LABORATORIO 6 DE QUIMICA

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Estudio de los procesos de interconversión de energía química en eléctrica y  viceversa. Estudio de procesos de oxidación - reducción en la corrosión. Poder aplicar los conceptos de electroquímica electroquímica y corrosión en la vida diaria así como en la futura carrera de ingeniería civil.

Agregar en los vasos de 250ml, la solución de ZnSO4 0.1My CuSO4 0.1M respectivamente, respectivamente, hasta los ¾ del volumen disponible. Colocar la barra de Zn en la primera solución y Cu en la segunda solución.

Haciendo uso de los conductores medir con ayuda del multitéster multitéster el voltaje de la celda y la intensidad de corriente, haciendo hincapié, en el sentido de esta.

    

    



0.1M



0.1M KCl (ac) 0.1M gel

agar-agar 1.09V 

 Verter en un un tubo en U con salidas laterales una solución de KI 0,5M

Disponer el aparato de electrolisis como muestra la figura. Encender la fuente de 12V 

Dejar transcurrir 3 minutos.

Transcurrido el tiempo apagar la fuente de voltaje.

Extraer en tubos de ensayo soluciones de cada lado del tubo en forma de U.

Añadimos unas gotitas de fenolftaleína al líquido incoloro del lado donde estaba el cátodo.

Añadimos 3mL de almidón al líquido pardo del lado donde estaba el ánodo.

Llenamos parcialmente cada tubo de ensayo con 5mL. de NaOH, NH 4Cl, NaCl, HCl.

Ponemos un clavo limpio lijado en cada tubo.

Utilizaremos papeles indicadores de pH para determinar la basicidad y acides de las soluciones.

Ingresamos una tira de papel  indicador a la solución seleccionada para determinar  aproximadamente su pH.

Se determina el pH delas soluciones mediante el  cambio del color en el   papel indicador.

Añadimos a cada solución, una o dos gotas de ferricianuro potásico 0,1M K 3Fe(CN)6 , que contiene los iones K+ y Fe(CN)63-

Añadimos al sulfato ferroso una o dos gotas de ferricianuro potásico 0,1M K 3Fe(CN)6 la cual formará la muestra patrón.

Comparamos el resultado obtenido con la muestra patrón.

CELDAS GALVÁNICAS           

0.1M

 0.1M

KCl (ac) 0.1M gel agar-agar 1.09V  Esto significa que obtuvimos un error de:

0.90%

: COLOR 1

COMPROBACION

COLOR 2

ANODO

CARAMELO ALMIDON

MARRÓN OSCURO

CATODO

INCOLORO

ROJO GROSELLA

FENOLFTALEINA

ELECTRODO     

GRAFITO

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Tiempo 2 .5min 2 .5 min

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GRAFITO : CORROSION MUESTRA PATRÓN: AZUL MARINO OSCURO

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Clavo de Fe Clavo de Fe Clavo de Fe Clavo de Fe

1 6 6 13

azul Verde Verde Verde olivo

Alta corrosión Moderada corrosión Escaza corrosión Mediana corrosión

Llamamos metabolismo al conjunto de reacciones de un organismo. Estas reacciones son producidas por la acción de los microorganismos.

Fauna microbiana intestinal en la oxidación biológica de los alimentos

Los microorganismos son sistemas que necesitan una gran cantidad de energía para mantenerse ordenados. Esta energía se obtiene de la oxidación de compuestos orgánicos reducidos. Los nutrientes proporcionan esos compuestos reducidos y, en el curso de la oxidación, se libera energía (que se acumula en forma de moléculas almacenadoras de energía, especialmente el ATP) y se producen elementos estructurales que servirán para la construcción de nuevas células (crecimiento y diferenciación). Al proceso por el que se obtiene energía y elementos estructurales básicos a partir de nutrientes se le denomina catabolismo y al que utiliza la energía obtenida en el catabolismo para sintetizar nuevos componentes celulares se le denomina anabolismo. Es Estanque para tratar aguas por oxidación biológica. importante tener en cuenta que aunque se estudie de forma separada el anabolismo y el catabolismo, ambos tipos de procesos ocurren simultáneamente de forma que conforme se van produciendo elementos estructurales y energía en el catabolismo, esos elementos se usan para formar nuevos componentes celulares en procesos anabólicos. Un ejemplo de este tipo de oxidación es la Oxidación de los ácidos grasos (metabolismo ). También se utiliza la oxidación biológica en los procesos de purificación de aguas residuales. La oxidación biológica consiste en suministrar oxígeno al agua residual en unos tanques cuyo volumen está previamente calculado para mantener el agua durante un tiempo de cuando menos ocho horas, regulando el oxigeno disuelto entre 1 a 3 Mg/Lt.

