Taller de practico de corrosion

PRÁCTICAS DE LABORATORIO
DE ELECTROQUÍMICA Y CORROSIÓN
1
Universidad de Guadalajara
Centro Universitario de Ciencias Exactas e Ingenierías
Laboratorio de Electroquímica y Corrosión (LEC)
Práctica #1 Manejo del potenciostato
Objetivo
Conocer los fundamentos del manejo del potenciostato y emplearlo para realizar
una reacción electroquímica de óxido-reducción del ión bromuro.
Teoría
En el estudio de las reacciones electroquímicas es preciso disponer de un control
total sobre las dos principales variables que afectan los fenómenos electroquímicos: el
potencial y la corriente. El potenciostato es el aparato que nos permitirá manipular ambas
variables, por lo que es un equipo básico e insustituible en un laboratorio de
electroquímica.
Una celda de tres electrodos permite tener control sobre la corriente que circula a
través del electrodo de trabajo y también sobre el potencial que éste adquiere comparado
con una referencia. Dicha referencia es, precisamente, uno de los tres electrodos, que se
elige de acuerdo a ciertas características que se discuten con más detalle en la siguiente
práctica. Cuando circula una corriente por un electrodo, el potencial del mismo no se
mantiene constante, sino que se modifica debido a las reacciones químicas que ocurren en
él (sobrepotencial de activación) y a los cambios de concentración que ocurren en su
entorno inmediato (sobrepotencial por concentración). Decimos entonces que el electrodo
se “polariza”.
Es evidente que el uso de un electrodo como referencia está limitado por el
fenómeno de polarización. La referencia ideal sería un electrodo no polarizable, cuyo
potencial permaneciera constante para cualquier valor de la corriente. Sin embargo, esto
difícilmente puede conseguirse en la realidad. La solución se obtiene utilizando
electrodos muy poco polarizables, tales como los de calomel, plata/cloruro de plata,
platino, etc., y acoplándolos a los circuitos eléctricos del potenciostato. Gracias a la
construcción de este aparato es posible hacer circular corrientes muy pequeñas por el
electrodo de referencia, de modo que no ocurre polarización apreciable. Dependiendo del
modelo de potenciostato que se esté utilizando es posible operar simultáneamente con dos
electrodos de trabajo, aplicar un voltaje o una corriente fijas al electrodo, aplicar voltajes
variables en distintas secuencias y muchas otras posibilidades que dependen de las
prestaciones del equipo.
El procedimiento de la práctica se basa en los controles del bipotenciostato modelo
AFCBP1 de Pine Instrument Company, pero puede extrapolarse sin dificultad a otras
marcas y modelos de potenciostatos.

Prácticas de laboratorio de Electroquímica y Corrosión
2
Reactivos
Solución de KBr 0.1 M
Dos electrodos de platino
Un electrodo de referencia de calomel (SCE)
Un vaso de precipitados
Caimanes y cables varios de conexión
Procedimiento
En un vaso de precipitados coloque aproximadamente 40 ml de solución de
bromuro de potasio 0.1 M, y monte una celda de tres electrodos empleando como
referencia al electrodo de calomel, y como electrodos de trabajo y auxiliar a los dos
electrodos de platino. Verifique las conexiones cuidadosamente y asegúrese que los
electrodos no se tocan entre sí.
Conecte el electrodo de trabajo a la terminal marcada como K1 en el potenciostato.
En la terminal marcada CE (counter) conecte el electrodo auxiliar, y en la terminal REF
conecte el electrodo de referencia de calomel. Encienda el aparato y asegúrese que se
encuentra en el modo DUMMY.
Los controles del potenciostato deben ajustarse como sigue:
1) Apague el generador de barrido, colocando el botón marcado con SWEEP VOLTAGE
en la posición "off" dentro de la sección del panel de control marcada con K1
ELECTRODE.
2) Justo arriba del control SWEEP VOLTAGE se encuentra el botón de elección del
modo de trabajo (potenciostático o galvanostático). Elija el modo potencióstatico.
3) Coloque el convertidor de corriente del electrodo K1 en la posición de 1 mA / V o en
10 mA / V para evitar sobrecargar el aparato.
El potenciostato se encuentra listo para aplicar un voltaje al electrodo de trabajo. En
una tabla de potenciales de electrodo, obtenga el valor del potencial reversible para el par
bromo-bromuro contra calomel, y entonces aplique al electrodo de trabajo un potencial
que sea más positivo que este valor. Se ha encontrado que se obtienen buenos resultados
aplicando un potencial de +2 V al electrodo. Seleccione dicho potencial en el control
OFFSET VOLTAGE y oprima el botón que indica potencial positivo.
Para iniciar el experimento, desactive el modo DUMMY colocando al potenciostato
en NORMAL. Observe cuidadosamente lo que ocurre en los electrodos auxiliar y de
trabajo. Monitoree la corriente y el potencial del electrodo colocando la perilla del
display del aparato en las posiciones E1 e I1 respectivamente. Use un voltímetro para
medir el potencial entre el electrodo de trabajo y el auxiliar. Coloque el aparato en modo
DUMMY, invierta el signo del potencial y observe lo que sucede. Registre sus
observaciones por escrito.

