Electrólisis

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Electrólisis

  1. 1. INFORME DE LABORATORIO “ELECTRÓLISIS” Presentado por: Daniel Andrés Aramburo Karen Rivera Martínez Andrea Palacio Nicolás Reyes Presentado a: Profesor: Oscar Javier Suarez UNIVERSIDAD DE AMÉRICA FACULTAD DE INGENIERÍA CORROSIÓN BOGOTÁ 2013
  2. 2. Contenido OBJETIVO GENERAL......................................................................................................................3 OBJETIVOS ESPECIFICOS .............................................................................................................3 PROCEDIMIENTO...........................................................................................................................4 Procedimiento 1...........................................................................................................................................4 Procedimiento 2...........................................................................................................................................4 RESULTADOS..................................................................................................................................5 Procedimiento #1 .........................................................................................................................................5 Procedimiento #2. ........................................................................................................................................6 ANALISIS DE RESULTADOS .........................................................................................................8 Procedimiento #1. ........................................................................................................................................8 Procedimiento #2. ........................................................................................................................................9 CONCLUSIONES............................................................................................................................ 11 BIBLIOGRAFÍA ............................................................................................................................. 12
  3. 3. OBJETIVO GENERAL  Entender por qué y en cuales casos es posible ver las zonas anódicas y catódicas en un metal que sufre corrosión OBJETIVOS ESPECIFICOS  Demostrar experimentalmente el carácter electroquímico de la corrosión visualizando la existencia de zonas anódicas y catódicas en un metal que se corroe, mediante el uso de indicadores químicos.  Introducir el concepto de par galvánico y sus semirreacciones.
  4. 4. PROCEDIMIENTO Procedimiento 1. Procedimiento 2. INICIO Llenar un vaso de precipitado hasta ¾ de su volumen con agua (350mL). Llenar una cuba hasta ¾ de su volumen con agua (600 mL). Agregar 9,97 g de NaCl y repetir procedimiento 3. Conectar el electrodo de cobre al negativo y el de acero al carbón al positivo de la fuente. Tomar lecturas de voltaje cada 30 s hasta que se estabilice Introducir dos electrodos (Cobre y Acero al Carbón) en el vaso. Agregar 9,99 g de NaCl y repetir el procedimiento anterior. FIN INICIO Sumergir los electrodos en la cuba y agregar una gota de fenolftaleína a cada uno. Registrar lo observado. Encender la fuente y aplicar una diferencia de potencial de 1V. Registrar lo observado y datos de corriente y voltaje. Aumentar la diferencia de potencial en 1 V y repita procedimientos 4 y 5. Repetir el procedimiento anterior hasta 6 V. Agregar 9,96 g de NaCl y repetir procedimientos 3, 4, 5, 6, 7 y 8. Agregar 10,07 g de NaCl y repetir procedimientos 3, 4, 5, 6, 7 y 8. FIN
  5. 5. RESULTADOS Procedimiento #1 Tiempo (s) Diferencia de Potencial (V) Agua pura NaCl 0,49 M NaCl 0,98 M 0 0,094 0,126 0,193 30 0,111 0,165 0,21 60 0,111 0,181 0,213 90 0,126 0,198 0,223 120 0,134 0,21 0,229 150 0,142 0,221 0,235 180 0,15 0,226 0,235 210 0,159 0,233 0,24 240 0,167 0,239 0,243 270 0,176 0,245 0,243 300 0,187 0,25 0,247 330 0,197 0,255 0,238 360 0,208 0,26 0,245 390 0,219 0,263 0,252 420 0,229 0,266 0,256 450 0,24 0,271 0,258 480 0,251 0,274 0,26 510 0,261 0,277 0,262 540 0,27 0,28 0,264 570 0,279 0,282 0,266 600 0,288 0,284 0,267 Tabla No.1. Datos de diferencia de potencial vs tiempo para diferentes concentraciones de Cloruro de Sodio en la celda galvánica del procedimiento 1.
  6. 6. Gráfica No.1. Comportamiento de la diferencia de potencial vs el tiempo para diferentes concentraciones de Cloruro de Sodio en la celda galvánica del procedimiento 1. Procedimiento #2. o Sin suministrar voltaje y al agregar la gota de fenolftaleína no se observó nada anómalo. o En general lo observado fue un cambio de coloración (de Incoloro a Fucsia) cerca al electrodo de cobre y algunas burbujas sobre la superficie del mismo. o En la prueba con agua pura, fue solo después de suministrar un voltaje de 4 V que se pudo observar un cambio de coloración cercano al electrodo de cobre y solo hasta 6 V se observaron algunas burbujas cerca al mismo. 0 0.05 0.1 0.15 0.2 0.25 0.3 0.35 0 100 200 300 400 500 600 700 DiferenciadePotencial(V) Tiempo (s) Voltaje v.s. Tiempo Agua pura NaCl 0,49 M NaCl 0,98 M
