medida que el acido, esto se comprueba porque las soluciones cambian de color también pero en colores mas claros, pero que si están en relación con el azul, entonces todas las sustancias corroen.

- Como ya se dijo todas las sustancias corroen, lo que pasa en algunas es más notoria esta cualidad, mientras que en otras cosas es necesario de un análisis químico para verificar este cambio.

- Este tipo de proceso es lo que hace perder las características de los metales, porque arranca iones de su estructura para formar sus respectivos óxidos, es por eso que las industrias invierten grandes sumas de dinero en procesos para evitar esta reacción, que se da en todas partes porque la mayoría de sustancias corroen a los materiales pero unos en mayor medida que otros.

CUESTIONARIO

1.- ¿Cuál es el efecto de las concentraciones en el voltaje de la celda?

Hemos visto como la fem de una celda cuando los reactivos y los productos se hallan en las condiciones estándar. A medida que una celda se descarga, sin embargo los reactivos de la reacción se consumen y generan productos de modo que las concentraciones de estas sustancias cambian. La fem disminuye paulatinamente hasta que E=0, punto en el cual decimos que la celda esta muerta. En este punto las concentraciones de los reactivos y productos dejan cambiar; este equilibrio .La fem que se genera en estas condiciones no estándar se calcula con la ecuación Nernst

La fem de una reacción redox varía con la temperatura y con la concentración de los reactivos y productos. La ecuación de Nernst relaciona la fem en condiciones no estándar con la fem estándar y el cociente de reacción Q:

En el equilibrio y . La fem estándar, por tanto esta relacionada con la constante de equilibrio. A T=298 K, la relación es

2.- Adjunte una tabla de potenciales normales de reducción.

3.- ¿Por qué se utiliza el electrodo de hidrogeno como referencia?

Los procesos que tienen lugar en la interfase metal-solución de cualquier metal en contacto con un electrolito (medio agresivo), no se pueden medir de una manera absoluta (tiene que ser tan sólo relativa). El metal en contacto con el electrolito tiene, por un lado, tendencia a disolverse, con lo que queda cargado negativamente. Me Men + ne-, Y, por otro lado, a que iones del electrolito se depositen sobre el metal: Me n + + ne- Me, Con lo que se alcanza el equilibrio en un determinado momento: Me Me n+ + ne-. Se ha creado, pues, una diferencia de potencial entre el metal y el electrolito. Para poder medir esta diferencia de potencial se adoptó un electrodo patrón que es el electrodo normal de hidrógeno, al cual, por convención y a cualquier temperatura, se le asignó el valor cero. Este electrodo está constituido por una lámina de platino-platinado, sobre la cual se hace burbujear hidrógeno gas a la presión de una atmósfera, sumergida en una solución ácida (electrolito), cuya actividad de iones hidrógeno a 25°C es la unidad, de acuerdo con la reacción de equilibrio: 2H++2e H2 En las condiciones mencionadas, el potencial de este electrodo es únicamente función del pH, según la siguiente expresión: E = 0.059 pH

4.- ¿Qué es el sobre potencial?

Sobrepotencial anódico y catódico

Como según su definición:

hi º Ei – Eeq

Se tendrá que para:

E = Eeq y por tanto hi = 0 i = 0

E > Eeq y por tanto hi > 0 i = i+ > 0

E < Eeq y por tanto hi < 0 i = i- < 0

Debido al tipo de corriente correspondiente a cada sobrepotencial, acostumbra a decirse que para:

E > Eeq hi = h+ > 0 Es un sobrepotencial anódico

E < Eeq hi = h- < 0 Es un sobrepotencial catódico

Lo anterior se ilustra en el siguiente grafico:

5.- Explique en que consiste la protección catódica

Protección catódica

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 transformador-rectificador de corriente.

El mecanismo, consecuentemente implicará una migración de electrones hacia el metal a proteger, los mismos que viajarán desde ánodos externos que estarán ubicados en sitios plenamente identificados, cumpliendo así su función.

6.-Explique en que consiste la protección anódica

Protección anódica

Se basa en la formación de películas pasivas protectoras sobre las superficies de metales y aleaciones mediante la aplicación de corrientes anódicas muy controladas mediante un potenciostato. Puede aplicarse a aceros inoxidables austeníticos para conseguir su pasivación y reducir su velocidad de corrosión. Las ventajas de este método son que aplica densidades de corriente pequeñas (bajo costo) y puede aplicarse tanto en ambientes débil como fuertemente corrosivos. Sin embargo requiere de una instrumentación compleja y el costo de instalación es alto.

