LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL 2 ESPOL

1. ESPOL
LABORATORIO DE
QUÍMICA GENERAL 2
2DO TÉRMINO
2016 - 2017
Nombre: Valdospino Cevallos Denisse
Paralelo: 2
Profesor: PhD. Joel Vielma
Fecha de entrega: 27/noviembre/2016
Guayaquil - Ecuador
CORROSIÓN
Ilustración 1. Fotos tomadas en el laboratorio de Química General 2. Practica #5

2. Ilustración 2. Corrosión del hierro en contacto con el
agua. Imagen tomada del libro Química la ciencia
central. Brown, 11a Edición.
1. Tema:
CORROSIÓN
2. Marco teórico
Existen reacciones de oxidación –
reducción que se reconocen como
indeseables y son estas las que
originan la corrosión en los metales,
estas reacciones suceden de forma
espontánea y aquí los metales son
atacados por una sustancia que lo
convierte en un producto no
deseado. (BROWN, 2009).
Los metales se encuentran expuestos a
la acción atmosférica, la cual esta
compuesta de 79% de nitrógeno y 21%
de oxígeno, entre los dos el que realiza
toda la acción atmosférica es el oxígeno,
dado que al nitrógeno se lo considera un
gas inerte. La actividad que el oxigeno
puede realizar sobre los metales es poca
debido a que este se encuentra en
forma molecular y que los metales son
muy estables, por lo que es necesaria la
intervención de otro agente para que
los metales puedan reaccionar en
presencia del oxígeno, estos factores
son el calor y la humedad. (Fernandez,
2009).
Se define a la corrosión como la destrucción lenta y progresiva de los metales
debido a un agente exterior, como ya se mencionó la humedad. Existe la corrosión
atmosférica que es la que se produce por la acción del oxígeno presente en el aire
Ilustración 3. Ejemplo de corrosión. Imagen tomada
de url:
http://www.grao.com/revistas/alambique/070-
hacia-la-competencia-cientifica/una-practica-de-
laboratorio-sobre-corrosion-de-metales-para-
secundaria

3. y la humedad, sobre los metales y también existe la corrosión química que la
producen los ácidos y álcalis. (Fernandez, 2009).
Los metales que se encuentran en contacto directo con el agua son los que
mayormente son atacados por la corrosión, como por ejemplo las estructuras
marinas, por lo que existen formas de proteger las estructuras metálicas de este
ataque. (Fernandez, 2009).
El proceso de corrosión del hierro se produce como ya se indicó por la exposición
del metal a la humedad en presencia de oxígeno, pero además existen otros
factores que la producen como: el pH de la disolución, el contacto con metales
más difíciles de oxidar y la presencia de sales que además pueden acelerar el
proceso de corrosión. (BROWN, 2009)
El proceso de corrosión del hierro es de naturaleza electroquímica y es el tipo de
corrosión mas común, el metal conduce por si mismo electricidad. Los electrones
pueden viajar a través del metal desde un lugar donde ocurre la oxidación hacia
otro donde ocurre la reducción. Debido a los potenciales de reducción del Fe2+y el
O2, el hierro se oxida mediante el oxigeno. (BROWN, 2009).
En una porción de hierro se produce una oxidación del Fe a Fe2+, los electrones que
se liberan aquí viajan hacia una porción que actúa como cátodo, en esta porción se
reduce el O2, al reducirse el oxígeno se va a requerir H+, y esto causa un aumento
del pH, que desfavorece la reducción del O2. El hierro no se corroe en contacto con
una solución con un pH mayor a 9. (BROWN, 2009).
El hierro Fe2+ que se formó en el ánodo al inicio, se oxida formando Fe3+, formando
óxido de hierro (iii) hidrato que se lo conoce como herrumbre. (BROWN, 2009).
Ilustración 4. Reacciones que se producen en el ánodo y en el cátodo durante la corrosión. Imagen tomada
del libro Química la ciencia central. Brown, 11a Edición.
Ilustración 5. Reacción en la que se muestra como producto la herrumbre. Imagen tomada del libro Química
la ciencia central. Brown, 11a Edición.

