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Celdas electroquímicas (página 2)




Partes: 1, 2


4.- Electrodo metal-sal insoluble: consiste en un metal en contacto con una sal insoluble del mismo, que a su vez está en contacto con una disolución, que contiene el anión de la sal. Generalmente se utilizan como electrodos de reducción.

Ejemplo:

El electrodo más utilizado es el electrodo de Calomelanos, el cual consiste en mercurio metálico en contacto con calomelanos que a su vez está en contacto con solución de iones cloruros.

Ecuación de Nernst: Dependencia de la fem con la actividad de los reactivos.

Se tiene la reacción final.

Para un mol de A la energía libre es:

Para a moles:

Para los otros reactivos:

Donde:

Si el sistema alcanza el equilibrio la pila no realiza trabajo: Fem. =0

Una pila galvánica

Es una pila electroquímica en la que una reacción química origina una corriente eléctrica. Está formada por dos electrodos (conductores sólidos) comunicados eléctrica e iónicamente.

( Conductor sólido para que los electrones puedan circular del electrodo negativo al positivo.

( Un tabique poroso o puente salino (formado por un tubo en "U" taponado en los extremos con algodón y que contiene una disolución de un electrolito fuerte como Cualquiera de estos sistemas permite la difusión de iones de una semicelda a la otra, para mantener la neutralidad eléctrica.

En las pilas, como se comentó anteriormente, se denomina

( Ánodo, al electrodo negativo, donde tiene lugar la oxidación y

( Cátodo, al electrodo positivo, donde tiene la reducción.

En la figura se representa un ejemplo de pila voltaica.

Una de las cubas contiene una solución de y un electrodo de Zn; la otra contiene una solución de y un electrodo de Cu. Ambas cubas están unidas por un puente salino y los electrodos eléctricamente. Un voltímetro medirá la diferencia de potencial entre los electrodos, que corresponde con el paso de los electrones por el circuito externo.

De tablas se comprueba que el Cu tiene más tendencia a reducirse (e° = 0,34 V) que el Zn (e° = -0,76 V) (recordemos, mayor potencial de reducción significa mayor tendencia a reducirse). Al cerrar el circuito eléctrico, por tanto, los electrones fluirán por el circuito externo del ánodo (Zn) al cátodo (Cu), lo que se pone de manifiesto como una diferencia de potencial medida por el voltímetro.

¿Qué reacciones ocurren por tanto?: Cada átomo de cinc que se oxida cede dos electrones, que pasan a otra cuba por el circuito externo, donde reducen a un ión Cu+2, que se deposita en el electrodo de cobre, como Cu metálico.

Simultáneamente, los iones del puente salino tienen que emigrar para neutralizar la carga el los compartimentos de la celda, pues si observamos cada una de las reacciones, en el ánodo aumenta el número de iones positivos mientras que en el cátodo disminuye. Al ir los aniones hacia el ánodo y los cationes hacia el cátodo se logra la neutralidad eléctrica de ambas cubas.

Procedimiento experimental

1. REACCIONES REDOX

  • Una reacción típica es la que vimos en el laboratorio en la que hicimos reaccionar el zinc y para la cual mostramos las reacciones que se dieron:

La semirreacción de oxidación muestra como los átomos de Zn se oxidan a iones Zn+2

Mientras que en la semirreacción de reducción, los iones H+ se reducen, proporcionando moléculas de H2:

Por lo tanto, la oxidación y la reducción ocurren a la vez, en la misma reacción, no se puede producir una sin la otra, no hay cambio en el número de electrones en una reacción redox. Los electrones perdidos en la semirreacción de oxidación son los ganados por otra especie en la semirreacción de reducción.

El H+ es el agente oxidante y el Zn es el agente reductor.

.

  • Una reacción típica de este tipo es la que se produce entre hierro y HCl.

Fe (s) + 2 H+(ac)

  • Debido al color azul que demuestra esta reacción, podemos inferir que se encuentra el ión Fe2+, el cual hace que el ferricianuro de potasio se tiña de ese color. (Esta conclusión se basa en el marco teórico).

Entonces la reacción que encontramos aquí sería la siguiente:

Como se puede ver, el hierro se oxida formando el ión liberando 2 electrones

Por otro lado el y el aire presente, específicamente el O2, reaccionan con los electrones liberados por el hierro formando iones hidroxilos, que luego reaccionan con el ion hierro (II), formando hidróxido de hierro:

Que produce que la fenolftaleína se tiña de color rosado.

