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Química Aplicada
Laboratorio: Nº 07
CORROSIÒN CARRERA
:
TECNOLOGÍA DE LA PRODUCCIÓN
CICLO
:
II
SECCIÓN
:
“D”
DOCENTE
:
ZAVALETA GARCÌA LUIS GUSTAVO
CURSO
:
LABORATORIO DE QUÍMICA APLICADA
:
MENDOZA GUTIERREZ DANILUCINDA
ALUMNA
FECHA DE ENTREGA: 11/07/17
TRUJILLO – PERÚ
2017 - I
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1. OBJETIVOS
Observar las reacciones de óxido - reducción de algunos metales o iones metálicos.
Determinar el poder relativo de los metales como agentes reductores.
Determinar el poder relativo de los iones metálicos como agentes oxidantes.
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2. MARCO TEÒRICO Un proceso importante de oxidación- reducción es el de la “corrosión”. La “corrosión” se define como el proceso de deterioro y pérdida de material, debido al ataque químico. Las causas que producen la corrosión implican, tanto cambios químicos como electrónicos. El hecho de que el costo, la protección contra la corrosión y las pérdidas ocasionadas por su causa ascienda a miles de millones de dólares anualmente en el mundo, confiere a este proceso importancia práctica y también teórica. Obviamente el técnico industrial debe entender los mecanismos de la corrosión para poder reducir sus efectos al mínimo. • •
Evitando condiciones severas de corrosión. Proporcionando una protección adecuada contra la corrosión.
El proceso de corrosión se basa en la formación de pilas electroquímicas en la superficie metálica mediante las cuales se ayuda o fuerza a los electrones del metal a salir del mismo, salvando el obstáculo que representa la atracción mutua de cationes y electrones para la continuación de la corrosión.
Teóricamente, la corrosión se verifica de modo continuo solo si se neutralizan los efectos de esa carga (obstáculos), lo cual se logra con el funcionamiento de las pilas. Por ejemplo, al juntar dos metales, uno menos noble que el otro; tales como el hierro y el cobre. Debido a la diferencia de potenciales electrónicos, en la masa de dichos metales se produce un flujo de electrones desde el hierro hacia el cobre, si se vence la dificultad al paso de los electrones que aparece en la superficie de contacto de los metales, debido a la heterogeneidad existente en dicha zona y se completa el circuito mediante un electrolito.
Electrolito
eHierro
Fig ura Nº01:
Cobre Pila electroquímica
Fuente: Modulo de laboratorio de química
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En general, una pila electrolítica, se supone esencialmente formada por de manera que la energía de la reacción se obtenga fundamentalmente en forma de energía eléctrica. El grado de corrosión de pares de diferentes metales debe ser demostrado experimentalmente, donde el ánodo y el cátodo son identificados por el llamado indicador de ferroxyl [mezcla de fenolftaleína y ferrocianuro de potasio: K3Fe(CN)6]. El proceso involucrado en la corrosión del hierro se puede demostrar de manera particularmente gráfica, como se ilustra en los esquemas de la siguiente página. El objeto que se corroe es un clavo que se encuentra en un gel acuoso de agar.
En el gel se halla el indicador ácido-base ferroxyl.
Figura N° 2: Corrosión del hierro Fuente: Modulo de laboratorio de uímica a licada- tecsu .
Figura N° 3: Pila Galvánica Fuente: Modulo de laboratorio de uímica a licada- tecsu .
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Al cabo de 15 minutos de haber iniciado el experimento, se pueden hacer las observaciones siguientes: En las zonas de la cabeza y la punta del clavo se forma un precipitado de color verdoso, mientras que a lo largo del alma del clavo el gel de agar adquiere un color grosella (rosado). El precipitado, conocido como Azul de Turnbull, demuestra la presencia de hierro (II); el color rosado es característico de la fenolftaleína en una solución básica. Dichas observaciones permiten anotar dos semirreacciones:
Luego, durante la corrosión del clavo hay una oxidación en sus dos extremos. Los electrones liberados en el proceso de oxidación pasan por el alma del clavo, donde reducen O 2 disuelto en la solución. El producto de reducción, OH -, es detectado por la fenolftaleína. La reacción de corrosión neta es de naturaleza electroquímica. Si se repite el experimento con un clavo doblado, se puede producir la oxidación en tres puntos: en la cabeza, la punta, y en la parte doblada. Son las zonas de máxima deformación o tensión interna. El clavo se corroe de preferencia en dichos lugares, porque el metal sometido a tensión es más activo (más anódico), que el que no lo está. Se han desarrollado muchos métodos, de efectividad variable para proteger un metal de la corrosión, siendo el más simple, cubrir la superficie con pintura u otra capa protectora. Para algunos metales, como el aluminio, los productos de corrosión (Al 2O3) forman una capa tenaz y adherente que protege al metal que se encuentra debajo de ella. El óxido de hierro conocido como herrumbre u orín se descascará, exponiendo así constantemente una superficie fresca que luego sigue corroyéndose.
