Este documento presenta tres experimentos sobre electroquímica y corrosión. El primero involucra la construcción y medición de celdas galvánicas utilizando diferentes metales. El segundo cubre la electrolisis de yodo utilizando carbón como electrodos. El tercero evalúa la corrosión de clavos en diferentes soluciones mediante la detección de iones de hierro liberados.

1. Electroquímica y corrosión
Seminario Arista, Boris Hermes 20141076H
Quispe Achahuanco, Hércules 20154532G
León Melchor, Carlos Alonso 20154165D
García Orihuela, Roger 20152690D

2. Informe de laboratorio: Electroquímica y corrosión
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Experimento 1: Celdas galvánicas
Fundamento teórico:
- Celda de concentración: Una célula de concentración o pila de concentración es
una celda electroquímica que tiene dos semiceldas equivalentes del mismo
electrolito, que sólo difieren en las concentraciones.1 Se puede calcular el
potencial desarrollado por dicha pila usando la ecuación de Nernst. Para armar
una celda de concentración, podemos colocar por ejemplo dos electrodos de
plata en cada semicelda, cada uno sumergido en una solución de nitrato de
plata. Una de las soluciones de nitrato de plata puede ser por ejemplo 0,3 M y
la otra 0,03 M. Colocamos además un puente salino de nitrato de sodio, y un
voltímetro que nos indique la diferencia de potencial generada.
- Celda de combustible: Pila de combustible, también llamada célula de
combustible o celda de combustible, es un dispositivo electroquímico en el cual
un flujo continuo de combustible y oxidante sufren una reacción química
controlada que da lugar a los productos y suministra directamente corriente
eléctrica a un circuito externo. Por ejemplo, el Ácido fosfórico (PAFC), el cual es
el tipo de celda de combustible más desarrollado a nivel comercial y ya se
encuentra en uso en aplicaciones tan diversas como clínicas, hospitales,
hoteles, edificios de oficinas, escuelas, plantas eléctricas y terminales
aeroportuarias.
- Cuando una batería (que es una celda galvánica) se agota (V=0) los productos
químicos del interior han llegado al equilibrio químico, y desde ese momento la
batería ha muerto.
A. Celda constituida por las semipilas.
Zn(s)/ Zn
2+
(0.1M)//Cu
2+
(0.1 M)/Cu(s)

3. Informe de laboratorio: Electroquímica y corrosión
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Procedimiento:
1. En un vaso de 50 mL añadir, hasta la mitad aproximadamente, sulfato de cobre
0.1M e introduzca el electrodo de cobre limpio en el vaso. Luego, unir dicho
electrodo de cobre al terminal positivo del voltímetro.
2. En otro vaso de 50 mL mida, hasta la mitad aproximadamente, solución de
sulfato de Zinc 0.1M y ponga una barrita de Zinc limpia dentro del vaso. Unir
éste electrodo de Zinc al terminal negativo del voltímetro.
3. Cerrar el circuito empleando el puente salino.
4. Leer el voltaje que marca el voltímetro y comparar con el valor teórico de la pila
voltaica.
Observaciones:
- Al medir el potencial entre las celdas tenemos que es 1.06 y mediante la
ecuación de Nerst tenemos que es 1.1 teniendo una diferencia de 3.63%, este
posiblemente producido por factores externos tales como el desgaste del
puente salino o la reutilización continua de los materiales lo cual podrían
causar algún efecto sobre el terminal del voltímetro.
- Al añadirle agua al sulfato de cobre, vemos que el potencial aumenta a 1.07
debido a la variación de la concentración.
Conclusiones:
- Al tener la pila completa se obtiene una diferencia de potencial, lo que se
evidencia a observar un paso de corriente.
- El voltaje obtenido experimentalmente es menor al obtenido teóricamente
debido a factores externos.

