Informe de laboratorio-1B-Reacciones y Celdas Electroquímicas PDF

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UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y TEXTIL Área Académica de Ingeniería Química

INFORME N°1B LABORATORIO DE CORROSIÓN PI 515-B REACCIONES Y CELDAS ELECTROQUÍMICAS Realizado por: ●

Gutierrez Supa, Luis Alberto

20140313F

●

Janampa Aparco, Anggie Jennifer

20171553I

●

Osores Lozano, Jorge Andrés

20142102B

Profesor responsable de la práctica: Dra. Paucar Cuba, Karin Maria Periodo Académico 2021 – 1 Fecha de presentación del informe: 03 / 05 / 21 LIMA – PERÚ

CONTENIDO 1.

Objetivos ................................................................................................................................... 2

2.

Fundamento Teórico.................................................................................................................. 2

3.

2.1.

Celdas Electroquímicas ...................................................................................................... 2

2.2.

Celdas galvánicas .............................................................................................................. 2

2.3.

Celdas electrolíticas............................................................................................................ 3

2.4

Reacciones en una pila seca ................................................................................................ 3

Procedimiento Experimental ...................................................................................................... 4 Experimento 1: .............................................................................................................................. 4 Experimento 2: .............................................................................................................................. 6 Experimento 3: .............................................................................................................................. 7

4.

Discusión de Resultados ........................................................................................................... 8

5.

Conclusiones ............................................................................................................................. 9

6.

Recomendaciones ..................................................................................................................... 9

7.

Aplicación Práctica .................................................................................................................. 10

8.

Bibliografía............................................................................................................................... 11

1

REACCIONES Y CELDAS ELECTROQUÍMICAS 1. OBJETIVOS •

Construir una celda galvánica y una celda electrolítica en un medio salino.

•

Observar el comportamiento del potencial de los electrodos en las celdas construidas, para cuando el circuito está abierto y cerrado.

•

Identificar los componentes y reacciones en una pila seca.

•

Observar los cambios de color que hay al usar indicadores de color sobre una superficie metálica donde hay una solución salina para comprobar si hay un proceso de corrosión.

2. FUNDAMENTO TEÓRICO 2.1.

Celdas Electroquímicas

Sistema constituido por dos electrodos, un medio conductor de electrones que conecta a ambos electrodos y un medio electrolítico por el que habrá movimiento de los iones entre los electrodos. Mediante el sistema podremos generar energía eléctrica, lo cual depende del análisis termodinámico para determinar si ocurrirá una reacción redox espontánea o no, dependiendo de la energía libre de Gibbs, que podemos relacionarla también a su potencial estándar del sistema mediante la siguiente ecuación: ∆𝐺 = −𝑛𝐹∆𝐸

2.2.

Celdas galvánicas

Son un dispositivo en el que la transferencia de electrones, (de la semirreacción de oxidación a la semirreacción de reducción), se produce a través de un circuito externo en vez de ocurrir directamente entre los reactivos; de esta manera el flujo de electrones (corriente eléctrica) puede ser utilizado. Consiste en un par reductor/oxidante (metal sumergido en una disolución de sus iones) (Campos, 2017)

Figura 1 : Celda galvánica de Zn y Cu

2

2.3.

Celdas electrolíticas

Es el proceso que utiliza energía eléctrica para inducir una reacción redox que no es espontánea. Consta de un recipiente con el material de reacción y los electrodos, sumergidos en dicho material y conectados a una fuente de corriente continua externa que actúa como bomba de electrones. Los electrodos son superficies sobre las que tienen lugar las semirreacciones de oxidación y de reducción. (Vera, 2007)

Figura 2: Celda electrolítica y sus partes

2.4

Reacciones en una pila seca Al encenderse la pila liberará electrones mediante la oxidación del electrodo de zinc. Esto puede representarse con la siguiente ecuación química: 𝑍𝑛 = 𝑍𝑛+2 + 2𝑒 − En la pasta hay NH4Cl y MnO2, sustancias que tornan su pH ácido. Apenas entren los electrones ocurrirán las siguientes reacciones: 2𝑁𝐻4+ + 2𝑒– = 2𝑁𝐻3 + 𝐻2 Los dos productos, amoníaco e hidrógeno molecular, NH3 y H2, son gases, y por ende pueden “hinchar” la pila si no sufren otras transformaciones; como, por ejemplo, las siguientes dos: 𝑍𝑛+2 + + 2𝑁𝐻3 = [𝑍𝑛(𝑁𝐻3)2 ]+2 𝐻2(𝑔) + 2𝑀𝑛𝑂2 = 𝑀𝑛2 𝑂3 + 𝐻2 𝑂(𝑙) Nótese que el amonio se redujo (ganó electrones) para convertirse en NH3. Seguidamente, estos gases fueron neutralizados por los otros componentes de la pasta.

