ELECTROQUIMICA Y CORROSION LABORATORIO DE QUIMICA

LIMA 12 DE NOVIEMBRE DEL 2014 FIGMM

7º LABORATORIO DE QUIMICA

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA

FACULTAD DE INGENIERIA GEOLOGICA MINERA Y METALURGICA

LABORATORIO N° 6

CURSO: QUIMICA II SECCION:”R”

TEMA: ELECTROQUIMICA Y CORROSION

FECHA DE REALIZACION: 05/11/2014

FECHA DE ENTREGA: 12/11/2014

DOCENTE: ing. LEMBI CASTROMONTE REINALDO

GRUPO: “4”

INTEGRANTES:

CORRALES HIDALGO ROBBIEN 20140290F

CAPCHA GARCIA ROBERTO 20140098H

LIMACHE CORONACION JOSE DANIEL 20144069B

TREBEJO INOCENTE JHON OLIVER 20142112H

LIMA-PERU



INDICE

1) INTRODUCCION

2) OBJETIVOS

2.1) OBJETIVOS GENERALES

2.2) OBJETIVOS ESPECIFICOS

3) RESUMEN TEORICO

4) PARTE EXPERIMENTAL

4.1) EXPERIMENTO Nº1

4.2) EXPERIMENTO Nº2

5) CUESTIONARIO

6) CONCLUSIONES

7) OBSERVACIONES GENERALES

8) APLICACIONES A LA ESPECIALIDAD

9) RECOMENDACIONES

10) BIBLIOGRAFIA



I) INTRODUCCIÓN

Electroquímica, es una parte de la química que trata de la relación entre las

corrientes eléctricas y las reacciones químicas, y de la conversión de la energía

química en eléctrica y viceversa. En un sentido más amplio, la electroquímica es el

estudio de las reacciones químicas que producen efectos eléctricos y de los

fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes o voltajes.

Una de las aplicaciones más importantes de la electroquímica es el

aprovechamiento de la energía producida en las reacciones químicas mediante su

utilización como energía eléctrica, proceso que se lleva a cabo en las baterías.

Dentro de éstas se encuentran las pilas primarias y los acumuladores o pilas

secundarias.

Las baterías poseen una fuerza electromotriz que está dada por la diferencia

algebraica de los potenciales de electrodos en condiciones estándar.

Esto nos lleva al proceso de electrólisis que tiene lugar cuando se aplica una

diferencia de potencial entre 2 electrodos produciéndose una reacción óxido-

reducción, esta última consiste en reacciones de transferencia de electrones, en

donde una sustancia se oxida cuando los pierde y se reduce cuando los gana,

ambos procesos son dependientes.

Todo lo anterior ha permitido la aplicación de estos conocimientos en diferentes

áreas como la medicina, lo que ha generado una mejor calidad de vida.



II) OBJETIVOS

OBJETIVO GENERAL

Consiste en encontrar las relaciones que existen entre diferentes sistemas metal –

ión metálico, y la aplicación para generar energía y distinguir el sistema químico de

una pila identificando sus electrodos, los principios estequiométricos en procesos

químicos y la determinación de los potenciales estándar de las pilas.

OBJETIVOS ESPECÍFICOS

1. Preparar las semipilas Zn(s) /Zn2+ (0.01M)//Cu2+ (0.1M)/Cu(s)

2. Preparar las semipilas Pb(s) /Pb2+ (0.1M)//Cu2+ (0.1M)/Cu(s)

3. realizar la electrolisis del yoduro potásico en solución acuosa



III) FUNDAMENTO TEÓRICO

La electroquímica estudia los cambios químico que producen una corriente eléctrica

y la generación de electricidad mediante reacciones químicas.

Es por ello que el campo que el campo de la electricidad ha sido dividido en dos

grandes secciones.

a) La primera de ellas es la Electrolisis, la cual se refiere a las reacciones químicas

que se producen por acción de una corriente eléctrica.

b) La otra sección se refiere a aquellas reacciones químicas que generan una

corriente eléctrica, éste proceso se lleva a cabo en una pila o celda galvánica.

