Electroquimica Y Corrosion

ELECTROQUIMICA Y CORROSION

I) Objetivos.-

-Estudiar la conversión de la energía química en energía eléctrica y viceversa.

-Estudiar la corrosión.

II) Fundamento Teórico.-

Las reacciones de oxidación y reducción son aquellas que implican una transferencia electrónica, ocasionando un cambio en el número de oxidación de los reactantes.

Como por ejemplo podemos observar la siguiente reacción:

Zn(s) + Cu++(aq)  Zn++(aq) + Cu(s)

Donde Zn se ha oxidado desde su estado elemental con número de oxidación cero hasta un estado de oxidación +2, debido a la pérdida de los electrones mientras que el Cu++, se ha reducido desde su estado iónico a su estado elemental por haber ganado electrones.

Toda reacción de oxidación debe de estar acompañada de una reducción y viceversa, por lo que al reactante que sufre la oxidación se le denomina agente reductor y al reactante que sufre la reducción se le denomina agente oxidante. Algunas veces ocurre que una misma sustancia sea simultáneamente oxidante y reductor. Ejemplo:

3NaClO  NaClO3 + 2NaCl

Celdas Galvánicas: Las reacciones de oxidación-reducción se pueden realizar estando los reaccionantes separados por un espacio o cuerpo y unidos mediante una conexión eléctrica como el caso del experimento 1 donde se realiza la reacción de oxidación-reducción entre el Zn metálico y la solución de iones Cu++.

En la parte B del mismo experimento 1 hay un vaso donde se encuentra una placa de Zn metálico en una solución de Zn++, y en otro vaso una solución de iones Cu++ conteniendo en su interior una placa de Cu metálico. Ambos vasos, que constituyen las semiceldas respectivas, están unidas por un tubo de U invertido (puente salino), que contiene una solución saturada de KCl. Las placas metálicas se encuentran unidas por un conductor; en este sistema se realizan las reacciones de oxidación-reducción sobre las placas metálicas.

La semireacción de oxidación sobre el electrodo de Zn es:

Zn  Zn++ + 2e

Constituyéndose el electrodo de Zn en el ánodo. Igualmente, la semireacción de reducción sobre el electrodo de Cu, que será el cátodo será:

Cu++ + 2e  Cu

El flujo de electrones se realiza desde el ánodo hacia el cátodo. Si se conecta un multímetro entre los electrodos se podrá observar el sentido de la corriente, y como toda corriente eléctrica se debe a una diferencia de potencial entre los electrodos, esta diferencia de potencial vendría a ser la fuerza electromotriz de la celda.

Experimentalmente se ha determinado que el voltaje de la celda es función de la relación de las concentraciones de iones Z++ y Cu++. Si la temperatura es 25C y las concentraciones iguales, el voltaje de la pila será 1.10 voltios. Si se aumenta la concentración del ion Zn++ o si se disminuye la concentración del ion Cu++, el voltaje disminuirá; y aumentará en caso contrario.

El voltaje de una celda galvánica, ξ, depende principalmente, tanto de las sustancia químicas que intervienen en la reacción como de sus concentraciones. Mide la tendencia de los reactantes a formar productos.

Si la reacción se realiza espontáneamente de izquierda a derecha, el potencial ξ será de signo positivo. El ξ de la celda en función de las concentraciones para cualquier reacción redox está dada por la ecuación de Nernst.

aA + bB  cC + dD

Una expresión cuantitativa para la ecuación que acabamos de dar será:

ξ = ξ - 0.059/n * log[C]c[D]d/[A]a[B]b

Donde:

ξ : Potencial de la celda.

ξ: Potencial estándar de la celda.

n : Número de electrones transferidos en la reacción.

[ ] : Concentración de cada uno de las componentes con un exponente igual a su coeficiente estequiométrico.

Electrólisis: Las reacciones de oxidación-reducción que ocurren espontáneamente pueden ser usadas como fuente de energía eléctrica, pero en muchos otros procesos es necesario que ocurran este tipo de reacciones, porque no se producen espontáneamente, por lo que es necesario proporcionarles energía eléctrica para que ésta se produzca. A este proceso se le denomina electrólisis.

Corrosión: Corrosión es el deterioro (oxidación) lento de una sustancia, debido a un ataque destructivo de la sustancia por reacciones químicas o electroquímicas imprevistos con su medio ambiente.

a)Casi todos los metales, particularmente el hierro, cuando se exponen al agua o aire se corroen . La acción consiste en una corrosión del metal y si el óxido no se adhiere y es poroso puede dar lugar a una destrucción total del metal. Ejemplo:

Fe + ½ O2  FeO

como el hierro pierde 2e, entonces se oxida.

b)También la corrosión explica la formación en el metal de pequeñísimas pilas o pares locales formados por metales diferentes (metales básicos y sus impurezas) o bien en un metal puro con partes metálicas más activas químicamente, debido a su esfuerzo de tensión, compresión, temple, fabricación, temperatura, etc.

El hierro no se corroe en un ambiente completamente seco; más aún en el vacío, se mantiene perfectamente, es así como se está haciendo experimentos variados al respecto, durante los viajes espaciales.

El hierro frente al agua de mar o aire húmedo se desgasta porque sus partes activas tienen un potencial de reducción más negativo y tienden a pasar al estado iónico mientras que sus partes activas los iones H+ en mayor concentración en presencia de CO2, tienden a desgastarse formando hidrógeno gaseoso.

Los metales expuestos al aire se protegen de la corrosión mediante pinturas, mientras que las tuberías instaladas en el suelo se protegen con asfalto.

El fierro se protege también con un recubrimiento de una capa de cinc (galvanizado), estaño, plomo, cadmio, teniendo en cuenta que la película protectora no se rompa, y si se logra romper, el fierro actuará como ánodo y los otros como cátodo. El par Mg-Fe es bueno para evitar que se desgaste el Fe, el cual actuará de cátodo (reducción) y el Mg de ánodo (oxidación).

III) Procedimiento Experimental.-

EXPERIMENTO 1 (parte A)

PROCEDIMIENTO:

a)Añada solución de nitrato de cobre (II), Cu(NO3)2, 0.1M al vaso de 150 mL, aproximadamente hasta la mitad; seguidamente introduzca

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