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El complejo [Zn(NH3)2]2+ facilita la difusión de los iones Zn2+ hacia el cátodo y así impedir que la pila se “detenga”. (Bolívar ,2018)

3. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Experimento 1: Hacer un esquema de cada experimento y llenar las tablas con las mediciones. Luego escribir las posibles reacciones que se dan. A continuación, sacar de cada experiencia por lo menos una conclusión principal. A. Celda galvánica de cobre/aluminio en medio salino (NaCl) al 1% Celda Galvánica "A" (Elec. de ref.: Calomel) Sin cerrar circuito Circuito cerrado

E (V) E (V)

METAL 1: COBRE

METAL 1 METAL 2: REFERIDO AL ALUMINIO METAL 2

-0.015

-0.508

-0.36

-0.37

0.49

Realizamos las mediciones en circuito abierto entre (ER - muestra 1) y (ER - muestra 2 ) , para ello usamos las designaciones COM (ER) y cable rojo ( ET) , realizamos la lectura luego de 10 minutos , debido a que el potencial varia con el tiempo.

Circuito abierto

Aluminio y Cobre

Agua con NaCl 1%

Para realizar las lecturas de voltaje en circuito cerrado, realizamos el procedimiento anterior solo que esta vez cerramos el circuito conectando el cobre y aluminio entre si .

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Circuito cerrado

Electrodos de cobre y aluminio Posibles reacciones: Electrodo de referencia (calomel) . 𝐻2 𝐶𝑙2(𝑠) + 2𝑒 − ↔ 2 𝐻𝑔 + 2𝐶𝑙− 𝐸° = 0.244 𝑉 (25°𝐶) 𝐴𝑙(𝑠) / 𝐴𝑙3 + (1.000𝑀)

𝐶𝑢2 + (1.000𝑀) / 𝐶𝑢(𝑠)

Semirreacciones. 𝐴𝑙+3 + 3𝑒 − → 𝐴𝑙(𝑠) 𝑎𝑛𝑜𝑑𝑜 𝐸° = −0.508 𝑉 𝐶𝑢+2 + 2𝑒 − → 𝐶𝑢(𝑠) 𝑐𝑎𝑡𝑜𝑑𝑜 𝐸° = −0.015 𝑉 Reacción global 3 𝐶𝑢+2 + 2𝐴𝑙(𝑠) → 3𝐶𝑢(𝑠) + 2 𝐴𝑙+3

Realizando el circuito abierto deducimos que el mayor valor de potencial de reducción es el que se reduce, siendo entre los dos el cobre se reduce y el aluminio se oxida.

B. La pila seca gastada

Pila Celda Galvánica "A" Nueva Voltaje (V) 1.52

Pila gastada 0.78

Para realizar la lectura de la pila identificamos las polaridades (+/-), si el valor mostrado en el multímetro es positivo la lectura es correcta.

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Estructura de la Pila Seca

1 - Botón metálico superior (+). 2 - Barra de carbono (electrodo positivo) 3 - Vasija de zinc (electrodo negativo) 4 - Óxido de manganeso (IV) 5 - Pasta húmeda de cloruro de amonio (electrolito) 6 - Base metálica (-).

Reacciones: 𝑍𝑛 = 𝑍𝑛+2 + 2𝑒 − + 2𝑒– = 2𝑁𝐻3 + 𝐻2 2𝑁𝐻3 = [𝑍𝑛(𝑁𝐻3)2 ]+2 + 2𝑀𝑛𝑂2 = 𝑀𝑛2 𝑂3 + 𝐻2 𝑂(𝑙)

2𝑁𝐻4+1 𝑍𝑛+2 + 𝐻2(𝑔)

Experimento 2: •

Celda electrolítica usando dos electrodos de acero inoxidable en medio salino al 1%

Para realizar este experimento, se tiene que lijar, limpiar y lavar la muestra, además de secar utilizando alcohol. Se utiliza un rectificador que indica el voltaje a transferir (3 V)

Celda Galvánica "B" (Elec. de ref.: Calomel) Sin cerrar circuito Circuito cerrado

E (V) E (V)

Acero Acero A.Inox. 1 referido Inoxidable Inoxidable al A.Inox. 2 1 2 -0.095

-0.126

0.029

1.62

-1.5

3.05

Rectificador 3

Conclusión: Los valores de lecturas del A. inox 1 referido al A.inox 2 es de 3.05 , el del rectificador es de 3 V , ambos valores deberán ser iguales o próximos . El rectificador o fuente define las reacciones que ocurrirán y quien actuara como cátodo o ánodo. 6

Según la lectura en circuito abierto el acero inoxidable debe actuar como cátodo y el acero inoxidable 2 como ánodo, según el circuito cerrado de acuerdo con el valor puesto en el rectificador se cumple las mismas posiciones.