Celdas electrolíticas: son aquellas en las cuales la energía eléctrica que procede

de una fuente externa provoca reacciones químicas no espontáneas generando un

proceso denominado electrólisis. Las celdas electrolíticas constan de un recipiente

para el material de reacción, dos electrodos sumergidos dentro de dicho material y

conectados a una fuente de corriente directa.

La electrolisis es el proceso que separa los elementos de un compuesto por medio

de electricidad.

Celdas galvánicas o voltaicas: son celdas electroquímicas en las cuales las

reacciones espontáneas de óxido-reducción producen energía eléctrica. Las dos

mitades de la reacción de óxido reducción, se encuentran separadas, por la que la

transferencia de electrones debe efectuarse a través de un circuito externo.



En todas las reacciones electroquímicas hay transferencia de electrones y por tanto,

son reacciones redox, soluciones electrolíticas.

La electrolisis como proceso de Óxido-Reducción: se tiene un recipiente o cuba

electrolítica compuesto por dos electrodos inertes conectados a una fuente de

corriente. Al conectar una solución electrolítica en el recipiente y hacer pasar una

corriente, los iones positivos de la solución se mueven hacia el cátodo (cationes) y

los iones negativos hacia el ánodo (aniones). La reducción ocurre en el cátodo y la

oxidación en el ánodo.

Todos los procesos electrolíticos implican reacciones de óxido-reducción o redox.

Por ejemplo: en la electrolisis de una solución de cloruro de sodio, el número de

oxidación del cloro pasa de -1 a 0 en el ánodo y en el cátodo el número de oxidación

de sodio pasa de +1 a 0. Cuando se da la oxidación de manera simultánea se da la

reducción.

Leyes de Faraday de la electrólisis

a) Primera Ley:

“La masa de un producto obtenido o de reactivo consumido durante la reacción

en un electrodo, es proporcional a la cantidad de carga (corriente×tiempo) que

ha pasado a través del circuito.”

b) Segunda Ley:

“Las masas de diferentes sustancias producidas por el paso de la misma

cantidad de electricidad, son directamente proporcionales a sus equivalentes

gramo



IV) PARTE EXPERIMENTAL:

EXPERIMENTO 1: PILAS ELECTROQUIMICAS

A. Preparar las semipilas Zn / Zn2+ ( 0.1 M // Cu2+ ( 0.1 M ) / Cu

1. MATERIALES, EQUIPOS Y EQUIPOS:

Vasos de precipitado.

Puente salino.

Electrodo de cobre.

Voltímetro.

Electrodo de Zinc.

Agua destilada.

2. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

Lave con agua destilada 2 vasos de precipitado de 150 ml y enjuague uno de los

vasos con Cu(NO3)2 0.1 M y añada la misma solución hasta la mitad del vaso y el

otro con Zn(NO3)2 0.1 M.

Colocar el electrodo de cobre previamente limpio en el vaso que contiene el

Cu(NO3)2 0.1 M haciendo la conexión al terminal positivo del voltímetro.

Colocar el electrodo de Zinc, previamente limpiado con el vaso que contiene

Zn(NO3)2 0.1 M conecte al terminal.

Anote la lectura del voltaje con las semipilas según lo obtenido al hacer la

conexión.

Colocar un puente salino, tubo en U que contenga una dilución saturada de

cloruro de potasio (KCl).

Anote la lectura del voltaje.

3. DATOS Y OBSERVACIONES DEL EXPERIMENTO:

Como podemos observar los electrones se movilizaron del ánodo al cátodo.

Observamos que las semiceldas se encuentran unidas mediante el puente

salino el cual se encarga de mantener la neutralidad en la pila.

