UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN AGUSTIN

FACULTAD DE INGENIERÍA PROCESOS

Escuela Profesional de Ingeniería Metalúrgica

Guía de Practicas

Corrosión y Protección de Metales

Practica Nº 2

La Corrosión y la Electroquímica

2015

La Corrosión y la Electroquímica

1. Objetivos: Experimentar el paso de la corriente eléctrica en una celda diseñada en nuestro laboratorio con la finalidad de conocer el fundamento de la formación de un par galvanico que se relaciona con la diferencia de potencial aplicado a la corrosión de materiales metálicos.

2. Introducción: La electroquímica se encarga de estudiar las situaciones donde se dan reacciones de oxidación y reducción. Electroquímica es una rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química. En otras palabras, las reacciones químicas que se dan en la interfaz de un conductor eléctrico (llamado electrodo, que puede ser un metal o unsemiconductor) y un conductor iónico que también es muy importante en el mundo (el electrolito) pudiendo ser una disolución y en algunos casos especiales, un sólido. Si una reacción química es provocada por una diferencia de potencial aplicada externamente, se hace referencia a una electrólisis. En cambio, si la diferencia de potencial eléctrico es creada como consecuencia de la reacción química , se conoce como un "acumulador de energía eléctrica", también llamado batería o celda galvánica. Las reacciones químicas donde se produce una transferencia de electrones entre moléculas se conocen como reacciones redox, y su importancia en la electroquímica es vital, pues mediante este tipo de reacciones se llevan a cabo los procesos que generan electricidad o, en caso contrario, son producidos como consecuencia de ella.

A. Mecanismos de la corrosión Lo que provoca la corrosión es un flujo eléctrico masivo generado por las diferencias químicas entre las piezas implicadas. (la corrosión es un fenómeno electroquímico) Una corriente de electrones se establece cuando existe

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ESCUELA PROFESIONAL DE INGENIERIA METALURGICA

una diferencia de potenciales entre un punto y otro. Cuando desde una especie química se ceden y migran electrones hacia otra especie, se dice que la especie que los emite se comporta como un ánodo y se verifica la oxidación, y aquella que los recibe se comporta como un cátodo y en ella se verifica la reducción.

Para que esto ocurra entre las especies, debe existir un diferencial electroquímico. Si separamos una especie y su semireacción, se le denominará semipar electroquímico; si juntamos ambos semipares, se formará un par electroquímico. Cada semipar está asociado a un potencial de reducción (antiguamente se manejaba el concepto de potencial de oxidación). Aquel metal o especie química que exhiba un potencial de reducción más positivo procederá como una reducción y, viceversa, aquél que exhiba un potencial de reducción más negativo procederá como una oxidación. Para que haya corrosión electroquímica, además del ánodo y el cátodo, debe haber un electrólito (por esta razón, también se suele llamar corrosión húmeda, aunque el electrólito también puede ser sólido). La transmisión de cargas eléctricas es por electrones del ánodo al cátodo (por medio del metal) y por iones en el electrólito. Este par de metales constituye la llamada pila galvánica, en donde la especie que se oxida (ánodo) cede sus electrones y la especie que se reduce (cátodo) acepta electrones. Al formarse la pila galvánica, el cátodo se polariza negativamente, mientras el ánodo se polariza positivamente.

1. Materiales: Un vaso de vidrio Una tubería de cobre limpia (un pedazo). Retazo de magnesio Cables conductores. Un LED Vinagre Cloruro de sodio Peachimetro Otros.

2. Equipos y Herramientas:

Balanza electrónica Mechero Regla graduada Marcador permanente Tenazas

3. EPPs:

Guantes de cuero Lentes de seguridad Mandil Protector de oídos

Zapatos de seguridad Complementarios

4. Desarrollo experimental: Primeramente, corte retazos del cable conductor (Aproximadamente 30cm), y pele los

extremos una distancia de 1cm, luego conecte el retazo de cobre a un extremo del cable

conductor, de igual manera conecte un extremo del cable conductor a l retazo de magnesio,

estas uniones deben de tener una sujeción sólida. Luego vierta en el vaso de precipitados el

vinagre ¾ partes del vaso de vidrio.

Una vez conectada los dos metales sumerge con mucho cuidado los dos metales en el vaso de

vidrio de tal manera que no choquen, para nosotros el vinagre trabaja de electrólito el cual

será el medio de transporte de los electrones producidos.

Estando sumergido los dos metales en el electrolito colocamos en los dos extremos de los

cables sobrantes un led el que consumirá la energía producida por nuestra pila.

Observe y anote el fenómeno.

De la misma manera deberá experimentar con otros tipos de electrolitos, como agua, sulfato

de cobre y otros.

Cu Mg

1

2

3

Ph

Metales

CASOS ObservacionesElectrolito Color/apariensa fem

Prende el

foco Led

Se genera

Hidrogen

5. Cuestionario: a) ¿Cuándo se dice que la energía química se transforma en eléctrica? b) ¿Qué reacciones se producen en la celda electrolítica formada? c) ¿Que nos indica la generación de burbujeo en la celda electrolítica? d) ¿indique el sentido de viaje de los electrones? e) ¿Qué elemento se corroe?