  7. 7. Diferencia de Potencial (V) Corriente eléctrica (A) Agua pura NaCl 0,34 M NaCl 0,57 M 0 0 0 0 1 0 0 0 2 0 0,025 0,04 3 0 0,06 0,09 4 0 0,09 0,14 5 0 0,12 0,19 6 0 0,16 0,25 Tabla No.2. Datos de corriente eléctrica versus diferencia de potencial aplicada para diferentes concentraciones de Cloruro de Sodio en la celda electrolítica del procedimiento 2. Gráfica No.2. Corriente eléctrica versus diferencia de potencial aplicada para diferentes concentraciones de Cloruro de Sodio en la celda electrolítica del procedimiento 2. 0 0.05 0.1 0.15 0.2 0.25 0.3 0 1 2 3 4 5 6 Corrienteeléctrica(A) Diferencia de Potencial (V) Corriente eléctrica v.s. Diferencia de Potencial Agua pura NaCl 0,34 M NaCl 0,57 M
  8. 8. ANALISIS DE RESULTADOS Procedimiento #1. Reacciones que podrían ocurrir (en forma de reducción): Fe2+ + 2 e- Fe0 (EEH = - 0,44 V) Cu2+ + 2e- Cu0 (EEH = 0,34 V) 2H2O + O2 + 4e- 4 OH- (EEH = 0,40 V) Na+ + e- Na0 (EEH = - 2,71 V) Cl2 + 2e- 2 Cl- (EEH = 1,36 V) Reacciones que ocurren, según los potenciales de oxidación – reducción. Fe0 Fe2+ + 2 e- (EEH = 0,44 V) 2H2O + O2 + 4e- 4 OH- (EEH = 0,40 V) Luego el potencial de la celda galvánica es 0,84V. Según las reacciones anteriores la oxidación se lleva a cabo en el acero al carbón, la reducción se realiza en el cátodo que es el cobre, y el agua es quien se reduce generando iones hidroxilo. El voltaje generado en la práctica fue mucho menor al esperado según el potencial de la reacción, sin embargo, la tendencia ascendente de los potenciales en la gráfica No.1 indicaría que en algún momento se podría alcanzar ese valor.
  9. 9. Procedimiento #2. El fundamento de este procedimiento es la electrolisis del agua, esta normalmente se encuentra disociada en iones H+ y OH- . Al suministrar corriente eléctrica se genera una reducción en los iones H+ que pasan a ser Hidrógeno gaseoso. 2H+ + 2e- H2 0 (g) (EEH = 0) Al consumirse iones H+ se genera un exceso de OH- en la solución acuosa cercana al electrodo en el que ocurre la reacción anterior, por lo que el pH aumenta y la fenolftaleína cambia de color. En el electrodo de acero al carbón, se produce la oxidación del mismo, generando los electrones necesarios para la reducción de los iones hidronio. Fe0 Fe2+ + 2 e- (EEH = 0,44 V) Por lo anterior se puede deducir que la reacción en sí es espontánea, pero al suministrar una mayor diferencia de potencial esta se realizara más rápidamente, generando además electrones adicionales para que se produzca un flujo de corriente eléctrica (Amperaje). Este flujo de corriente se hace mayor al aumentar el voltaje y la concentración del electrolito debido a que la conductividad del mismo depende de la cantidad de iones disociados en la solución (concentración).
  10. 10. Los parámetros que definen la conductividad de un electrolito son: Carácter del electrolito  Los electrolitos fuertes son capaces de disociarse completamente en solución, mientras los electrolitos débiles son aquellos que no se disocian completamente; la concentración de iones en una solución de un electrolito débil es menor que la concentración de dicho electrolito. Concentración  El flujo de corriente eléctrica en un electrolito se hace mediante el transporte de iones de un lugar a otro, por lo que a mayor cantidad de iones presentes en la solución mayor será la conductividad de la misma. Viscosidad del medio en el que los iones han de moverse (solución)  El transporte de iones de un lugar a otro se hace más fácil conforme la viscosidad disminuye. Como la viscosidad de un líquido disminuye con la temperatura, la facilidad de transporte iónico y por tanto la conductividad eléctrica aumentará a medida que se eleva la temperatura. Voltaje aplicado Tipo, número, carga y movilidad de los iones presentes Viscosidad del medio en el que éstos han de moverse.
  11. 11. CONCLUSIONES 1. De acuerdo a los resultados obtenidos se puede comprobar que la unión de dos metalesdentro de una solución da como resultado una reacción Redox. 2. Una diferencia marcada entre las pilas en la electrolisis y la corriente eléctrica, es que esta última puede generaruna reacción química. 3. La electrolisis del agua, suele requerir de mucha energía, debido a su baja conductividad eléctrica, para esto se puede mejorar con la ayuda de un electrolito cualesquiera, una sal, unácido, o unbase.
  12. 12. BIBLIOGRAFÍA  Vila. G. Corrosión. Electroquímica – Mecanismos y métodos de control. Universidad Nacional de Colombia (1992).  Brown Theodore L. (2004). Química la ciencia central Novena edición. 776- 800.  Beltrán Jose, (1975). Química avanzada nuffield. 155-158.  Laitinen Herbert (1.982). Análisis Químico. 227-228.  Instituto tecnológico de canarias: Electrolisis del agua. Recuperado el 06 de abril de 2013.

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