Hidrógeno. Oxígeno. Corrosión.

Comisión: 17

Integrantes: Agustina Cotic, Tomás Garbarino

Fecha:

Trabajo Práctico Nº 1

INFORME

HIDRÓGENO. OXÍGENO. CORROSIÓN

Objetivos:

• Evaluar la factibilidad de utilizar reacciones químicas sencillas para obtener hidrógeno en el laboratorio. Discutir aspectos termodinámicos y cinéticos de las mismas.
• Obtener oxígeno en el laboratorio y estudiar su reactividad.
• Estudiar la corrosión del Hierro, la incidencia de las variables experimentales y las alternativas disponibles como formas de protección.
• Estudiar la reactividad del peróxido de hidrógeno y determinar la pureza de una muestra de peróxido de bario.

Introducción:

Resultados y discusión:

1. Reacciones de metales con agua, ácidos y bases.

En esta parte de la práctica se exponen distintos metales a distintas soluciones, en frío y en caliente. El motivo del procedimiento es que en caso de no observarse ninguna reacción de manera espontánea a temperatura ambiente puede deberse a que la misma es imposible termodinámicamente, o a que está impedida cinéticamente. La espontaneidad de la reacción se puede cuantificar utilizando la ecuación de Nernst^[1].

Si el motivo por el cual no se observa reacción es termodinámico se deduce que al calentar la solución se aumenta la entropía del sistema, y así, se favorece la reacción.

En caso de no observarse reacción por motivos cinéticos, al aumentar la temperatura y por ende, la energía cinética, aumenta la constante de velocidad (relación dada por la ecuación de Arrhenius^[2]). De ésta manera aumenta la velocidad de la reacción y produce que sea más factible poder observar algún cambio. Las temperaturas de trabajo en frío y en caliente eran 24°C y 90°C respectivamente. En todos los casos se considera =10-6 M, =6 M en medio ácido y 10-7M en agua, =1 bar, donde  es la concentración del metal oxidado.[pic 1][pic 2][pic 3][pic 4]

En la siguiente tabla se pueden visualizar más fácilmente los resultados:

Tabla 1. Resultados de exponer distintos metales a distintos medios.

1. Metales en agua:

La reacción que se produce, en general, es:

              [pic 5][pic 6]

                                   [pic 7]

La espontaneidad dependerá entonces del , la temperatura de trabajo (en este caso, 297 K) y las concentraciones de los reactivos.[pic 8]

A. Na:

Para poder observar la reacción se deben partir los trozos de Na, dado que el mismo se oxida formando una capa de óxido alrededor del mismo impidiendo la reacción a visualizar.

Al introducir los trozos de sodio en el cristalizador con agua y fenolftaleína, se observa que los mismos se desplazan sobre la superficie dejando una estela rosa detrás. Esto indica que el pH está aumentando como consecuencia de oxhidrilos desprendidos. El desplazamiento mencionado se debe a que se genera una capa de H2 gaseoso como producto de la reacción.

Además, se observaron chispas como consecuencia de que la reacción es exotérmica. Ésta liberación de calor provoca que el H2 combustione. Las ecuaciónes de la reacción son:

                    (Reducción)[pic 9][pic 10]

                                                (Oxidación)[pic 11][pic 12]

                       (Global)[pic 13]

En este caso, la ecuación de Nernst es:

[pic 14]

 a temperatura ambiente adquiere un valor de , lo cual indica que la reacción es espontánea y ésto coincide con lo observado experimentalmente. Esta reacción sólo fue realizada en frío pero si se hubiera realizado a 90°C,  hubiera adquirido un valor de 3,202 V. Así se comprueba que al aumentar la temperatura no sólo se favorece la cinética de la reacción, sino que también se favorece termodinámicamente.[pic 15][pic 16][pic 17]

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