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Al cubrir el hierro con estaño (Sn), como sucede en las latas de conservas, la protección sola es efectiva mientras permanezca intacta la capa protectora; si esta se triza como sucede al abrir la lata, queda expuesto el hierro debajo de la capa. Siendo el estaño menos activo que el hierro, actúa como una superficie catódica, por lo que el hierro se oxida en forma particularmente rápida al estar en presencia de oxigeno. Otro método que se emplea para proteger objetos de hierro, como barcos, tuberías, etc.; consiste en unir una pieza de magnesio metálico al hierro, en algún punto del sistema que debe ser protegido. Siendo el magnesio más activo que el hierro, se oxida, por lo que en la superficie del hierro de desarrolla una semirreacción de reducción. Mientras el magnesio no se acabe o queda algo del mismo, el hierro está protegido. El magnesio es conocido por este hec ho, como “ánodo de sacrificio” y el método se denomina “protección catódica”
La velocidad y extensión de la corrosión depende de las propiedades del metal y de la naturaleza del medio ambiente. Por ejemplo, es una observación común, que el zinc o el hierro se corroe más rápidamente que el cobre. Los factores más importantes de corrosión asociados con un metal son: a. b. c. d. e. f. g.
Su potencial de oxidación La presencia de un material catódico Pureza del metal Estado físico Áreas relativas del ánodo y cátodo Volumen relativo de los átomos metálicos Solubilidad de los productos de reacción.
Las condiciones que influyen fundamentalmente en la corrosión son: a. b. c. d. e. f. g. h.
Humedad pH Concentración de oxígeno Concentración del ion metálico Conductividad de la solución Naturaleza del catión y anión presente Temperatura Presencia o ausencia de un inhibidor
(Módulo de laboratori o de química aplicada -tecs up)
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3. MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS 3.1
Un mechero. Un trípode con rejilla. Un tubo en U. Balanza analítica.
3.2
3.3
Reactivos NaOH 0.1 M. Na2Cr2O7 0.1 M. NaCl 0.1 M. HCl 0.1 M. Solución de NaCl al 3% en peso. FeSO4.7H2O 0.1M. Sulfato de Zn. K3Fe(CN)6 0.1M. Fenolftaleína al 1% (en alcohol). CuSO4 0.1M.
Instrumentos
Otros Materiales
2 vasos de 250 ml. Una bagueta. 5 tubos de ensayo. 3 cajas Petri. 3 papeles de filtro. Lija para fierro. Cinta peachìmetro Fiolas Agar-agar(3g) 8 clavos de 2 pulgadas. Tira de cobre. Tira de aluminio. Tira de hierro. alambre de cobre delgado. papel de tornasol.
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4. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Y TOMA DE DATOS 4.1
Experimento N.º 01
Efecto de ácidos, bases y sales en la corrosión del hierro. Se colocó un clavo limpio (lijado) en cada uno de los 5 tubos de ensayo numerados del 1 al 5. b. Se cubrió cada clavo con las siguientes soluciones: a.
REACTIVOS NaOH 0.1 M
TUBOS tubo 1
Na2Cr 2O7 0.1 M NaCl 0.1 M HCl 0.1 M
tubo 2 tubo 3 tubo 4
FeSO4.7H2O 0.1M tubo 5 c. Se determinó el pH aproximado de cada solución usando el papel de tornasol. Esto con el fin de conocer si la solución es ácida, básica o neutra. d.
Se dejó las soluciones con el clavo durante 50 minutos. Mientras tanto se continuo con los siguientes experimentos del laboratorio.
e.
Se añadió a cada uno de los tubos una o dos gotas de ferricianuro de potasio (K3Fe(CN)6) 0.1M.
En un tubo de ensayo limpio, se agregó 1 ml de sulfato ferroso (FeSO4.7H2O) 0.1M, y luego se añadió una gota de ferricianuro de potasio (K3Fe(CN)6) 0.1M. g. Se comparó el resultado obtenido en los pasos (6) y (5). f.
h.
Se Anotó las observaciones encontradas.
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4.2
Experimento Nº02
Proceso de Corrosión del hierro en solución salina con Ferroxyl. a. Se preparó 200 ml de solución de NaCl, al 3%. b. Se añadió 10 gotas de ferricianuro de potasio (K3Fe(CN)6) 0.1M y 5 gotas de fenolftaleína. c. d. e. f.