Experimento 3: •

Uso de indicadores de color en reacciones anódicas y catódicas, en medio salino 1%

Uso de indicadores de color Clavo Normal Clavo Doblado Acero/Agua salina/ Fenolftaleína Acero/Agua salina/ K3F(CN)6

Ánodo Color: Azul de Turnbull Rx: 𝐹𝑒 → 𝐹𝑒 +2 + 2𝑒 − Color: Azul de Turnbull Rx: 𝐹𝑒 → 𝐹𝑒 +2 + 2𝑒 − Color: Incoloro Rx: 𝐹𝑒 → 𝐹𝑒 +2 + 2𝑒 − Color: Azul de Turnbull Rx: 𝐹𝑒 → 𝐹𝑒 +2 + 2𝑒 −

Cátodo Color: Rojo grosella Rx: O2(g)+ 2H20(l)+4e- → 4OH-(ac) Color: Rojo grosella Rx: O2(g)+ 2H20(l)+4e- → 4OH-(ac) Color: Rojo grosella Rx: O2(g)+ 2H20(l)+4e- → 4OH-(ac) Color: Amarillo Rx: O2(g)+ 2H20(l)+4e- → 4OH-(ac)

A. Clavo normal y clavo doblado

La presencia de zonas azules se debe al indicador 𝐾3 𝐹𝑒(𝐶𝑁)6 , esto indica la presencia de 𝐹𝑒 +2 indicando la oxidación del metal en esa parte. La presencia de zonas de color grosella indica un medio básico, esto debió al indicador de fenolftaleína produciendo en esa zona la reducción del metal.

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B. Placa de acero con gota de solución salina y fenoltaleina

Se observa extendimiento de la gota y una coloración grosella en el borde, esto indica un medio básico y por lo tanto una reacción de reducción en la zona grosella. C. Placa de acero con gota de solución salina y ferrocianuro de potasio

Se observa una coloración azul verdosa utilizando el indicador de 𝐾3 𝐹𝑒(𝐶𝑁)6 , no se extiende, por lo que indicaría una reacción de oxidación.

4. DISCUSIÓN DE RESULTADOS •

Celda galvánica de cobre/aluminio en medio salino (NaCl) al 1% Realizando el circuito abierto deducimos que el mayor valor de potencial de reducción es el que se reduce, siendo entre los dos el cobre se reduce y el aluminio se oxida. El cobre en solución salina presenta un potencial diferente al de tabla de potenciales, esto debido a encontrarse en otro medio (medio salino).

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•

Celda electrolítica usando dos electrodos de acero inoxidable en medio salino al 1% Los valores de lecturas del A. inox 1 referido al A.inox 2 es de 3.05 , el del rectificador es de 3 V , ambos valores deberán ser iguales o próximos . El rectificador o fuente define las reacciones que ocurrirán y quien actuara como cátodo o ánodo. Según la lectura en circuito abierto el acero inoxidable debe actuar como cátodo y el acero inoxidable 2 como ánodo, según el circuito cerrado de acuerdo con el valor puesto en el rectificador se cumple las mismas posiciones.

5. CONCLUSIONES •

Se construyo la celda galvánica y electrolítica, para tomar lecturas de voltaje y analizar lo que ocurre en cada caso. En el caso de la celda electrolítica se comparó su lectura de diferencia entre metales con el rectificador, resultando ser iguales.

•

El aumento de la intensidad de la corriente se debe al electrolito ya que presenta una menor resistencia para permitir el paso de la corriente.

•

Se analizo los casos de corrosión utilizando indicadores de fenolftaleína y 𝐾3 𝐹𝑒(𝐶𝑁)6 para un clavo y clavo doblado, observándose zonas azules (oxidación del metal) y zonas grosella (reducción del metal), que confirman que hay una reacción redox espontánea entre el medio salino y la placa metálica.

•

En el clavo, las zonas que han sometido a tensiones se vuelven zonas más activas que el resto del clavo, generándose una zona anódica y otra catódica, correspondientemente.