Mientras que ocurre la transferencia de electrones en una semi-celda ocurre

una pérdida de masa del electrodo, mientras que en la otra ocurre un aumento

en la masa del otro electrodo.

El valor del voltaje que se obtiene experimentalmente es menor que el valor

teórico.



4. CALCULOS Y RESULTADOS:

SEMIREACCIONES EN LA PILA DE DANIELL

ELECTRODO(SIGNO) PROCESO

QUIMICO

SEMIRREACCION POTENCIAL(V)

Ánodo(electrodo

negativo)

Oxidación del Zn Zn(s) → Zn2+(aq) + 2

e-

Eº=-0,76 V

Cátodo(electrodo

positivo)

Reducción del Cu2+ Cu2+(aq) + 2 e- →

Cu(s)

Eº=+0,34 V

0.34 V – (- 0.76 V) = 1.10 V

Zn(s) + Cu2+ (aq) → Zn2+ (aq) + Cu(s) Eº=1.10V

Zn(s) |Zn2+ (1M) ||Cu2+ (1M) |Cu(s)

Experimentalmente obtuvimos E° = 1.1500 V.

5. GRAFICAS, TABLAS Y DIBUJOS:

Pila electroquímica voltímetro

http://es.wikipedia.org/wiki/Zinc

http://es.wikipedia.org/wiki/Cobre

http://es.wikipedia.org/wiki/Zinc




Muestra de imágenes tomadas en proceso del laboratorio y los pasos seguidos.



6. CONCLUSIONES:

El valor de voltaje obtenido experimentalmente es menor que el valor teórico.

La masa de los electrodos inicialmente en cada semicelda varían debido a la

transferencia de los electrones.

B. Preparar las semipilas Pb / Pb2+ ( 0.1 M // Cu2+ ( 0.1 M ) / Cu



Puente salino.

Electrodo de cobre.

Voltímetro.

Electrodo de Plomo.

Agua destilada.


De manera similar que en la parte A, prepare en vasos de 150 ml colocando en

uno hasta la mitad de su volumen, de su solución de Nitrato de Plomo 0.1 M y

en el otro, también hasta la mitad de su volumen de Nitrato de cobre 0.1 M

luego.

Coloque el puente salino y observe el voltaje.

Importante: Debe evitar contaminar las soluciones de las semipilas.











teórico.


Electrodo (signo) Proceso químico Semirreacción Potencial

(V)

Ánodo (electrodo

negativo)

Oxidación del Pb Pb(s) → Pb2+(aq) +

2 e-

Eº= -0.18

V

Cátodo (electrodo

positivo)

Reducción del

Cu2+

Cu2+(aq) + 2 e- →

Cu(s)

Eº=+0,34 V

0.34 V – (-0.18 V) = 0. 52 V

Pb (s) + Pb2+ (aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) Eº=0. 52 V

Pb|Pb2+ (1M) ||Cu2+ (1M) |Cu

Experimentalmente obtuvimos E° = 0.55 V








6. CONCLUSIONES:




C. Preparar las semipilas Pb / Pb2+ ( 0.1 M // Zn2+ ( 0.1 M ) / Zn



Puente salino.

Electrodo de Zinc.

Voltímetro.

Electrodo de Plomo.

Agua destilada.


Aplicamos el mismo procedimiento que en el experimento anterior.









teórico.


Electrodo (signo) Proceso químico Semirreacción Potencial

(V)



Ánodo (electrodo

negativo)

Oxidación del Zn Zn(s) → Zn2+(aq) + 2

e-

Eº= -0.76 V

Cátodo (electrodo

positivo)

Reducción del

Pb2+

Pb2+(aq) + 2 e- →

Pb(s)

Eº=0.18 V

Zn/Zn2+ (1M) frente al Pb2+ (1M)/ Pb = 0,58V

Experimentalmente obtuvimos E°= 0. 25 V





6. CONCLUSIONES:




EXPERIMENTO Nº2

ELECTRÓLISIS DE YODURO DE POTÁSICO EN SOLUCIÓN ACUOSA

1. MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS:

1 tubo en U.

fuente eléctrica.

yoduro de potasio.

tetracloruro de carbono.