Se peso 3 mg de agar-agar En un vaso de precipitación de 500ml se midió 150 ml de NaCl Se agrego los 3 mg de agar-agar en los 150 ml de solución de NaCl. Se puso a sobre el fuego la mezcla y a la vez ir removiendo suavemente para disolver todas las partículas de agar-agar.
g. Mientras va enfriando la solución de agar-agar, se preparó en 3 cajas Petri, lo siguiente: •
En la primera caja Petri, se colocó un clavo limpio (lijado) sin doblar y cerca de éste otro clavo limpio doblado a 90°.Luego se llenó la caja Petri con solución salina.
En un segundo disco Petri, se colocó un clavo limpio, enrollado con una cinta o alambre de cobre delgado (fijado al clavo) y cerca otro clavo limpio enrollado con una cinta de aluminio (fijado al clavo). Luego llene la caja Petri con solución salina. • En un tercer disco Petri, coloque un clavo limpio doblado y cerca de él una tira de aluminio. No se debe tener contacto. Luego se llenó con solución salina. h. Se dejo las cajas Petri así preparadas después de ½ hora se observó el cambio de color que experimentan los materiales ensayados. •
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5.
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PROCESAMIENTO DE DATOS
Encontrando las Molaridades (M) de los reactivos. =
NaOH 0.1 M en 250 ml de agua.
Peso Atómico=40
=
PH=13
40 0.25
(0.1) (40) (0.25) =m
m =1NaOH Na2Cr 2O7 0.1M en 250 ml de agua. Pesa Atómico
=262
262
=
0.25
PH=13
(0.1) (262) (0.25) =m
m= 6.55Na2Cr 2O7
NaCl 0.1 M en 250 ml de agua. Pesa Atómico
=58 =
PH=6
58 0.25
(0.1) (58) (0.25) =m
m= 1.45NaCl
HCl 0.1 M en 250 ml de agua.
Pesa Atómico
=36
PH=1
=
36 0.25
(0.1) (36) (0.25) =m
m= 0.9NaCl
FeSO4.7H2O 0.1M en 250 ml de agua. Pesa Atómico
=181 =
PH=5
181 0.25
(0.1) (181) (0.25) =m
m= 4.525 FeSO4.7H2O
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RESULTADOS
6.
Observaciones de Experimento Nº 01
En el tubo de ensayo nº cuatro que contenía una solución de HCl, el clavo presento corrosión tornándose la punta de un color negro y desprendiendo burbujas.
Al agregar el ferricianuro en las soluciones y el clavo que contenía el tubo de ensayo en dos de estos la solución se tornó de un color verdoso.
Observaciones de Experimento Nº 01
7.
En las zonas de la cabeza y la punta del clavo se forma un precipitado de color verdoso.
A lo largo del alma del clavo el gel de agar adquiere un color grosella (rosado).
ANÀLISIS DE RESULTADOS
En el primer experimento el clavo se oxido presentado un color negro en la punta, esto se genera por la presencia de ácido.
Al agregar el ferricianuro en la solución esta se tornó de color verdoso, el precipitado, conocido como Azul de Turnbull, demuestra la presencia de hierro (II); el color rosado es característico de la fenolftaleína en una solución básica.
En el experimento dos se presenta un color verdoso en la cabeza, la punta, y en la parte doblada del clavo , es decir se corroe de preferencia en dichos lugares, porque el metal sometido a tensión es más activo (más anódico), que el que no lo está. Se han desarrollado muchos métodos, de efectividad variable para proteger un metal de la corrosión, siendo el más simple, cubrir la superficie con pintura u otra capa protectora.
Los electrones liberados en el proceso de oxidación pasan por el alma del clavo, tornándose de color grosella, donde reducen O 2 disuelto en la solución. El producto de reducción, OH -, es detectado por la fenolftaleína.
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CONCLUSIONES
8.
Se observó las reacciones de óxido - reducción de algunos metales o iones metálicos. Se determinó el poder relativo de los metales como agentes reductores. Se determinó el poder relativo de los iones metálicos como agentes oxidantes.
RECOMENDACIONES
9.
Usar los Epps adecuados para evitar riesgos.
Identificar las reacciones anódica y catódica de un material.
Identificar y analizar la parte corroída del material.
Estar siempre atentos a cualquier indicación que el docente haga señalar.
Mantener siempre la mesa de trabajo limpia y ordenada.
Al terminar el laboratorio dejar los materiales de trabajo limpios y en su lugar.
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10.
BIBLIOGRAFIA
Módulo de química aplicada – Tecsup (2017) Laboratorio de química aplicad -Tecsup.
11.