6. RECOMENDACIONES •

Lijar las placas metálicas previamente para una correcta lectura del metal, también secar utilizando alcohol para eliminar grasas.

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7. APLICACIÓN PRÁCTICA Protección contra la corrosión del acero inoxidable 304 a base de recubrimientos de poli (3-octiltiofeno) Se llegó a encontrar películas semiconductoras a base de poli(3-octiltiofeno) (P3OT) y poliestireno (PS) depositadas sobre acero inoxidable 304 (304SS) son factibles como recubrimientos protectores contra la corrosión. Además, se estudió el efecto de la temperatura en dichos recubrimientos. Para todo esto se sintetizaron películas de P3OT químicamente y se depositaron sobre placas de 304SS por medio de la técnica de depósito por goteo (drop casting). Como uno de los requisitos más importantes para lograr una buena protección contra la corrosión a base de recubrimientos poliméricos es mantener una buena adherencia recubrimiento/sustrato, se emplearon dos variantes: 1) los recubrimientos de P3OT se sometieron a tratamientos térmicos a tres diferentes temperaturas: 55, 80 y 100 °C y 2) se formaron recubrimientos con la mezcla de P3OT (80%) +poliestireno (PS, 20%), estos también se trataron térmicamente. Dichos recubrimientos se caracterizaron mediante diversos estudios fisicoquímicos: para conocer el peso molecular (PM) y la regio-regularidad del P3OT se emplearon las técnicas de HPLC (High Performance Liquid Cromatography) y RMN (Resonancia Magnética Nuclear), respectivamente. Se determinó el espesor de los recubrimientos y el grado de adherencia recubrimiento/sustrato. Se realizó un análisis termogravimétrico (TGA) para conocer la temperatura de descomposición del P3OT y P3OT/PS. Para determinar la factibilidad de aplicación de las películas de P3OT y P3OT/PS como recubrimientos protectores del acero contra la corrosión, se realizaron las siguientes pruebas de tiempo acelerado en ambientes corrosivos acuosos (NaCl: medio neutro, H2SO4: medio ácido y NaOH: medio alcalino): curvas de polarización potencio-dinámicas (CPP), resistencia a la polarización lineal (RPL) y espectroscopia por impedancia electroquímica (EIE). Las pruebas típicas de laboratorio empleadas se tomaron de la norma ASTM B117. Así mismo se caracterizaron los recubrimientos antes y después de haber sido sometidos a los ambientes corrosivos mediante los microscopios: de fuerza atómica (AFM), óptico (OM) y electrónico de barrido (SEM). Los resultados obtenidos muestran un mejor funcionamiento de los recubrimientos poliméricos cuando la temperatura del recocido fue aumentada y cuando se utilizó la mezcla de P3OT/PS. Así pues, se mejoraron las propiedades fisicoquímicas (una barrera física con menos defectos superficiales 2 de acuerdo con AFM y MO) de los recubrimientos tratados a 100 °C, dando como resultado una mayor adherencia y una mayor protección contra la corrosión. Así pues, las curvas de polarización presentaron que con la presencia de los recubrimientos poliméricos se obtenían en la mayoría de los casos valores de Ecorr más positivos con respecto al 304SS, sin embargo, la velocidad de corrosión disminuyó ligeramente en algunos casos y en otros fue del mismo orden de magnitud que el 304SS.

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8. BIBLIOGRAFÍA •

Petrucci. Herring. Madura. Bissonnette. (2011). Química general: Principios y aplicaciones modernas. Madrid. Editorial Pearson.10ma Edición. Pag 895.

•

Gómez-Biedma S., Soria E., Vivó M. Análisis electroquímico. Revista Diagn Biol. (2002, Mar) Volumen 51. N°1. Consultado el 30 de abril del 2021. Pag. 18-27. Disponible en: http://scielo.isciii.es/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S003479732002000100005&lng=es

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Bolívar, Gabriel. (22 de diciembre de 2018). Pila seca: estructura y funcionamiento. Lifeder. Recuperado de https://www.lifeder.com/pila-seca/

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Campos, E. (2017). Electroquimica. Toluca: Universidad Autonoma del estado de Mexico.

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Pucp, B. (s.f.). Quimica general. Obtenido de Celdas electroliticas: http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/43-celdas-electroliticas.html

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Vera, M. (2007). Quimica general. Universidad Nacional Nordeste.

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León Silva U. (2010). Protección contra la corrosión del acero inoxidable 304 a base de recubrimientos de poli(3-octiltiofeno) [m.c.]. Centro de Investigación en Materiales Avanzados, S.C.

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