2 tubos de ensayo.

fenolftaleína.

2. PROCEDIMIETO EXPERIMENTAL:

Arme el equipo de electrolisis, utilizando un vaso o un tubo en U y como

electrodos barras de carbón. Debe utilizarse una fuente de corriente que tenga

entre 6 a 12 voltios de potencial.

Añadir la solución de yoduro de potasio 0.5M, lo necesario para llenar el tubo

hasta 1cm del extremo.

Realice la conexión eléctrica y deje transcurrir un tiempo de 20 minutos

aproximadamente.


En el cátodo se da la hidrolisis del H2O y se produce la reducción.

En el ánodo se forma yodo molecular de un color pardo, el cual se difunde

hasta la mitad del tubo en U y se produce la oxidación.

Al agregar el indicador fenolftaleína se comprueba la presencia de iones OH.

Al agregar tetracloruro de carbono en el yodo molecular se observa la

molécula más pesada.



4. CÁLCULOS Y RESULTADOS:

KI + H2O K→ I- + H2O

Esta ecuación la fundamentamos en base a que el yodo al ser un halógeno y el potasio un metal del grupo I, cuando se produzca electrolisis esta sal electricidad en disolución acuosa. 2K+ + 2I- + 2H2O→ 2KOH + I2 +H2

Luego el K+ reacciona con H2O formando KOH, y el I- se oxida como I2. Además las burbujas observadas fueron provocadas por el 2H→ 2 e- +H2, el cual se redujo.

Se separa en iones debido a que son electrolitos fuertes. Esto se debe que son buenos conductores de

Semi-reacción de oxidación:

a I2 ya que pierde un electrón, pasa de -1 0.

2I- →I2 + 2 e-

Semi-reacción de reducción:

H+→ H2 porque gana un electrón, pasa de +1 0.

2H+ →+ 2 e- H2

Muestra de imágenes del cambio de color por la oxidación del iodo y reducción del hidrogeno, observado en un intervalo de veinte minutos.



5. GRÁFICAS, TABLAS O DIBUJOS:



6. CONCLUSIONES:

Los aniones son aquellas partículas negativas que se dirigen al ánodo, en este caso el I-

I2. los cationes serán el 2K+ + 2H2O 2KOH + H2, que rodeando el cátodo reaccionan

con el agua para formar KOH, el Hidrogeno se reduce y se convierte en gas, estas son

las burbujas que fue posible percibir.

Lo que ocurre en la reacción química de electrolisis es que se el yoduro de potasio se

separa en yodo y potasio, los que son descargados en un electrodo distinto. Las

especies químicas se descargan son de la siguiente forma: en el cátodo se descargó el

potasio y en el ánodo se descarga el Yodo.

El cambio de color se explica por la presencia de indicadores que reaccionan frente a

ciertas sustancias. En el cátodo se descarga el potasio lo que coincide el cambio a color

rojo en esa zona y esto ocurre porque el potasio ante la presencia de agua se forma

Hidróxido de Potasio (KOH) que es de una sustancia básica, y como consecuencia la

fenolftaleína reacciona formando este color (rosa). Ahora en el sector del ánodo se pone

de un color oscuro (pardo) y se debe a la presencia del yodo que se convierte en yodo

molecular (I2).



5) CUESTIONARIO

1. A qué se debe la disminución del voltaje al adicionar Na2S a la semipila de Cu(NO3)2?

Esto se debe al su potencial de oxidación es mayor, esto hace que el Potencial de la celda disminuya hasta en algunos casos ser negativa.