ANEXOS
FIGURA Nº5: Disolución del agar-agar
FIGURA Nº4: Calentamiento del agar-agar
FUENTE: Laboratorio e uímica a licada-Tecsu FUENTE: Laboratorio e uímica a licada-Tecsu
FIGURA Nº7: Clavos en el agar-agar
FIGURA Nº6: Presencia de los clavos en las muestras
de los tubos de ensayo FUENTE: Laboratorio e uímica a licada-Tecsu FUENTE: Laboratorio e uímica a licada-Tecsu
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CUESTIONARIO
12.
a. Con las medidas de voltajes obtenidos, tratar de encontrar el metal de mayor potencial de oxidación y luego ordenar de mayor a menor potencial de oxidación.
Analizando los dos metales tanto cinc como el cobre, llegamos a la conclusión que el metal que tiene mayor potencial de oxidación es el cobre, dado que actúa como cátodo el mismo que pierde electrones y carga. El zinc es el metal que más demora en oxidarse, esto es porque este metal actúa como ánodo y al ganar electrones no le permite su rápida oxidación
b. Señale para el experimento N°1:
Los reactivos que observó no produjeron prueba alguna de corrosión. Los reactivos en los que observó alguna señal de que hubo corrosión. Escriba las posibles reacciones químicas.
El tubo 1 que contenía el clavo en una solución con NaOH no se observa cambios de colores ni otros. El tubo 2 que contenía el clavo con en una solución NaCl se observa un ligero cambio de color verde claro y leve oxidación. El tubo 3 que contenía el clavo en una solución con Na 2Cr 2O7 se observa una capa que cambio a color verde oscuro y oxidación. El tubo 4 que contenía el clavo en una solución con FeSO 4.7H2O se observa una capa que cambio a color verde oscuro y oxidación. El tubo 5 que contenía el clavo con en una solución HCl se observa un ligero cambio de color verde claro y leve oxidación.
c. Explicar el efecto del agua, oxígeno y anhídrido carbónico en la corrosión de fierro.
El hierro y oxigeno tiene diferentes n° de oxidación aquellos estos al ser perdidos por el hierro tiende a oxidarse perdiendo electrones y el oxígeno pasa a ganar electrones. En el momento en que uno de estos tres elementos básicos para el funcionamiento falle, ésta dejará de funcionar y por tanto se detendrá la corrosión d. En el Experimento N° 2, ¿qué coloraciones toman los extremos de los electrodos o clavos? ¿Cuál es la zona anódica y catódica? Escriba el nombre de los posibles compuestos formados.
En la cabeza y la punta el clavo presenta un color verdoso. En el alma del clavo presenta un color grosella. Grosella-Cátodo Verdosa-ánodo 15
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e. En una tubería de fierro recubierta con zinc metálico, al producirse la corrosión gradual, ¿cuál de los dos metales actúa como cátodo y cual como ánodo? Explique por qué.
Para que exista la corrosión electroquímica denota la existencia de un ánodo, un cátodo y un electrolito. En el cual el fierro hace de ánodo y el zinc de cátodo. Esto se debe a la perdida de electrones y la ganancia de la misma. f. ¿Qué sustancias son las que constituyen el indicador denominado “Ferroxyl”?
¿Qué función tiene cada una de ellas al determinar la corrosión de hierro en una solución salina?
Es una mezcla de fenolftaleína y ferrocianuro de potasio: K3Fe(CN)6.Hallar el ánodo y el cátodo el cual se identifica por el cambio de color de cada uno. g. ¿Por qué un clavo se oxida con mayor intensidad en la punta, doblez y cabeza?
En los clavos de hierro existen zonas con diferente potencial anódico, esto es, con distinta capacidad para la oxidación. En las zonas sometidas a mayor tensión (cabeza y punta del clavo) el metal es más anódico y por tanto más fácilmente oxidable. El hierro metálico se oxida a hierro (II). h. ¿Cómo puede pasivarse un determinando metal activo?
Un metal pasivo en un medio puede ser activo en otro medio que impida la acción de autoprotección y cambia su posición en la tabla de electronegatividades. i. Indique en que consiste el método de protección catódica.
Es una técnica para controlar la corrosión galvánica de una superficie de metal convirtiéndola en el cátodo de una celda electroquímica. El método más sencillo de aplicar la CP es mediante la conexión del metal a proteger con otro metal más fácilmente corrosible al actuar como ánodo de una celda electroquímica. Los sistemas de protección catódica son los que se usan más comúnmente para proteger acero, el agua o de combustible el transporte por tuberías y tanques de almacenamiento, barcos
j. ¿A que se llaman ánodos de sacrificio? Mencione y explique una aplicación del uso de los ánodos de sacrifico.
Es el componente principal de un sistema de protección catódica galvánica que se utiliza para proteger contra la corrosión las estructuras metálicas enterradas o sumergidas. Los barcos al tener que estar sumergida la mayor porción de su vida útil bajo el agua necesita de un protector ante la corrosión por ello optan por los ánodos de sacrificios.
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