Laboratorio Nº4: Reacciones redox Celdas galvánicas Corrosión

Universidad nacional de salta

Cátedra: fundamento de química II

Laboratorio Nº4:

Reacciones redox Celdas galvánicas Corrosión

Alumnos:                 Martínez  Analía

Velarde Oscar

Objetivos

Analizar las propiedades redox de algunos compuestos a  traces de los cambios observados.

Interpretar los cambios observados mediante las ecuaciones igualadas.

Verificar que las celdas galvánicas generan energía eléctrica a partir de reacciones redox espontaneas

Verificar el proceso de corrosión

INTRODUCCION TEORICA

Aquellas reacciones en donde se involucran ganancia a perdidas de electrones  se denominan reacciones redox, la trasferencia de e-  se realiza desde una especie química que se oxida a otra que se reduce. En procesos redox espontáneos se utiliza  la transferencia de electrones para producir energía eléctrica

Las celdas galvánicas, son dispositivos que posibilitan la conversión de la  energía eléctrica química en energía eléctrica  mediante las reacciones  de oxido-reducción espontaneas. Se genera un trabajo electico debido a que los e- transferida son forzados a pasar a través de una via externa en lugar de transferirse directamente entre los reactivos

[pic 1]

Corrosión

El hierro se oxida fácilmente en contacto con el aire, por lo cual se suele emplear métodos para protegerlo contra la oxidación (pintura plástico, etc.) entre esos métodos de protección se encuentra la de recubrirlo con una fina capa de un metal más estable, como por ej el zinc el cual es más activo químicamente y además forma un oxido estable.

Experiencia 1

Observaciones realizadas:

Cavo sin modificación

Se puede apreciar el color azul alrededor  de todo el clavo teniendo mayor concentración del color en la punta y cabeza del mismo debido a que estos son puntos de tención.

Clavo doblado en el centro

En este se puede ver una concentración del color azul en la parte media y baja del clavo lo cual se debe a la una oxidación en dichas zona y algo de violeta en la cabeza del mismo lo cual se debe a los electrones liberados en el ánodo.

Clavo raspado en el medio con una lima

Se ve el color azul en todo el clavo con la concentración del color azul mayoritariamente en la cabeza la punta y en la zona limada (al haber limado la zona creamos un nuevo punto de presión)

Clavo cubierto con cobre

En este se ve el color azul lo cual es la señal clara de la oxidación del hierro los que no dice que el cobre no funciona como ánodo  de protección, además se ve un color morado alrededor del cobre.

Debido a que el valor de potenciales de reducción  para la reducción del Fe2+(-0,44) es más negativo (más positivo) que el de la reducción de cu(0.153), el fe es mas fácil de oxidar que el cobre

Clavo cubierto en el medio con una pieza de zinc

En este no se llega a ver color azul por lo cual podemos asegurar que el hierro  no se oxido pudiendo así decir que el cinc funciona como ánodo de protección además se puede ver el color violeta el cual nos dice que el cinc si se oxido.

Debido a que el valor de potenciales de reducción  para la reducción del Fe2+ (-0,44 V) es menos negativo (más positivo) que el de la reducción de Zn2+( -0.76 V), el Fe2+ es más fácil de reducir

que e l Zn2+. Por el contrario, el Zn(s) es más fácil de oxidar que la Fe (s).

Experiencia 2

Reacción (reducción del K2Cr2O7 con sulfito de sodio)

K2Cr2O7 + H2SO4 + Na2SO3 ----------- >Cr2(SO4)3+ Na2SO4 + H2O + K2SO4

Cr2O7-2 + 14 H+ + 6 e- -------------------->2 Cr+3 + 7 H2O

(SO3-2 + H2O ----------------------------------> SO4-2 + 2H+ + 2e- )x3

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