4. Informe de laboratorio: Electroquímica y corrosión
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B. Celda constituida por las semipilas.
Pb(s)/Pb
2+
(0.1M)//Cu
2+
(0.1M)/Cu(s)
Procedimiento:
• En un vaso de 50mL añadir, hasta la mitad aproximadamente, nitrato de cobre 0.1M e
introduzca el electrodo de Cobre limpio en el vaso. Luego, unir dicho electrodo de Cobre
al terminal positivo del voltímetro.
• En otro vaso de 50mL mida, hasta la mitad aproximadamente, solución de nitrato de
plomo 0.1M y ponga una barrita de Plomo limpia dentro del vaso. Unir éste electrodo
de Plomo al terminal negativo del voltímetro.
• Cerrar el circuito empleando el puente salino.
• Leer el voltaje que marca el voltímetro y comparar con el valor teórico de la pila
voltaica.
Observaciones:
- Al medir el potencial entre las celdas tenemos que es 0.51 y mediante la ecuación
de Nerst tenemos que es 0.5 teniendo una diferencia de 2%, este posiblemente
producido por factores externos tales como el desgaste del puente salino o la
reutilización continua de los materiales lo cual podrían causar algún efecto sobre
el terminal del voltímetro.
Conclusiones:
- El voltaje obtenido experimentalmente es mayor al obtenido teóricamente.

5. Informe de laboratorio: Electroquímica y corrosión
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EXPERIMENTO N°2: ELECTROLISIS
FUNDAMENTO TEÓRICO
Es posible utilizar energía eléctrica para ocasionar que ocurran reacciones de
oxidación-reducción no espontaneas.
A los procesos que son impulsados por una fuente de energía externa de
energía eléctrica se llaman reacciones de electrolisis y se llevan a cabo en celdas
electrolíticas.
Una celda electrolítica consta de dos electrodos en una disolución o una sal
fundida. Una batería u otra fuente de energía eléctrica directa actúa como una bomba
de electrones, cediendo los electrones hacia un electrodo y aceptándolos desde el
otro. Al igual que en las celdas voltaicas, el electrodo en el cual se efectúa la oxidación
se llama ánodo.
Los electrones que se eliminan durante el proceso de oxidación en el ánodo
viajan hacia la terminal positiva de la fuente de voltaje, con ello se completa el circuito
de la celda.

6. Informe de laboratorio: Electroquímica y corrosión
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PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
1. Se instala el aparato de electrolisis. El tubo en U tiene una altura de 150 mm y
los electrodos son barras de carbón. La fuente de corriente debe tener un
potencial de 12 voltios.
2. Se añade solución de KI 0.5M en el tubo en U hasta un centímetro de sus
extremos abiertos, haciendo las conexiones eléctricas respectivas y dejando
transcurrir la electrolisis durante 15 minutos aproximadamente.
3. Después de transcurrido ese tiempo, se desconecta el aparato y se separan los
electrodos.
4. Se extrae con un gotero 2-3 ml de solución del extremo donde estaba el
cátodo, colocándolo en un tubo de ensayo y añadiendo 2 gotas de fenolftaleína
para comprobar la concentración del ion hidroxilo (OH-) de la solución. Luego
se añade 5 gotas de cloruro férrico 0.1 M.
5. Se extrae con un gotero 2ml de solución parda del ánodo, depositando en un
tubo de ensayo y se añade CCl4 (2-3 gotas) agitándolo unos segundos. Se deja
reposar la capa del tetracloruro de carbono más densa.

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OBSERVACIONES:
Al transcurrir la electrolisis, se empieza a ver en el ánodo la aparición con el tiempo de
una sustancia de coloración naranja oscuro, que se va tornando más intenso al pasar el
tiempo.
CONCLUSIONES
Con este experimento se comprueba que es posible utilizar energía eléctrica para
separar sustancias mediante procesos de oxidación-reducción no espontáneos.
Estos procesos son muy importantes al ser aprovechados con fines industriales,
como la producción de metales activos tales como el magnesio, el sodio el aluminio; así
como también pueden ser utilizados en galvanoplastia o electrodeposición, que utiliza
este principio para depositar una delgada capa de un metal sobre otro con el fin de
mejorar la belleza o la resistencia a la corrosión.