Por acción del aire y el agua, el se oxida dando origen alque también tiñe de rosado a la fenolftaleína, que luego se convierte en oxido ferrico hidratado, que es el color anaranjado:

Finalmente podemos llegar a la reacción final:

Que según la teoría corresponde a la corrosión de hierro. Se debe explicar que el índice x al lado izquierdo de las moléculas de agua corresponde a que el número de moléculas de agua que reaccionan es indeterminado.

.

  • Zn: Es el más extraño de los experimentos, ya que el color azul es mínimo. Debido a la tendencia a oxidarse del cinc (potencial de oxidación: 0.76 volts), este se oxida antes que el hierro, formando una capa protectora que impide la corrosión del hierro.

Las reacciones serían las siguientes a partir de la idea general de la corrosión del hierro:

(Color morado de la fenolftaleína)

(óxido de zinc)

La aparición de un amarillo distinto al del ferricianuro sería producto de la formación del óxido de zinc, esto no significa que el ferricianuro reaccione con el zinc, sino, por el contrario, el color es producto de la formación de óxido de zinc.

Celdas electroquímicas

1. Descripción Visual

El equipo armado consta de dos electrodos sumergidos en una solución salina al 0.8%, Se escogió una solución salina puesto que esta provee una mayor cantidad de iones que el agua potable, dichos iones aumentan la conductividad de la solución y por lo tanto el movimiento de los iones dentro de ella que conducen la corriente eléctrica.

Al introducir los electrodos de platino dentro de la solución y conectarlos en serie con el rectificador de voltaje nos dimos cuenta que al variar el potencial dentro del rectificador, se desprendía una cantidad variable de burbujas que indicaban la producción de hidrógeno.

La producción de hidrógeno se inició cuando el voltaje aplicado fue de 2.5 V y a mayores voltajes el burbujeo de hidrógeno aumentaba.

Cuando se colocó una gotas de fenoftaleína se observo que en la interfase líquido ambiente se produjo una coloración grosella lo que indica que el pH en esa región se encontraba entre 8 y 10.

2. Descripción teórica

Lo ocurrido en este caso es una electrólisis en la cual se observan 2 semiceldas cada una de ellas con un electrodo de platino:

Hecho que cumple con lo observado puesto que en un electrodo hay un burbujeo, producto del hidrógeno y en el otro ocurre la coloración grosella producto de los iones oxidrilo.

Ahora estas reacciones ayudan a verificar visualmente cual sería el ánodo y el cátodo. Como se sabe en el cátodo ocurre la reducción, por lo tanto si observamos la presencia del hidrógeno lo identificaremos, y para el caso del ánodo lo podríamos hacer o por descarte o tal y como hicimos en el experimento utilizando la fenoftaleína.

Otro punto resaltante es que los signos de los electrodos cambian dentro de esta celda comparada con la celda galvánica. Aquí el cátodo es positivo y el ánodo negativo.

3. Explicación teórica

Debido a que el agua era la sustancia presente en mayor cantidad dentro de la solución y que las sales no tenían más efecto que el de aumentar la conductividad entonces las semireacciones tendrían que ser entre el O2/OH- y el H2/H+. Luego al observar los potenciales de reducción

Lo que indica que el potencial de la celda sería E=-0.83-1.23=-2.06V

Por lo tanto esta reacción es no espontánea. Para hacer que reaccione se necesita aplicar un voltaje igual a la FEM de esta celda: 2. 06 V. Sin embargo el potencial obtenido experimentalmente era de 2.5V. Este aumento de voltaje es el denominado sobrevoltaje el cual tiene su origen debido a velocidades lentas de reacción en los electrodos.

Por lo tanto mientras mayor sea el voltaje aplicado mayor será la producción de este tipo de reacciones

.

Observaciones

  • reacciona inmediatamente, ya que comienzan a salir burbujas cada vez más rápido al pasar el tiempo. Además el HCl comienza a adquirir una tonalidad amarilla.