4. Es importante mencionar que no solo en el hierro se produce la corrosión, pues
todos los metales que están en la parte superior de la serie electroquímica, es
decir, los metales a los que les corresponden un potencial de reducción bajo, son
los que se corroen con más facilidad. (Escuela Superior Politecnica del Litoral - ICQ,
2003).
Existen diferentes métodos que se utilizan para evitar o contrarrestar la corrosión
del hierro, entre estos está el recubrimiento de este con pintura u otros metales
como el estaño o el zinc. (BROWN, 2009).
3. Objetivo general
 Probar el proceso y presentar el efecto de la corrosión en una muestra
metálica, (lana de hierro) en contacto con el agua y el aire.
4. Objetivos específicos
 Establecer las reacciones que se producen durante la corrosión del hierro.
 Observar el proceso de corrosión en ambos procedimientos que se van a
realizar.
 Anotar las diferencias que se presenten durante el tiempo de la corrosión y
al finalizar la misma.

5. 5. Materiales y equipos
Reactivos
 Solución de ferrocianuro de potasio
K4Fe(CN)6
 Agua destilada
 Cloruro de sodio NaCl
Vaso de precipitación de 250 ml
Lana de hierro (Fe)
Agitador
Tubo de ensayo
Soporteuniversaly agarradera para tubo

6. 6. Procedimiento experimental
Primera parte:
Corrosión de
hierro en la
mezcla.
•Se mezcló en un vaso de precipitación, 10 ml de solución de cloruro
de sodio NaCl (2%) con 1 ml de solución de ferrocianuro de potasio
K4Fe(CN)6.
•Se agitó lamezcla.
•Se introdujo en la mezcla de las soluciones, un pedazo de lana de
hierro.
•Se dejó el vaso y se fue observando y anotando cada uno de los
cambios que se presentaban a medida que transcurría la corrosón.
Ilustración6.
Segunda parte:
Corrosión de
hierro en el
aire.
•En un tubo de ensayo, limpio y seco, se introdujo un pedazo
de lana de hierroque había sidopreviamentehumedecido.
•En un vaso de precipitación de 250ml se colocó agua
destiladahastaunaalturaque se anotó.
•Luego se ubicó de forma invertida el tubo de ensayo en el
vaso de precipitación. Se igualó el nivel del agua dentro y
fueradel tubode ensayo.Ilustración 7.
•Se determinó con la ayuda de una regla, la altura de la
columna de aire, tanto al inicio como al final (despuesde 40
min).
Ilustración 7. Tubo de ensayo introducido de
forma invertida en el vaso de precipitación,
segunda parte de la práctica, efectos del aire y la
humedad sobre un pedazo de lana de hierro. Foto
tomada en el laboratorio de química durante la
práctica.
Ilustración 6. Resultados del primer experimento
demostrativo, relazado en la práctica de
corrosión. Mezcla de cloruro de sodio con
ferrocianuro de potasio en la cual se añadió un
pedazo de lana de hierro, luego de
aproximadamente 40 minutos se pudo observar
que la mezcla se hizo de color azul. Foto tomada
en el laboratorio.

7. 7. Resultados obtenidos
 Reacciones.
𝐹𝑒( 𝑠) +
1
2
𝑂2( 𝑔)
+ 2𝐻( 𝑎𝑐)
+
→ 𝐹𝑒( 𝑎𝑐)
2+
+ 𝐻2 𝑂( 𝑙)
2𝐹𝑒( 𝑠) +
1
2
𝑂2( 𝑔)
+ 2𝐻( 𝑎𝑐)
+
→ 2𝐹𝑒( 𝑎𝑐)
2+
+ 𝐻2 𝑂( 𝑙)
4𝐻2 𝑂 + 2𝐹𝑒3
→ 6𝐻+
+ 𝐹𝑒2 𝑂3 . 3𝐻2 𝑂
2𝐹𝑒3+
+
3
2
𝑂2 + 3𝐻2 𝑂 → 𝐹𝑒2 𝑂3 .3𝐻2 𝑂
 Cálculos.
Obtención del volumen que se obtuvo en la segunda parte del
procedimiento después de los 40 minutos.
r= radio del tubo de ensayo.
h= atura del nivel de agua dentro del tubo de ensayo después de los 40
minutos.
La altura inicial del agua dentro del tubo era 0; por lo tanto el volumen
inicial también lo era.
𝑉 = 𝜋 𝑟2
ℎ
𝑉 = 𝜋 (0.75 𝑐𝑚)2(0.3 𝑐𝑚) = 0.53 𝑐𝑚3
Obtención de los gramos de óxido de hierro que se producen durante el
proceso de corrosión.
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂2 ≡ 22.4 𝑙 𝑑𝑒 𝑂2
1 𝑐𝑚3
≡ 1 𝑚𝑙
2 𝐹𝑒 +
3
2
𝑂2 → 𝐹𝑒2 𝑂3