Oxidación térmica

Planta para oxidación térmica.

Método de oxidación que empleando hornos se aplica para incinerar de residuos, los que se transforman en materias inertes (cenizas o escorias) y gases a través de una combustión controlada a temperaturas elevadas (900º C).

Lo que comúnmente llamamos basura, técnicamente se conoce como desechos sólidos y consiste básicamente de todo material, producto de las actividades humanas, que se bota o elimina por carecer de valor o utilidad.

El compostaje es un proceso biológico controlado de Planta de oxidación catalítica. descomposición aeróbica acelerada de los materiales orgánicos. Se puede hacer una comparación entre la combustión (oxidación química) y el compostaje (oxidación biológica). En ambos procesos el carbón presente se oxida (química o biológicamente respectivamente) y si la combustión es completa se tienen como productos dióxido de carbono (CO2), agua (pO) y energía en forma de calor. Es importante señalar que el oxígeno vital puede desplazarse más todavía por otros gases, tales como el dióxido de carbono. Cuando esto sucede, el resultado es a menudo una atmósfera que puede ser peligrosa o fatal cuando se la respira. Las deficiencias de oxígeno también pueden ser ocasionadas por moho, corrosión, fermentación u otros tipos de oxidación que consumen oxígeno. El impacto de las deficiencias de oxígeno puede ser paulatino o repentino.

Oxidación catalítica Existen unas sustancias, denominadas catalizadores, que tienen la propiedad de acelerar la reacción de oxidación de los compuestos orgánicos volátiles a temperaturas relativamente bajas, generalmente entre 250 y 350º C, sin experimentar un cambio químico. Los gases a depurar deben ser calentados hasta alcanzar la temperatura de funcionamiento del catalizador. Este calor necesario es suministrado por un quemador a gas o un calentador eléctrico. Para reducir el consumo energético, puede instalarse un precalentador que aproveche el calor de los gases ya depurados.

Oxidación y respiración La oxidación es el efecto primario de la respiración en el cuerpo, es un proceso natural que implica que el oxígeno se combine con otra sustancia. Como resultado de esta oxidación, la composición química de ambas sustancias cambia. Otro ejemplo lo tenemos con la respiración celular , que no es más que la oxidación de glucosa (C6H12O6) a CO2 y la reducción de oxígeno a agua. La ecuación sumaria para la respiración de la célula es:

C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O Respiración: un proceso de oxidación.

Ya vimos que, técnicamente hablando, la oxidación incluye cualquier reacción en la cual se transfieren electrones, la mayoría de las oxidaciones producen grandes cantidades de energía. La oxidación es como una combustión dentro del cuerpo, cuando el oxígeno convierte los azúcares en energía. Nuestro cuerpo también usa la oxidación como defensa contra bacterias, virus, fermentaciones, etcétera, porque las moléculas oxidantes atacan a las células patógenas y éstas son expulsadas de cuerpo a través del proceso normal de eliminación.

Laboratorio 1 de Química - Ciencias  Prof(a) Ma. Angélica Sánchez Palacios  Sem: A-2009 ~ Secciones 02 y 04 

Practica 10. Proyecto Especial

INVESTIGACIONES SOBRE LA CORROSIÓN DEL HIERRO 

Cada año los Estados Unidos tiene una pérdida estimada en seis billones de dólares como resultado de la  corrosión del acero. ¿Cuáles son los factores responsables de esta pérdida? ¿Qué se puede idear para  reducirla. La corrosión es un término general aplicada a los procesos en los que los metales no combinados  se convierten en óxidos u otros compuestos. Esto produce el gradual deterioro de los metales. Aunque la  química detallada de la corrosión del hierro no está completamente establecida, explica claramente la  oxidación mediante la acción de un agente oxidante. En este experimento investigaremos algunos de los   factores que provocan la corrosión y ensayaremos a relacionarlos entre sí a fin de llegar a las oportunas   generalizaciones.

Objetivo:  Investigar los procesos de corrosión que ocurren sobre una superficie de hierro sometido a diferentes condiciones químicas y físicas.

Procedimiento Experimental 

Parte I. Reacciones del hierro con varios reactivos acuosos.