  • comienza a reaccionar, salen leves burbujas que comienzan a emerger. Además el líquido también comienza a tornarse amarillo. Tanto las burbujas como la tonalidad amarilla del HCl son en menor cantidad que la reacción con el Fe. El desprendimiento de burbujas sobre la superficie del metal de Zn al agregársele gotas de acido clorhídrico es debido a la reducción de los iones hidronio presentes en el acido que al ganar los electrones perdidos por el Zn se forma la molécula diatómica de

  • En el experimento de oxidación del Zn se noto un cambio de viraje a un color marrón – rojizo, debido a la formación de complejos estabilizados formados entre el catión Zn+2 y el indicador ferricianuro de potasio 1N.

  • Clavo normal: en un principio se pueden observar que se forman colores como el azul, el rosado y amarillo, que aparentemente salen de todo el clavo, menos en la parte de un poco antes de la cabeza. Luego de un tiempo se puede observar que se forma como una mancha de color azul y con algunos matices verdosos. Luego de varios días sigue la gelatina logro conservar la mancha azul, que esta más opaca.

  • De igual manera en el experimento de oxidación del hierro presente en el clavo de acero se noto un cambio de viraje del indicador a un color azul producto también de la formación del complejo estable del Ion Fe+2 con el indicador ferricianuro de potasio.

  • Con zinc: a diferencia de los anteriores este clavo se demora mucho más en reaccionar, y cuando lo hace sólo sale de la parte que está rodeada de cinc un color amarillento tenue y leves "hilitos" rosados del resto del clavo. Luego de días, ya solidificada la gelatina, podemos observar solo una mancha un poco más oscura que la gelatina alrededor de donde esta el cinc, sin que se observen rastros de colores azules y/0 rosados. Además cabe destacar que el cinc ya no es una cinta, sino que es como un polvito.

Conclusiones

  • Podemos concluir que en este caso nos encontramos con una reacción redox, debido a que hay transferencia y aceptación de electrones por parte de especies distintas dentro de la reacción. En este caso, el hierro y el zinc.

  • Es teóricamente espontánea, ya que la suma de los potenciales de las semirreacciones es positivo, lo que habla de una generación de electricidad; esta espontaneidad se ve corroborada con la experimentación.

  • Podemos concluir también, a partir del marco teórico que esta reacción se trata de una corrosión ya que se forma cloruro férrico, que produce el deterioro del hierro.

  • El sentido de la corriente tanto para una celda electrolítica y par una celda galvanica es el mismo.

  • En este experimento encontramos la corrosión del hierro, que es una de las más comunes de todas y la cual consta de varios pasos que la convierten en un proceso complejo.

  • Podemos concluir que este indeseable proceso puede ser disminuido con el uso de otros materiales que sirvan de escudo para este proceso; por ejemplo el Mg es un metal, que se corroe fácilmente, por lo que forma una capa protectora que impide que la corrosión llegue en este caso al hierro, ya que se forma una capa de óxido alrededor de él. Por otro lado esta el cinc, que es más resistente que el hierro contra la corrosión, por lo que se convierte en un eficaz escudo para impedir que ocurra la corrosión. Finalmente está el caso del cobre, que protege al hierro formando hidróxido, impidiendo así que los hidróxilos ataquen al hierro.

  • Se concluye también que la oxidación ocurre en las puntas del clavo normal, ya que ahí es donde se concentra la mayor cantidad del oxido férrico producido por la corrosión. Esto se explica ya que los electrones deben cruzar por el clavo para poder llegar a las puntas y reducir el oxígeno molecular, por esta misma razón, el clavo doblado se corroe más: ahora tiene tres puntas donde pueden llegar los electrones a hacer su labor

  • Para la comprobación de que si existe oxidación de un metal activo se pueden utilizar varios métodos cualitativos uno de ellos es la adecuada utilización de indicadores colorimétricos, que poseen determinados colores dependiendo del medio o por la formación de complejos estables con los iones presentes en la disolución.

  • La coloración rojo grosella se debe a la fenoltaleina y a la reacción catódica producida ya que esta libera iones OH- los cuales generan un medio básico y por ende presentan esa coloración, además se noto que las zonas donde el color era mas pronunciado eran las zonas catódicas y estas zonas eran la pinta y la cabeza del clavo esto se debe a que en esas zonas se realizo mas esfuerzo al material que en otras zonas.

Bibliografía

  • Corrosiones metálicas; Ulick R. Evans; Barcelona; Editorial Reverte S.A.

 

 

 

 

 

 

Autor:

Germán Williams Ocaña Vásquez


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