Práctica 14: Electroquímica y fenómenos de corrosión
Instituto Tecnológico y de Estudios Superiores de Monterrey
Laboratorio de Química Experimental
Profesor: Victor Hugo Blanco Lozano
Equipo No. 6
Integrantes:
Jazmín V. Fortoul Díaz A01099151
Samantha Perera Guin A01172259
Daisy Yara Hernandez García A01324285
Andrea Arenas Rodríguez A01099846
Objetivo:
2.1Comprender el fenómeno de óxido reducción y aplicarlo a procesos electroquímicos.
3.1 Reconocer su importancia en procesos industriales y en la generación y almacenamiento de energía.
Introducción:
Como todos sabemos , la que se encarga de estudiar las reacciones asociadas con la corriente eléctrica que circula en un circuito es la electroquímica.
o baterías utilizadas en el automóvil, relojes, teléfonos celulares, computadoras, entre otros, es por ello que la electroquímica es una muy versátil y puede ayudar a resolver innumerables problemas que van desde dispositivos que funcionan como fuentes alternas de energía (celdas de combustible)
Desarrollo:
Experimento 1
Reacciones que ocurrieron:
En el calentamient del NaOH y Zn
Durante el recubrimiento de la moneda:
Generando que la moneda parezca de color plata.
Al calentarse de se pone de color dorado ya que el zinc de la moneda se va a la superficie del cobre, generando una aleación de Zn y Cu.
Calentamiento del NaOH y la moneda Calentamiento de Cu y Zn
Proceso de reacciòn entre Cu y Zn Moneda de Cu cubierta con Zn
Resultado de la reacción entre el Cu y el Zn Calentamiento de la moneda
Moneda de color plateado
Resultado final del calentamiento
(moneda de color dorado)
Experimento 2
Reacciones que ocurrieron:
H2O + e- --> ½ H2 (g) + OH-
Uso del estilete para escribir sobre Resultado final del proceso
los papeles y el aluminio
Cuestionario:
1. Calcule la F.E.M de la pila Zn - Cu si la concentración de la solución que constituye el ánodo de la misma es de 10 -3 (mol / L ).¿Qué tipos de electrodo constituyen esta pila?
Ánodo – Oxidación
· Zn -->Zn2+ + 2 e ……. (-0.76)
Cátodo – Reducción
· Cu2+ + 2e- --->Cu ……….. (+.34)
2.- Ajuste redox en medio ácido:
a) K2Cr2O7 + HI + HClO4 àCr(ClO4)3 + KClO4 + I2 + H2O
(2I= I2 +2é)3
14H+Cr2O7+6é=2Cr +7H2O
6I+Cr2O7+14H---------> 3I2+2Cr+7H2O
6HI+K2Cr2O7+8HClO4---->3I2+2Cr(ClO4)3 +7H2O+ 2KClO4
b) Sb2S3 + HNO3 à Sb2O5 + NO2 + S + H2O
Sb2S3 + 10HNO3 = Sb2O5 + 10NO2 + 3S + 5H2O
c) KIO3 + KI + H2SO4 àI2 + K2SO4 + H2O
10é+12H+2Io3=I2+6H2O
10I=5I2+10é
12H+2IO3+10I+6I2+6H20
6H+IO3+5I=3I2+3H2O
KIO3 + 5KI + 3H2SO4 = 3I2 + 3K2SO4 + 3H2O
d) K2Cr2O7 + HCl àCrCl3 + Cl2 + KCl + H2O
6é+14H+Cr2O7=2Cr+7H2O
3Cl=3Cl2+6é
14H+Cr2O7+3Cl=2Cr+3Cl2+7H2O
K2Cr2O7 + 14HCl = 2CrCl3 + 3Cl2 + 2KCl + 7H2O
e) HClO + NaCl à NaClO + H2O + Cl2
2HClO + NaCl = NaClO + H2O + Cl2
g) KMnO4 + H2SO4 + KI à MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O
2KMnO4 + 8H2SO4 + 10KI = 2MnSO4 + 5I2 + 6K2SO4 + 8H2O
3 Calcule el volumen de disolución de ácido hipocloroso 0,1 M que sería necesario utilizar para obtener 10 gramos de cloro. Datos: Masas atómicas: Cl=35,5 ; Na=23 ; 0=16 y H=1
(Chang,2007)
4.- Ajuste redox en medio básico
a) MnO2 + KClO3 + KOH --> K2MnO4 + KCl + H2O
b) Br2 + KOH --> KBr + KBrO3 + H2O
c) KMnO4 + NH3 -->KNO3 + MnO2 + KOH + H2O
d) Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH --> K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O
5.- Se valoran 50 ml de una disolución de FeSO4 acidulada con H2SO4 con 30 ml de KMnO4 0,25 M. ¿Cuál será la concentración del FeSO4 si el MnO4– pasa a Mn2+?
6.- Se realiza la electrólisis de un disolución de tricloruro de hierro, haciendo pasar una corriente de 10 A durante 3 horas. Calcula la cantidad de hierro depositado en el cátodo.
(Chang,2007)
7.- Una pila consta de un electrodo de Mg introducido en una disolución 1 M de Mg(NO3)2 y un electrodo de Ag en una disolución 1 M de AgNO3 . ¿Qué electrodo actuará de cátodo y de ánodo y cuál será el voltaje de la pila correspondiente?
Ecátodo > Eánodo
La especie que siempre se reduce es la que tiene mayor potencial de reducción.
Reducción Cátodo
· Ag+(aq) + 1e– --->Ag(s) ………… (+0.80 V)
Oxidación Ánodo
· Mg(s) ---> Mg2+(aq) + 2e– ……(-2.38 V)
8.- Decir si será espontánea la siguiente reacción redox: Cl2(g) + 2 I– (aq)à 2Cl– (aq) + I2 (s)
(Chang, 2010)
Conclusión:
Concluimos que las reacciones necesitan de la electroquímica ya que se basan en la corriente eléctrica del circuito, pueden ser reacción de reducción (catión) y de oxidación (anión), depende de que si es espontánea (pilas voltaicas) o no espontánea (electrolisis). Con los experimentos realizados en la práctica llegamos a observar como suceden las reacciones de electrolisis y de corriente electrolítica, el potencial de reducción, etc., debido a que en cada prueba notamos como cambiaba el color y gracias al voltaje de la pila notamos se producía la disolución en el papel filtro.
Referencias:
Chang, R. (2007). Química. China:McGraw Hill
Chang, R. (2010) Química. China: Mc Graw Hill.
Blackboard. (Febrero de 2013). Electroquímica y fenómeno de corrosión. Recuperado el 4 de
Marzo de 2013, de https://platea.pntic.mec.es/~jrodri5/2bachquimica/entregado_alumnos/2BCN_QUI_27_REDOX_ejercicios1_2_PAU.pdf
Gutiérrez, J. (NF). Oxidación y Reducción. Recuperado el 4 de Marzo de 2013, de
https://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/
ArchivosPDF/05Redox.pdf
García, J. (s.f.) ¿Qué es la fuerza electromotriz? . Recuperado el 6 de marzo de 2013de:
https://www.asifunciona.com/electrotecnia/ke_fem/ke_fem_1.htm
Martínez. (2001). Potenciales redox. Recuperado el 6 de marzo de
2013 de: https://rt000uvd.eresmas.net/redox.htm