1. Póngase un clavo limpio en cada uno de los cinco tubos de ensayo. Deslícese cada clavo cuidadosamente adosado a la pared del tubo a fin de evitar la rotura del fondo del mismo. 2. Llénese parcialmente cada tubo con uno de los siguientes reactivos, de forma que quede el clavo sumergido. El profesor indicará cuál de los grupos habrá de utilizarse. Todas las soluciones son 0.1 M. 3. Determínese la concentración aproximada de ión hidrógeno de cada solución mediante papel tornasol, papel Hydrion, u otras soluciones indicadoras. Lo que es suficiente para saber simplemente si la solución es ácida, básica o neutra. Continúese en la Parte II. 4. Déjense los clavos dentro de las soluciones durante la noche. Obsérvese y anótese cualquier cambio que se haya producido. Compárense sus resultados con los de otros operadores que emplearon las otras series de reactivos. Anótense los resultados propios y los ajenos en forma tabular. 5. Después que las soluciones hayan permanecido durante la noche, añádase a casa una, una o dos gotas de ferricianuro potásico 0.1 M, K 3Fe(CN)6, que contiene los iones K + y Fe(CN)6-3 y obsérvese cualquier cambio. 6.  Añádase ferricianuro potásico 0.1 M a 1 ml aproximadamente de solución de sulfato ferroso. Compárese este resultado con el obtenido cuando el ferricianuro potásico se añade a las distintas soluciones que contienen clavos. ¿Qué conclusiones se pueden deducir de los resultado del apartado e?

Tabla 1. Grupos de reactivos a emplear en la experiencia I.

Grupo A

Grupo B

Grupo C

NaOH

KOH

Na2PO4

Na2CrO7

Na2CO3

Na2C2O4

NaCl

KNO3

NaSCN

HCl

HNO3

H2SO4

 Agua Destilada

Agua Destilada

Agua Destilada

Nota: Volumen de solución, 50 ml.

Parte II. Reacciones con pares metálicos, dos metales en contacto

1. Prepárense unos 100 ml de solución de agar-agar como sigue: caliéntese unos 100 ml de agua destilada a ebullición suave. Quítese el mechero y agítese poniendo 1 g de agar-agar pulverizado. Continúese el calentamiento y agitación hasta que el agar se disperse.

2.  Añádase unas 10 gotas de ferricianuro potásico 0.1 M y 5 gotas de fenolftaleína al 0.1 %, a la solución de agar-agar. Agítese fuertemente. 3. Mientras se enfría la solución de agar-agar prepárense cuatro clavos bien limpios según indica la figura 1. Póngase uno de ellos sobre un disco Petri o un vaso pequeño. Dóblese otro clavo con unas tenazas y póngase junto al otro sobre el disco. Arróllese un trozo de alambre de cobre limpio, alrededor de un tercer clavo. Quítese entonces el clavo y estírese la hélice de alambre, de forma que cuando al clavo se le obligue a penetrar en ella, haga contacto con el alambre. Póngase en un segundo disco. Repítase la operación anterior usando una tira de zinc sobre un cuarto clavo. Si no se puede emplear una tira de zinc, utilícese un trozo de zinc rugoso, obligando al clavo a introducirse en el trozo de zinc por lo menos en dos zonas de contacto. Póngase el clavo en el segundo disco Petri como lo indica la figura 1. Asegúrese que los clavos no se toquen. 4. Cuando la solución de agar-agar se haya enfriado hasta estar templada y permaneciendo todavía fluida, viértase cuidadosamente en los discos Petri hasta que los clavos y metales sean cubiertos con una altura de unos 0.5 cm.

5. Háganse observaciones durante el tiempo que queda de la sesión del laboratorio. Póngase los discos en un armario y obsérvelos de nuevo después de haber permanecido así durante la noche.

Figura 1. Forma de estudiar la

corrosión del hierro  .