Electrolito (Vinagre)

Led

Conductores

Cu

Mg

Guía de prácticas/Corrosión y Protección de Metales/2015 - Nº2 Ing. Juan Manuel Jara Gonzales U.N.S.A.

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f) ¿Cuál de los electrolitos en más conductor? g) ¿Cuándo se utiliza como electrolito el agua que ocurre con la generación de fem y cuál es

la diferencia cuando el agua contiene cloruro de sodio (35 gr), explique? h) Sugerencias suyas para la mejora de nuestras prácticas en nuestro laboratorio.

6. Bibliografía:

Atkins, Fisico Química, 3ª. Ed. USA, Addison Wesley, 1991. Levine, Ira N., Fisicoquímica, 4ª. edición, México, D. F., McGraw Hill, 1998. Costa, J. M., Fundamentos de Electródica, España, Ed Alhambra, 1981. Pletcher, D., First course in Electrode Processes, The Electrosynthesis Company, 1991. Posadas, D., Introducción a la Electroquímica. Serie Química de la OEA. Ed. OEA. Monografía No 22. 1980. Bockris, John O' M., Modern Electrochemistry, 2nd Ed. NY, Plenum, 1997. Coeuret, Introducción a la Ingeniería Electroquímica, Edit. Reverté, 1992. Pletcher, Dereck, Industrial Electrochemistry, London, Chapman & Hall, 1990. Rajeshwar and Ibanez, Enviromental Electrochemistry, USA, Academic Press, 1997. Gileadi, E., Electrode Kinetics for chemists, chemical engineers, and materials scientists, NY, VCH, 1993.

7. Anexos Ejemplo de cálculos de potencial de celdas a) Mediante la ec. De Nernst calcule el potencial de celda para cada par de soluciones Sea la sgte pila de Daniels: Zn/Zn+2 (a=1) // Cu+2 (a=1) /Cu Anodo Zn à Zn+2 + 2e- E0 = 0,763 v oxidación Catodo Cu+2 + 2e- à Cu E0 = 0,337 v reducción Rx: Zn (s) + Cu+2 (ac) +2e- ß à Zn+2 (ac) + Cu (s) + 2e- E0=1,1 v Calculo del potencial de celda Zn SO4 0,1M con CuSO4 0,1M Consideremos soluciones diluidas donde los coeficientes de a son iguales a los [ ] de las soluciones a = [M] aZn+2 = [MZn+2] aCu+2 = [MCu+2] } …..(1) Ec. de Nernst: E = E0 - RT Ln aZn+2 ……….(2) nF aCu+2 (2) en (1) E = E0 - RT Ln [MZn+2] ……….(2) nF [MCu+2] Luego reemplazando datos experimentales: E = 1,1 - (8,314)(298) Ln 0,1 (2e-)(96486) 0,1 E = 1,1 voltios Consideremos en el cálculo a los coeficientes de actividad (g ) Sabemos a = g [M] g ZnSO4 = 0,15 g CuSO4= 0,4 Luego: E = 1,1 - (8,314) (298) Ln (0,15)(0,1) 2e- (96486) (0,4)(0,1) E = 1,11 v ZnSO4 0,1M con CuSO4 0,01M

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Aplicando Ec. de Nernst: E = 1,1 - (8,314)(298) Ln 0,1 (2e-)(96486) 0,01 E = 1,0704 voltios Luego: E = 1,1 - (8,314) (298) Ln (0,15)(0,1) 2e- (96486) (0,4)(0,01) E = 1,083 v ZnSO4 0,1M con CuSO4 0,001M E = 1,1 - (8,314)(298) Ln 0,1 (2e-)(96486) 0,001 E = 1,041 voltios Luego: E = 1,1 - (8,314) (298) Ln (0,15)(0,1) 2e- (96486) (0,4)(0,001) E = 1,053 v Porcentaje de errores: Para ZnSO4 0,1M, CuSO4 0,1M %E = Vt - Vexp x 100 Vexp %E = 1,1 - 1,042 x 100 %E = 5,27% 1,1 Para ZnSO4 0,1M, CuSO4 0,01M %E = 1,0704 - 1,005 x 100 %E = 6,11% 1,0704 Para ZnSO4 0,1M, CuSO4 0,001M %E = 1,0408 - 0,364 x 100 %E = 65% 1,0408 Utilizando la Ley de Faraday calcule la cantidad en gramos de hidrógeno liberado en el cátodo y compárelo con el obtenido experimentalemente. Sea: M(gr) = Peq x I x t / 96500 M = masa de sustancia Peq. = peso equiv. de sustancia I = amperios t = tiempo en seg. Para nuestra experiencia: t = 9'35'' ó 575 seg. M = (1gr)(0,3 A)(575 seg) / 96500 = 1,78 x 10-3 A Según nuestra experiencia se produjo 20 ml. de hidrogeno: Sabemos: 1 mol H2 ---------- 22,4 l X ---------- 2,0 x 10-2 l X = 8,928 x 10-4 moles de H2 Como: 1 mol H2 ---------- 2 gr 8,928 x 10-4 ------ W W = 1,79 x 10-3 gramos de H2 %Error = 1,78 -1,79 x 100 = 0,56 % 1,78