………….. Ɛ °oxidación = + 0,34V 0; Cu

………….. Ɛ °oxidación = 0; Na

………….. Ɛ° = -2,37 V

Al completar las reacciones de oxidación y reducción obtenemos un potencial que puede ser positivo o negativo según la espontaneidad de la reacción, para este caso la adición de Na2S genera la negatividad del potencial.

2. ¿Porqué al agregar el Na2S el voltaje puede hacerse negativo?

Puede hacerse negativo debido a la formación de pilas con los iones S-2.

Cuál es la finalidad del puente salino. Qué tipos de sustancias se emplean en puente salino

El puente salino cumple 3 funciones:

Permite el contacto eléctrico entre las dos soluciones

Evita que se mezclen las soluciones

Mantiene la neutralidad eléctrica en cada semi-celda

El puente salino permite el paso lento de los iones. Este se prepara doblando un pedazo de tubería de vidrio en forma de U y rellenándolo con una sal saturada caliente y so-lución de agar (material gelatinoso que se obtiene de las algas) 5% permitiendo que se enfríe. Adquiere consistencia de gelatina firme.

3. Escriba la reacción para el experimento C

Formule las reacciones que se llevan a cabo en la electrolisis del yoduro potásico.

Esta ecuación la fundamentamos en base a que el yodo al ser un halógeno y el potasio un metal del grupo I, cuando se produzca electrolisis esta sal electricidad en disolución acuosa.



Luego el K+ reacciona con H2O formando KOH, y el I- se oxida como I2. Además las bur-bujas observadas fueron provocadas por el

, el cual se redujo.

Se separa en iones debido a que son electrolitos fuertes. Esto se debe que son buenos conductores de

Semi-reacción de oxidación:8

a I2 ya que pierde un electrón, pasa de -1 0.

Semi-reacción de reducción:

H+→ H2 porque gana un electrón, pasa de +1 0.

4. Cuando el voltaje es cero:

Ánodo (oxidación):

Cátodo (reducción):

…………(1)

Ánodo (oxidación):

Cátodo (reducción):

……. (2)

La reacción global es:

Zn(s) + Cu+2 (aM) Zn+2 (bM) + Cu(s)

E°celda



E°celda ; LogK =0 por tanto (b/a) = 1 Si la reacción se genera con b=a=1M La concentración de Zn +2 = 1M La concentración de Cu+2 = 1M La cantidad de CuS que se fora es 126,5g 6) CONCLUSIONES GENERALES

La realización de esta experiencia no desvela mayores observaciones de las que

pueden ser concluidas a través de la resolución de las interrogantes. Dentro de lo que

observamos es que pasado un breve lapso de tiempo ocurre la reacción y vemos como

cambia en la zona del cátodo al color rojo o rosa de la fenolftaleína. Además se podía

apreciar que pequeñas burbujas de un gas salen de uno de los electrodos lo que

corresponde a hidrogeno.



7) OBSERVACIONES

Debido a las reacciones de oxidación – reducción ocurrida en la pila y la diferencia de

potencial entre las semipilas se genera electricidad que es captada por el multitester.

Al oxidarse el electrodo de zinc en el ánodo, este reduce su masa mientras pasa a

solución; sin embargo, en el cátodo el electrodo de cobre aumenta su masa debido a la

reducción del su ion.

La diferencia de potencial obtenida de manera experimental es menor a la obtenida

teóricamente debido a que las concentraciones de las soluciones no son exactas, las

soluciones están contaminadas, existen impurezas en los electrodos, la temperatura no

es exactamente la estándar, etC.

Parte B: Preparar las semipilas Pb(s) / Pb2+ (0.1 M) // Cu2+ (0.1 M) / Cu(s)

Observaciones:









es exactamente la estándar, etC.

Parte C : Preparar las semipilas Zn(s) / Zn2+ ( 0.1 M ) // Pb2+ ( 0.1 M) Pb(s) / Pb(s)

Observaciones:









es exactamente la estándar, etc



Experimento 2.-

“Electrólisis de yoduro de potásico en solución acuosa”

Observaciones y conclusiones:

Se trabajó con una fuente de 9V.