Discusión Resultados  ¿Qué zonas del clavo muestran mayores señales de corrosión, cabeza, punta, zona doblada y porque? Explicar 2. ¿Qué función tienen los trozos de Zn y Cu? ¿En qué zonas de los clavos se esperaría mayor corrosión? 3. Indíquense los reactivos de la Parte I en que no se observó prueba alguna de corrosión 4. ¿Han sido acusadas algunas regularidades en los ensayos? ¿Cuáles son éstas? ¿Cómo se explican? 5. ¿Cuáles han sido las características observadas en la cabeza, la punta o la curva del clavo, diferentes de las del resto? Explíquese esto con respecto al tratamiento mecánico del clavo durante su manufactura. 6. ¿Por qué un clavo puede permanecer varios días en la estantería de un almacén y no se oxida, mientras que puesto en agua se oxida rápidamente? 7. Los iones ferrosos reaccionan con ferricianuro potásico para formar un precipitado coloreado. Formúlese la ecuación de esta reacción. 8. ¿Qué color indica en la Parte II la localización de una reacción de oxidación? ¿Cuál, la localización de la reducción? Explíquese la formación de cada coloración. 9. Formúlense las reacciones de oxidación y reducción para cada caso en que se observó una reacción en la Parte II. 10. Consúltese la tabla de E o e inténtese predecir otros metales que son mas fácilmente oxidados que el hierro y lo protegerán de la corrosión. Apóyese la predicción con un experimento. 11. ¿Cómo protege de la corrosión al hierro una película de zinc sobre el mismo (hierro galvanizado)? 12.  Algunas veces se ponen varillas de magnesio metálico en los calentadores de agua. ¿Por qué? 1.

Bibliografía  Manual de laboratorio para Química una ciencia experimental. Chemical Education Material Study. Editor Lloyd Malm. Ed. Reverté. S.A., México, 1966.

“Experimento alterno y sencillo para medir la corrosión”

Material:

- Clavos de hierro - Vasos de plástico - Agua, sal y aceite - Cobre

Montaje:

- Tomamos cuatro vasos de plástico y cuatro clavos. - Numeramos los vasos y los preparamos de la siguiente forma: - Vaso I: ponemos un clavo - Vaso II: ponemos un clavo y lo cubrimos hasta la mitad con agua con sal. - Vaso III: enrollamos con cobre uno de los clavos y lo ponemos en el vaso casi sumergido en agua. - Vaso IV: ponemos un clavo y lo cubrimos totalmente con aceite. - Transcurridas 24- 48 horas examinamos el contenido de los vasos. La corrosión es evidente en el clavo del vaso número dos. Explicación:

La corrosión del hierro se produce por el agua y el oxígeno del aire, pero también hay otros factores que pueden afectar a la corrosión del hierro. Veamos cada vaso: Vaso I: La oxidación del hierro con el oxígeno y el vapor de agua del aire es un proceso lento y por eso no se aprecia corrosión en el clavo.

Vaso II: el agua salada acelera la corrosión. Por eso la corrosión de los metales es

frecuente cerca del mar. Vaso III: el cobre se oxida y “protege” al clavo de la corrosión. Vaso IV: al sumergir el clavo en aceite se evita el contacto con el agua y no se produce

corrosión.

¿COMO CONTROLAR LA CORROSION? A la fecha se cuenta con varios métodos que han resultado ser los más prácticos para controlar la corrosión del Acero, cuya selección para cada caso depender de las condiciones del medio y de factores técnico - económicos. Estos métodos pueden  justificarse a través de un análisis del mecanismo de corrosión mostrado: - Protección catódica.

El proceso de corrosión del Acero considera un flujo de electrones que abandonan la superficie metálica con la consecuente disolución del Acero en forma de iones Fe++. Durante la protección catódica a través de un circuito eléctrico externo o sistema de nodos de sacrificio, se imprime corriente a la superficie metálica invirtiendo el sentido del flujo de electrones y evitando así la disolución del fierro. Este método se utiliza preferentemente en tuberías y estructuras enterradas o sumergidas. - Inhibidores de la corrosión . Este método considera el uso de pequeñas cantidades de compuestos orgánicos o inorgánicos capaces de formar una película o barrera adherente en la superficie del Acero por atracción eléctrica o por una reacción, evitando el acceso de los agentes corrosivos. Estos compuestos se caracterizan por las altas cargas eléctricas en los extremos de sus

moléculas capaces de ser atraídas por la superficie a proteger; desafortunadamente esta atracción no es permanente siendo necesaria una dosificación constante en el medio. Este método se utiliza preferentemente en donde existen medios fluidos de recirculación.

