ITESM Campus Puebla
Integrantes:
Juan Carlos López Medina A01324506
Arturo Tlelo Reyes A01099697
Carla María Barceló Chong A01099195
Iván Eduardo Teáhulos Castillo A01324895
Responsables del laboratorio:
Mtro. Victor Hugo Blanco Lozano
Dr. Isaac Monroy
ELECTROQUÍMICA Y FENÓMENO DE CORROSIÓN
Objetivo: Aplicar los conocimientos adquiridos de óxido reducción en procesos electroqúimicos, así como observar su importancia en la industria y en generación y almacenamiento de energía.
Introducción:
- La electroquímica analiza las reacciones que se asocian con la corriente eléctrica de un circuito. Y éstas se pueden representar de dos maneras:
1) Reacción de reducción:
La sustancia está recibiendo electrones de la corriente eléctrica.
De la sustancia B la corriente eléctrica toma electrones.
-Donde "n" indica la carga eléctrica adquirida por la sustancia y la "e" los electrones perdidos o ganados. Así tenemos que cuando A presenta una carga negativa se llama anión, mientras que cuando B presenta carga positiva se llama catión.
-La electroquímica es una rama de la química que muestra el camino a seguir en cuanto a investigación de energías alternas, refinación de metales o para poder hacer determinaciones químicas mediante la medición de los voltajes proporcionados por las propiedades químicas de las sustancias.
(Gonzáles Ignacio, 2009)
EXPERIMENTO
1. MONEDAS
DE BRONCE, PLATA Y ORO
Procedimiento
-
Se añadió una espátula de Zn granulado a una disolución de NaOH al 5% en peso
contenida en un vaso de 50ml.
-
Se calentó la mezcla hasta ebullición.
* Tardó aproximadamente 15 minutos.
-
Se colocó una moneda de cobre con la superficie brillante (se lavó previamente
con HCl concentrado) dentro del vaso.
-La moneda se tornó de color plata pasados 12 minutos:
* La moneda se coloreó de un blanco plateado.
* La moneda se coloreó de un blanco plateado.
-
Se sacó la moneda, se lavó con agua y se colocó en el termo-agitador) a una
temperatura media (80 °C).
*
La moneda plateada se volvió de color dorado después de 12 minutos.
-Reacciones que se llevaron a cabo:
 |
| Moneda en la parte inferior es la muestra. |
-Reacciones que se llevaron a cabo:
El cobre metalico se disuelve pasando a Cu2+, los dos electrones pasan entre ambos metales (Cobre-Zinc). Acto seguido, un ión de ZnO2 de la disolución es el que adquiere estos dos electrones dando lugar a Zinc y adherirse a la superficie del cobre, con lo cual se adquiere el tono plateado.
-De plata a oro: El paso del color plateado al dorado se produce por el movimiento del Zn hacia la capa superior de la moneda de cobre provocado por el calentamiento constante y homogéneo, dándonos como resultado el latón que es una aleación de Zn y Cu.
Discusión: Al estar más limpia la moneda ocurría más rápido la primera reacción. La reacción no dio en el tiempo esperado se cree que fue debido a la falta de limpieza de la moneda, aunque esta había sido colocada previamente en HCl concentrado.
-De plata a oro: El paso del color plateado al dorado se produce por el movimiento del Zn hacia la capa superior de la moneda de cobre provocado por el calentamiento constante y homogéneo, dándonos como resultado el latón que es una aleación de Zn y Cu.
Discusión: Al estar más limpia la moneda ocurría más rápido la primera reacción. La reacción no dio en el tiempo esperado se cree que fue debido a la falta de limpieza de la moneda, aunque esta había sido colocada previamente en HCl concentrado.
EXPERIMENTO
2. ESCRITURA
SIN TINTA
Procedimiento
-
Sobre la superficie metálica (monedas de cobre) se pegó en un extremo un “sándwich”, formado por papel
filtro, papel normal (hoja de libreta) y otro papel filtro.
-
Se preparó una disolución con 1.6g de KI, 20 ml de agua, 5 ml de solución de
almidón al 1% y 5 ml de fenolftaleína.
 |
| Si al momento de preparar la disolución se tornaba rosa, eso avisaba que la fenolftaleína había reaccionado y por lo tanto se debía volver a preparar. |
-
Se empaparon las tres capas de papel en esta disolución, se conectó un estilete
(tubo de vidrio con un alambre de cobre atravesado) y el aluminio a una batería
de 12 V DC, caimán verde en parte negativa y el rojo en la positiva correspondiente y se escribió en el papel
desplazando el estilete obteniendo una coloración rosa que en cuestión de minutos se desvanecería
 |
| Parte izquierda superior estilete actúa como ánodo (tinta más oscura), estilete actúa como cátodo da tintura color rosa. |
Realizar las reacciones que tienen lugar:
-Teniendo en cuenta que nuestro cátodo es el estilete el agua se reducirá a H2 y OH- la reacción éste último con la fenoftaleína es lo que nos dará el color rosado.