7.- Mostrar un diagrama esquemático de una celda de combustible, explique cual es su principio de funcionamiento y cual es su aplicación.

Las celdas de combustible son equipos que a través de reacciones electroquímicas, la reducción del oxígeno y la oxidación de un combustible (regularmente hidrógeno), transforman la energía química de estos elementos, en eléctrica y calorífica.

El combustible al fluir en la celda a través del electrodo negativo, y mediante un catalizador de platino que propicia la separación del hidrógeno en iones, siendo estos transportados a través de un electrolito, los que alcanzan el electrodo positivo, al combinarse con el oxígeno generan agua. Los electrones que no cruzan a través del electrolito fluyen por un circuito eléctrico externo con lo que se genera un voltaje, que al conectar una carga produce una corriente eléctrica.

Los motores de combustión interna, las baterías, y las C. de C. tienen en común que son dispositivos transformadores de energía. Los primeros de estos, que proveen de energía a prácticamente todos los automóviles que circulan en las carreteras del mundo, generan ruido, ocasionado por las explosiones a alta temperatura del proceso de combustión, transformando la energía química del combustible en térmica y esta a la vez en mecánica, y en ocasiones en eléctrica cuando se acopla un generador.

Las baterías y las C. de C. tienen funcionamientos similares, y por su naturaleza son más eficientes pues convierten directamente la energía química del combustible en

eléctrica, pues los motores de combustión interna al involucrar la conversión de energía térmica se limitan a la eficiencia del Ciclo de Carnot.

Ambos dispositivos pueden alimentar a los automóviles eléctricos actuales, con requerimientos mínimos de mantenimiento, al no tener partes móviles. Sin embargo, cuando se terminan los reactivos en las baterías, estas se tienen que reemplazar o recargar. En una C. de C. esto no sucede, pues los reactivos son alimentados en forma continua, por lo cual se tendrá disponibilidad de energía como se tenga de reactivos, y presentan ventajas tales como menor peso y tamaño, rápido abastecimiento y mayor rango de autonomía.

Además se pueden utilizar una gran variedad de combustibles, como hidrógeno, gas natural, etanol, metanol y gasolinas reformadas. Asimismo, en los procesos de obtención de hidrógeno por electrólisis del agua, se pueden emplear fuentes renovables de energía, como la fotovoltaica, la eólica y la minihidráulica.

El uso de cada uno de estos combustibles representa diferentes oportunidades en cuanto a su disponibilidad, producción, almacenamiento, costo, seguridad, infraestructura de distribución y atributos medioambientales.

Las aplicaciones no espaciales de estos equipos pueden agruparse en tres categorías: transporte y plantas de generación fijas y móviles. Alrededor del mundo los principales fabricantes de automóviles cuentan con programas de investigación y desarrollo de la tecnología.

Se encuentran experiencias en el NECAR 4 y el NEBUS desarrollados por la empresa Daimler-Chrysler, el primero de ellos, a partir del Mercedes Benz Clase A, alimentado por una C. de C. que consume hidrógeno líquido. Actualmente en forma experimental, se encuentra brindando servicio de traslado a personalidades y pilotos en el Aeropuerto de Munich, Alemania, es considerado como de “Vehículo Cero Emisiones”, alcanzando una velocidad máxima de 145 km/h, con una autonomía de 450 km y un espacio para cinco pasajeros y su equipaje. El segundo de estos es un prototipo aún, pero se han reportado eficiencias de conversión de energía de hasta un 55%, casi un 15% mayor que un motor diésel.

Otros ejemplos, se encuentran en los autobuses experimentales de transporte público, que circulan por las calles de Chicago y de Vancouver, que ha casi de un año de funcionamiento han arrojado resultados y experiencias de su comportamiento en condiciones normales de tráfico.

En lo que respecta a plantas de generación las aplicaciones son variadas, desde pequeñas celdas para alimentar teléfonos celulares, pequeños equipos electrónicos, hasta unidades de 200 kW, para alimentar de energía eléctrica a industrias o zonas habitacionales. En la actualidad existen alrededor de 200 instalaciones de este tipo alrededor del mundo con resultados favorables.

Esquema de una celda de combustión.

BIBLIOGRAFIA

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