3
CE
REF
K1
Potenciostato
Celda de tres
electrodos
Pt Pt
SCE
Solución de
KBr
Cálculos y reporte
Investigue el potencial estándar reversible para la reación involucrada. ¿ Qué se
observa en el electrodo de trabajo ? ¿ Y en el electrodo auxiliar ? Justifique sus
afirmaciones con las reacciones involucradas en cada electrodo.
Reporte el potencial que existe entre los dos electrodos de platino (auxiliar y de
trabajo). ¿ Por qué es distinto este valor al potencial que se fijó en el aparato ?
Comente la razón por la cual se eligieron electrodos de platino en esta práctica. ¿
Qué sucedería si se hubiera empleado un electrodo de otro material, por ejemplo hierro o
cobre ?

4
Práctica #2 Electrodos de referencia
Objetivo
Fabricar un electrodo de referencia de plata/cloruro de plata.
Teoría
Un electrodo de referencia es una media celda electrolítica que se emplea como
estándar para la medición y comparación del potencial de otras medias celdas. Para
satisfacer este uso, los electrodos de referencia deben cumplir con ciertos requisitos:
1) Ser reproducibles sin que su preparación o ensamblaje sean complicados
2) Tener un coeficiente de temperatura pequeño
∂E
∂T






3) Ser reversibles aún a corrientes relativamente grandes
4) Consistencia con el paso del tiempo (envejecimiento)
5) De preferencia, poder emplearse con puentes salinos de KCl
Los electrodos que mejor satisfacen estos requisitos son los que están formados por
un metal y una sal insoluble del mismo. En la práctica, los electrodos de referencia que se
usan con más frecuencia son el de calomel y el de plata-cloruro de plata, en el que un
alambre de plata se recubre con el cloruro del mismo metal, y se sumerge en una solución
de cloruro de potasio de concentración conocida. El potencial del electrodo depende de la
concentración de iones cloruro, como puede comprobarse con la ecuación de Nernst para
la media celda correspondiente. Algunas de sus características son:1
- Potencial reversible estándar: 0.2222 V vs. NHE
- Potencial en solución de KCl saturado a 25°C: 0.1989 V vs. NHE
- Coeficiente de temperatura:
en solución 4 M de KCl: +0.09 mV/K
en solución 0.001 M de KCl: +0.75 mV/K
- No es sensible a la iluminación
- Se ha podido emplear hasta 125°C
- La solución de la unión líquida debe estar saturada con AgCl, para reducir la
formación de iones complejos solubles tales como el tricloroargéntico [AgCl3]-2.
Aparatos necesarios
Potenciostato
Un calibrador o pie de rey (vernier)
Cables varios de conexión y caimanes
Vasos de precipitados