- Uso de recubrimientos anticorrosivos. Este método al igual que el anterior considera la formación de una barrera que impida en lo posible el acceso de los agentes corrosivos a la superficie metálica; no obstante, la barrera es formada a partir de la aplicación de una dispersión liquida de una resina y un pigmento, con eliminación posterior del solvente, obteniéndose una película sólida adherida a la superficie metálica. Su durabilidad esta condicionada a la resistencia que presente esta película al medio agresivo. Su uso esta muy generalizado en la protección de estructuras e instalaciones aéreas o sumergidas. - Selección de materiales de construcción Control de Calidad - Prácticas del Concreto La primera defensa contra la corrosión del acero en el concreto es la calidad del concreto y un recubrimiento sufriente alrededor de las barras de refuerzo. El concreto de calidad tiene una relación agua/material cementante (A/C) que es lo suficientemente baja para disminuir la penetración de las sales de cloruro y el desarrollo de la carbonatación. La relación A/C debe ser menor de 0.5 para reducir el ritmo de carbonatación y menor de 0.4 para minimizar la penetración de los cloruros. Los concretos con bajas relaciones A/C pueden ser producidos mediante: 1. El incremento del contenido de cemento 2. La reducción del contenido de agua utilizando aditivos reductores de agua y supe plastificantes 3. El uso de mayores cantidades de cenizas volantes, escorias u otros materiales cementantes.

1.-Escriba las semirreacciones que tienen lugar en la pila Zn-Cu.          

3.- ¿Cúal es el sentido de flujo de iones negativos a través del puente salino?

Los aniones   viajan en dirección al ánodo para equilibrar la carga de este.

5.-Al funcionar una pila galvánica compuesta por los pares Zn/Zn +2 y Cu/Cu+2 la masa del ánodo disminuye 0.1634 gramos. Determinar la cantidad de electricidad obtenida.

2+

+2e

2+

-

Cu Zn

-

0

Cu: E = + 0.34 V 0

+2e Zn: E = - 0.76 V 0 Esemicelda = E semicelda + 0,05918 /n.log 10.[M n+ ]

E

0

semicelda

= 1.10 V

Esemicelda = 1.10 + 0,05918/2 .log 0.1634/64 Esemicelda= 1.10 - 0.075 Esemicelda= 1.025

10.-¿Por qué un clavo puede permanecer por días en la estantería de un almacén y no se oxida , mientras que puesto en agua se oxida rápidamente? Esto se debe a que el hierro no se corroe en un ambiente completamente seco, y el ambiente de un almacén (dependiendo qué almacén sea) se aproxima a un ambiente seco. En cambio este metal frente al agua de mar se desgasta porque sus parte activas tienen un potencial de reducción más negativo y tienden a pasar al estado iónico, mientras que en sus par tes menos activas los iones H + del agua en mayor concentración en presencia de CO 2, tienden a desgastarse formando hidrógeno gaseoso.

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EXPERIMENTO 1 Se pudo determinar experimentalmente el flujo de electrones del ánodo hacia el cátodo , puesto que se obtuvo un porcentaje de error relativamente bajo con lo cual se verificó lo planteado teóricamente el porcentaje de error se debió principalmente a que no se midieron con alta exactitud las soluciones a utilizar lo que trajo como consecuencia la disminución del voltaje de la pila. 

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A lo largo de los laboratorios realizados en el curso de química general notaremos que siempre encontraremos un error en las mediciones puesto que siempre se fallara en la colocación de los precipitados , una incorrecta combustión , etc , que afectaran directamente en la futura medición y por ende mostrarán un porcentaje de error. Además de ello no contamos con aparatos de suma precisión y exactitud lo cuál influirá en nuestra medición.

EXPERIMENTO 2 Pudimos comprobar el fenómeno de la electrolisis y la descomposición de la solución así como la intervención de electrodos inertes en la disolución por que el ánodo va disolviéndose en la solución a medida que pasa el tiempo conectado a un generador de energía eléctrica, lo cual se demostró por medio del uso como indicador el almidón notándose al final una coloración verde oscura aseverando nuestra hipótesis.Análogamente en el cátodo ocurrieron reacciones químicas, pues los iones   eran liberados en la solución y el hidrogeno en la atmosfera, comprobamos esto mediante el uso como indicador a la fenolftaleína que se torno de un color rojo grosella confirmando la existencia de tales iones en la solución. Además a mediada que pasaba el tiempo se veían burbujas de hidrogeno que eran liberadas a la atmosfera.

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EXPERIMENTO 3: De este experimento se puede concluir que el hierro será mucho mas corrosivo en ambientes sumamente ácidos como se comprobó cuando este se sumergió en un ambiente netamente ácido como el HCl, lo que no sucedió en un ambiente básico como el NaOH donde se observó una escaza corrosión.

http://www.quiminet.com http://www.mitecnologico.com/Main/Conceptosdeelectrolisis MANUAL DE LABORATORIO DE QUIMICA-Ing. Noemí Quintana A.