8. Informe de laboratorio: Electroquímica y corrosión
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Experimento Nº3: CORROSIÓN
Objetivo
Comprobar y comparar experimentalmente la capacidad de corrosión de algunas
sustancias sobre un metal a través de la comparación con un patrón ya conocido.
Marco teórico
La corrosión de un metal se lleva a cabo en una pila, también llamada célula
voltaica no deseada, que se forma en la interacción de un metal con un medio corrosivo.
La corrosión de un metal en una pila, llamado metal activo se produce debido a
la pérdida de sus electrones frente a un medio u otro metal menos activo, es decir, de un
potencial de reducción mayor al primero.
Al oxidarse un metal como el hierro frente al oxígeno, se observa que este pierde
electrones debido a la alta electronegatividad del oxígeno.
Algunos metales, como el aluminio, forman productos de corrosión que se
adhieren fuertemente al metal e impiden que continúe la corrosión. Por otra parte, el oxido
de hierro (herrumbre) se resquebraja escamándose y quedando continuamente expuesta
la superficie limpia.
Esta diferencia en el comportamiento de la corrosión explica por
qué los botes hechos de hierro se deterioran rápidamente en el medio ambiente.
Mientras que los de aluminio tienen una vida casi ilimitada. El método más
sencillo de proteger a un metal de la corrosión consiste en recubrirlo con pintura u otro
revestimiento protector resistente al agua, que es un reactivo y disolvente importante
en los procesos de corrosión.
Otro método para proteger una superficie de hierro consiste en recubrirla con una
capatina de otro metal. El hierro puede recubrirse con cobre por electrolisis o con estaño
sumergiendo el hierro en el estaño fundido. En ambos casos el metal
subyacente queda protegido solo mientras el recubrimiento permanezca intacto. Si este

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se agrieta, como cuando aparecen grietas en un bote “estañado", el hierro queda
expuesto y se corroe. El hierro, al ser más activo que el cobre y el estaño, se oxida; la
semirreaccion de reducción tiene lugar en el recubrimiento.
La situación es distinta cuando el hierro se recubre con zinc (hierro galvanizado).
El Zinc es más activo que el hierro. Si el recubrimiento de zinc se agrieta, el hierro queda
todavía protegido. El zinc se oxida en vez del hierro y los productos de la corrosión
protegen al zinc evitando que ésta continúe.
I-lay otro procedimiento utilizado para proteger objetos grandes de hierro y acero en
contacto con agua o tierra húmeda como los barcos, tanques de almacenamiento, tuberías
y oleoductos, que implica la conexión de un trozo de magnesio, aluminio. Zinc u otro
metal activo al objeto, ya sea directamente. O por medio de un cable.
El metal activo se oxida, disolviéndose lentamente. La superficie de hierro
adquiere electrones procedentes de la oxidación del metal activo; el hierro actúa como
cátodo y en él se produce una semirreaccion de reducción. El hierro estará protegido
mientras que quede metal activo. Este tipo de protección se llama protección catódica y
al metal activo se le da el apropiado nombre de ánodo de sacrificio. Cada año se utilizan
en los Estados Unidos miles de toneladas de magnesio como ánodos de sacrificio.
Materiales
- 4 clavos limpios.
-Soluciones 0.1M de NaOH, Na2Cr2O7, NaCl y HCL.
-5 tubos de ensayo limpios.
- FeSO4.7H2O y solución de K3Fe(CN)8.
-Rejilla para los tubos de ensayo.

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PROCEDIMIENTO
1. Colocar los tubos de ensayo en la rejilla etiquetados debidamente con la
solución correspondiente.
2. Colocar las soluciones respectivas en cada tubo de ensayo, lo suficiente para
cubrir los clavos.
3. Colocar los clavos en sus respectivas soluciones: 0.1M de NaOH, Na2Cr2O7,
NaCl y HCL.
4. Dejar actuar las soluciones durante 20 minutos.
5. Luego de transcurrido el tiempo, añadir a cada una de las soluciones, una o dos
gotas de ferrocianuro de potasio 0.1M. Observar y anotar
6. En otro tubo de ensayo añadir FeSO4.7H2O y agregar unas gotas de solución de
K3Fe(CN)8, la que será la solución patrón que permitirá comparar con las otras
soluciones y comprobar si hay o no corrosión.
7. Comparar los tubos que contienen los clavos con el patrón, observar y anotar
detalladamente los cambios.
Observaciones
1. El sulfato de hierro heptahidratado al contacto con K3Fe(CN)6 se torna en un color
azul oscuro, debido a una reacción instantánea por la presencia de Fe.
2. Las velocidades de reacción según el orden de mayor a menor están dadas por:
HCL>Na2Cr2O7>NaCl>NaOH
3. La formación de óxido se puede evidenciar para las soluciones que no cambian de
color en las coloraciones que aparecen sobre la superficie de los clavos.
Conclusiones
Las soluciones de Hidróxido de sodio y cloruro de sodio, debido a su evidente
basicidad, reaccionan más lentamente que las soluciones ácidas de dicromato de sodio y
ácido clorhídrico.
La corrosión de un metal en solución produce la liberación de iones de este metal en la
solución, como se pudo evidenciar en esta experiencia.