-Observaciones:
Si los caimanes se colocaban de forma inversa la tintura se volvía de un rojo oscuro que se atenuaba levemente sin llegar a desvanecerse. Esto se debía que al invertir los polos ahora el estilete es el ánodo por lo que se oxida el I2 reaccionado con el almidón.
Si los caimanes se colocaban de forma inversa la tintura se volvía de un rojo oscuro que se atenuaba levemente sin llegar a desvanecerse. Esto se debía que al invertir los polos ahora el estilete es el ánodo por lo que se oxida el I2 reaccionado con el almidón.
Conclusión
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Al termino y durante la realización de la práctica se logró entender en consiste la oxidación y la reducción, es decir, identificar el agente oxidante y el agente reductor. Del mismo modo se adquirió una mejor metodología para la resolución de ecuaciones empleando el método de oxido-reducción, lo cual resulta de gran ayuda cuando existe un medio ácido o uno básico.
La realización de los experimentos en esta práctica ayudó a visualizar los efectos que se tienen en la interacción entre agentes reductores y oxidantes; los cuales pueden llegar a ser, por ejemplo, un cambió de color sobre una superficie, en este caso el bronce.
Finalmente, se observó como funciona un pequeño circuito en el cual intervienen un ánodo y un cátodo, siendo este último el responsable de que se lleve a cabo la reacción que da lugar a la coloración rosa.
Cuestionario:
1.
Calcule la F.E.M de la pila Zn - Cu si la concentración de la solución que
constituye el ánodo de la misma es de 10 -3 (mol/L). ¿Qué tipos de electrodo
constituyen esta pila?
La reacción Cu+2 + Zn à Cu +Zn+2 produce un
potencial de celda de 1.1 V.
Usando la ecuación de Nernst:
Y considerando que el cátodo es el cobre y el ánodo es
el zinc, la intervención de 2 electrones y que la solución de zinc está a 1 M y
que produce 10-3 M de Zn+2
2.
Ajuste redox en medio ácido
a) K2Cr2O7 + HI + HClO4 à Cr(ClO4)3 + KClO4 + I2 + H2O
a) K2Cr2O7 + HI + HClO4 à Cr(ClO4)3 + KClO4 + I2 + H2O
K2Cr2O7 + 6 HI + 8 HClO4
à 2 Cr(ClO4)3
+ 2 KClO4 + 3 I2 + 7 H2O
b) Sb2S3 +
HNO3 à
Sb2O5 + NO2 + S + H2O
Sb2S3 + 10 HNO3 à Sb2O5
+ 10 NO2 + 3S + 5H2O
c) KIO3 + KI + H2SO4
à I2 + K2SO4
+ H2O
KIO3 + 5 KI + 3 H2SO4 à 3 I2 + 3 K2SO4
+ 3H2O
d)
K2Cr2O7 + HCl ------> CrCl3 + Cl2 + KCl + H2O
K2Cr2O7 + 14HCl----> 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O + 2KCl
e)
HClO + NaCl -----> NaClO + H2O + Cl2
4 HClO + 2 NaCl -----> 2 NaClO + 2 Cl2 + 2 H2O
g)
KMnO4 + H2SO4 + KI -----> MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O
2 KMnO4 + 10 KI + 8 H2SO4---->6 K2SO4 + 2 MnSO4 + 5 I2 + 8 H2O
3. Calcule el volumen de disolución de
ácido hipocloroso 0,1 M que sería necesario utilizar para obtener 10 gramos de
cloro. Datos: Masas atómicas: Cl=35,5 ; Na=23 ; 0=16 y H=1
La ecuación de la semicelda es la siguiente
2HClO + 2H+ + 2e --> Cl2 + 2H2O
+1.63 V
Haciendo la estequiometría, para obtener 10 gr de Cl2
se necesitan 14.98 gr de HClO.
Para hacer la disolución 0.1 M se necesitan 2.85 L de agua.
4.
Ajuste redox en medio básico
a) MnO2 +KClO3 +KOH à K2MnO4 +KCl+H2O
a) MnO2 +KClO3 +KOH à K2MnO4 +KCl+H2O
3 MnO2 + KClO3 +6 KOHà 3 K2MnO4
+KCl+ 3H2O
b) Br2 +KOH à KBr+KBrO3
+H2O
3 Br2 +6 KOH à
5 KBr+ KBrO3 + 3 H2O
c) KMnO4 + NH3----> KNO3 + MnO2 + KOH + H2O
8 KMnO4 + 3 NH3----> 3 KNO3 + 8 MnO2 + 5 KOH + 2 H2O
d) Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O
Cr2(SO4)3 + KClO3 + 10 KOH -------> 2 K2CrO4 + KCl + 3 K2SO4 + 5 H2O
5.