8. 0.53 𝑚𝑙 02 ×
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂2
22. 4 × 103 𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝑂2
×
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐹𝑒2 𝑂3
3
2
𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂2
×
159.69 𝑔 𝑑𝑒 𝐹𝑒2 𝑂3
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐹𝑒2 𝑂3
= 2.52 × 10−3
𝑔 𝑑𝑒 𝐹𝑒2 𝑂3
 Observaciones.
 Primera parte.
A medida que transcurría el tiempo, la mezcla en la que se
encontraba la lana de hierro sumergida se fue haciendo de color
azul.
 Segunda parte.
El tubo de ensayo al inicio del proceso se empañó.
Casi al final se notó un ligero cambio de color en la lana de hierro
que se encontraba dentro del tubo de ensayo.
8. Análisis de los resultados
o La primeraparte del procedimientofue demostrativa,en la cual se pudo observar
como al colocar la lana de hierro dentro de la mezcla de cloruro de sodio y
ferrocianuro de potasio, el color de esta fue cambiando a medida que el tiempo
transcurría, no se visualizó un cambio en el volumen de la solución.
o En comparación con la primera parte del procedimiento, en la segunda parte de
este, no se observaron cambios en el color de la solución, el hierro no tuvo un
contacto directo con el agua destilada contendida en el vaso de precipitación,
únicamente se humedeciólalana;loque si existió fue una variación del volumen
en el nivel del agua que se introdujo en el tubo de ensayo dado que el O2 se
reduce.
o Para poder observar diferencias en la segunda parte, se tuvo que esperar a que
transcurriera más tiempo que en la primera parte del procedimiento, es decir la
corrosión del hierro en presencia del aire se tardó mas tiempo que en la mezcla.

9. 9. Conclusiones y recomendaciones
 Se recomienda estar atento durante todo el tiempo del procedimiento,
estoenla primeraparte del procedimientoparapoderversi a medidaque
transcurre el tiempolasoluciónse hace de color másoscuro o si llegaa un
color de estabilidad.
 La corrosión del hierro en presencia del aire y la humedad tardó más
tiempoenmostrardiferenciasque enlacorrosióndel hierrosumergidoen
las soluciones.
 El volumen de agua en el tubo de ensayo al inicio de la corrosión en la
segunda parte del procedimiento era cero y después de los 40 minutos
aumentó, lo que nos lleva a que existió una reducción del O2.
 La lana de hierro en ambos procedimientos se mantuvo en su estado
sólido, pero en el segundo procedimiento, donde la lana se encontraba
humedecida dentro del tubo de ensayo fue posible observar un leve
cambio de color, con una tendencia a color naranja o rojo, pero esto fue
muy leve y es producto de la corrosión.
10. Bibliografía
 (2009). Química la Ciencia Central. En L. B. BROWN, Química la Ciencia Central
(págs. 842 - 872). México: Pearson Pretince Hall.
 Escuela Superior Politecnica del Litoral - ICQ. (2003). Manual de Prácticas de
Química General 2. Guayaquil.
 Fernandez, F. L. (11 de 2009). Recuperado el 22 de 11 de 2016, de
http://www.eduinnova.es/monografias09/Nov09/Corrosion.pdf