Este experimento fue demostrativo ya que fue realizado por la profesora.

En el cátodo, como se sabe se produce la reducción; mientras que en el ánodo la

oxidación.

El ion I- si se deposita en el ánodo, mientras que el ion K+ no se deposita en el ánodo si

no es el agua quien se deposita en éste.

En el ánodo se forma yodo molecular I2 de un color pardo, el cual se difunde hasta la

mitad del tubo en U, esto evidencia que se produjo oxidación.

La reacción anódica es:

En el cátodo se produce hidrógeno molecular H2, esto se notó debido a la presencia de

burbujas.

La reacción catódica es:

Debido a la presencia de los iones K+ y los iones OH- se forma hidróxido de potasio

según la reacción neta:

2K+ + 2I- + 2H2O → 2KOH + I2 +H2

Al agregar el indicador fenolftaleína se comprueba la presencia del hidróxido de sodio.

Al agregar tetracloruro de carbono en el yodo molecular se observa la molécula más

pesada.



8) APLICACIONES A LA ESPECIALIDAD

La aplicación presentada se dirige a la investigación por parte de los Ingenieros geólogos, mineros y metalurgistas de la geodinámica interna y externa además del análisis de estos procesos naturales. Para la posterior aplicación de técnicas físicas y químicas para la transformación de estas riquezas naturales en con el fin de enriquecimiento económico o industrial, según la finalidad de la extracción de los minerales.

Actividad Electroquímica

Se conoce con el nombre de actividad electroquímica al fenómeno por el cual se genera un fuerza electromotriz al ponerse en contacto sólidos y fluidos o fluidos con fluidos de distinta composición química.

Tanto el signo como la magnitud de esta fem es función de la composición química de la roca y del tipo y concentración de los fluidos en contacto. Así, por ejemplo, cuando una barra de metal (electrodo) se clava en el suelo, se origina entre la barra y éste un potencial eléctrico de contacto debido a la humedad y sales presentes en el terreno en las inmediaciones del electrodo. La magnitud de este potencial (o polarización) es función del tipo de metal, de la concentración electrolítica y de la temperatura.

Métodos utilizados

Métodos eléctricos

Métodos electromagnéticos

Técnicas de operación de campo

• Técnica de operación para determinar líneas de igual potencial • Técnica de operación utilizada para medir potenciales relativos en perfiles o

redes • Principales fuentes de errores en las mediciones:

Por las variaciones propias de las corrientes eléctricas naturales de la Tierra (corrientes telúricas) Por las lluvias Por los cambios de temperatura Por distinto grado de insolación

• Un operador práctico en 1h de labor perfora los pozos para los electrodos no polarizados (de 8 a 15 cm de profundidad) y transporta el cable a un ritmo tal que permite observar de 10 a 14 estaciones separadas entre sí.



TECTÓNICA DE PLACAS OPERACIÓN MINERA



9) RECOMENDACIONES

Al usar el multitester para medir las lecturas del voltaje se debe ser bien preciso para

obtener una mayor exactitud del potencial de la celda y así lograr un menor porcentaje

de error con el potencial estándar teórico.

Estar siempre atentos a cualquier indicación que la profesora haga señalar.

Usar siempre la indumentaria necesaria a la hora del laboratorio



10) BIBLIOGRAFÍA

Levine, Ira N., Fisicoquímica, 4ª. edición, México, D. F., McGraw Hill, 1998.

Costa, J. M., Fundamentos de Electródica, España, Ed Alhambra, 1981.

Brown T., LeMay Jr., Bursten B., Química. La ciencia central. Editorial Prentice Hall Hispanoamericana SA. 1998. Séptima edición

Umland J. y Bellama J. Química General. Editorial ITE Latin América. 2004. Tercera Edición.

Chang R. Química. Editorial Mc Graw Hill. México.1992. Primera edición en español.

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