Se valoran 50 ml de una disolución de FeSO4 acidulada con H2SO4 con 30 ml de
KMnO4 0,25 M. ¿Cuál será la concentración del FeSO4 si el MnO4– pasa a Mn2+?
La ecuación redox queda de la siguiente forma
FeSO4 + H2SO4 + KMnO4
à
MnSO4
El Mn cambia de estado de oxidación de +7 a +5
El hierro cambia de +2 a +3
La ecuación balanceada por redox por ambos lados queda
como
8H + 5e + Mn+7O4 à Mn+2 + 4H2O
5Fe+2à 5Fe+3 + 5e
Simplificada:
5FeSO4 + 4 H2SO4 +
KMnO4 à
MnSO4 + 5Fe+3 + 4H2O
Por tanto, una solución de 30 ml a 0.25 M contiene
1.1853 gr de KMnO4. Por estequiometría se necesitan 5.697 gr de FeSO4.
Disuelta en 50 ml forman una disolución al 0.75 M.
6.
Se realiza la electrólisis de un disolución de tricloruro de hierro, haciendo
pasar una corriente de 10 A durante 3 horas. Calcula la cantidad de hierro
depositado en el cátodo.
Un amperio es definido como el paso de 1 coloumb por
segundo (A= C/s) y sabiendo que 1 mol de e= 96485 C, se puede encontrar la conversión:
En la reducción de tricloruro de hierro se necesitan 3
e- por cada mol.
3e- +Fe+3 --> Fe
por tanto:
7.
Una pila consta de un electrodo de Mg introducido en una disolución 1 M de
Mg(NO3)2 y un electrodo de Ag en una disolución 1 M de AgNO3 . ¿Qué electrodo
actuará de cátodo y de ánodo y cuál será el voltaje de la pila correspondiente?
Con los datos de las semireacciones de reducción:
Mg+2 + 2e --> Mg -2.38
Ag+1 + e --> Ag +0.80 V
Es más fácil reducir la plata que el magnesio. Por
tanto, la plata es el cátodo y el magnesio el ánodo. El voltaje de la pila
sería ∆E = ∆Ecátodo-∆Eánodo = 0.80 –(-2.38) = 3.18 V
En caso contrario, la reacción no sería espontánea.
8. Decir si será espontánea la siguiente reacción redox: Cl2(g) +
2 I– (aq) -->2Cl– (aq) + I2 (s).
Las semireacciones de reducción son las siguientes.
I2 + 2e → 2I− +0.54
Cl2 + 2e → 2Cl− +1.36
En esta reacción se oxida el cloro (ánodo) y se reduce
el yodo (cátodo).
Por lo tanto, el potencial de celda sería ∆E = ∆Ecátodo-∆Eánodo
= 0.54 – (+1.36) = - 0.82
No es espontánea en este sentido, pero sí es espontánea
en el contrario.
Referencias:
-Gonzáles Ignacio, O. G. (13 de octubre de 2009). EMC= COSMOS: La Enciclopedia de las Ciencias y la Tecnología en México . Recuperado el 06 de marzo de 2013, de http://www.izt.uam.mx/cosmosecm/ELECTROQUIMICA.html
-Petrucci, R. (2011). Quimica General (10th ed.). Madrid, España: Pearson.
-Daniel, C. H. (2007). Escritura Electroquímica . En C. H. Daniel, Análisis químico cuantitativo (pág. 374). Reverté .
-Santiago, H.-A. (Abril de 2007). Redalyc. Recuperado el 02 de Abril de 2013, de Convierta cobre en plata y oro : http://www.redalyc.org/pdf/920/92040213.pdf
-Gonzáles Ignacio, O. G. (13 de octubre de 2009). EMC= COSMOS: La Enciclopedia de las Ciencias y la Tecnología en México . Recuperado el 06 de marzo de 2013, de http://www.izt.uam.mx/cosmosecm/ELECTROQUIMICA.html
-Petrucci, R. (2011). Quimica General (10th ed.). Madrid, España: Pearson.
-Daniel, C. H. (2007). Escritura Electroquímica . En C. H. Daniel, Análisis químico cuantitativo (pág. 374). Reverté .
-Santiago, H.-A. (Abril de 2007). Redalyc. Recuperado el 02 de Abril de 2013, de Convierta cobre en plata y oro : http://www.redalyc.org/pdf/920/92040213.pdf