5
Un tubo de unión líquida, preparado como se indica más adelante y que servirá como
soporte final del electrodo.
Reactivos
Solución de amoníaco concentrado
Solución de ácido acético 50 % volumen
Solución de HCl 0.1 M
Solución saturada de KCl
Alambre de plata
Procedimiento2
Prepare un tubo de unión líquida, que constituirá el cuerpo del electrodo. El tubo
puede ser de plástico o vidrio, y el material que constituirá la unión líquida debe ser
permeable a los iones, sin permitir que la solución del electrodo entre en contacto con el
exterior. En el laboratorio hemos usado con éxito materiales como piedra pómez, barro o
celofán, sellando el tubo con resina epóxica.
Limpie cuidadosamente un trozo de alambre de plata con la solución de hidróxido
de amonio concentrado, enjuague y sumérjalo en ácido acético al 50 % hasta que la plata
tenga un color casi blanco (usualmente cerca de un minuto). Enjuague con agua destilada
pero no seque.
Mida el diámetro del alambre con el calibrador, calcule el área superficial que
estará sumergida en la solución de electrólisis y catodícelo contra un ánodo de plata a una
densidad de corriente constante de 0.5 a 10 mA / cm2
(lo mejor es cerca de 5 mA / cm2
)
en HCl 0.1 M durante 30 segundos. Aleje las burbujas del alambre.
Anodice el alambre por 10-15 minutos con la misma densidad de corriente, en la
misma solución. Enjuagar.
El electrodo se prepara introduciendo el alambre en el tubo de unión líquida lleno
con solución de KCl concentrada y saturada con AgCl (basta con añadir un cristalito de
nitrato de plata). El electrodo puede tardar varios minutos, a veces horas, en obtener un
potencial estable. El envejecimiento se puede acelerar introduciendo los electrodos en un
baño María a 60 °C durante una hora.
Reporte
Investigue el potencial estándar del electrodo de plata/cloruro de plata, y compárelo
con el que obtiene experimentalmente con su electrodo. Reporte las reacciones que
ocurren en el electrodo de trabajo y en el auxiliar, y calcule el espesor estimado del
depósito de cloruro de plata obtenido. Notifique también el tipo de unión líquida que
utilizó, el material de la membrana permeable y cualquier otra observación que considere
pertinente. No tire sus electrodos, pues los necesitará en la siguiente práctica.
2 Parte del procedimiento de esta práctica se basa en el trabajo de Schulz.

6
tubo de
vidrio
plastilina
epóxica
membrana
permeable
tapón de
hule
alambre de
plata en
solución de
KCl
cable de conexión
Tubo de unión líquida Electrodo terminado

7
Práctica #3 Puentes salinos
Objetivo
Construcción de puentes salinos y evaluación experimental de sus potenciales de
unión líquida, cuando se utilizan como conectores iónicos entre dos compartimientos de
una celda electroquímica.
Teoría
El contacto entre dos soluciones de concentraciones diferentes, de iones diferentes,
o de ambos tipos, conduce a un potencial de unión provocado por la transferencia de
iones con distinta carga a uno y otro lado de la frontera interfacial. Las uniones líquidas
fueron clasificadas por Lingane en tres diferentes tipos:
1) Dos soluciones del mismo electrolito, a diferente concentración.
2) Dos soluciones de la misma concentración con diferente electrolito teniendo un ión
común.
3) Dos soluciones que no satisfacen alguno de los criterios anteriores.
Para reducir la aparición de los potenciales de unión líquida se acostumbra
comunicar la solución anódica y catódica por medio de un puente salino, que es un
sistema formado por una solución de iones que tienen aproximadamente la misma
movilidad, por lo que reciben el nombre de soluciones equitransferentes. Algunos
ejemplos de soluciones equitransferentes son:3
- KCl 1.8 M + KNO3 1.8 M
- KCl 3 M + KNO3 1 M
- RbCl 2 M
- KNO3 1.7 M + KCl 0.64 M + NaCl 0.06 M + 1ml/lt de formaldehído
Se puede usar también KCl saturado (4.16 M a 25°C), 3.8 M o 3.5 M. La solución
saturada tiene el inconveniente de la formación de cristales de KCl y su acumulación
alrededor de la unión líquida, lo que la hace poco reproducible. Los coloides y
suspensiones afectan el potencial de unión líquida cuando se realizan mediciones de pH y
en electrodos selectivos de iones, por lo que deben tomarse precauciones especiales
cuando están presentes.4
3 Citadas por Schulz, pág. 10.
4 Ibídem.

8
Reactivos y aparatos necesarios
Solución saturada de KCl
Solución de ZnSO4 0.1 M en H2SO4 0.5 M
Solución de CuSO4 0.1 M en H2SO4 0.5 M
Solución de KCl 0.1 M
Solución de HCl 0.1 M
Solución de NaCl 0.1 M
Agar en polvo
Lámina de cobre
Lámina de zinc
Un recipiente para unión líquida, construido como se indica más adelante
Medidor de pH o voltímetro de alta impedancia, plato caliente con agitación, mechero
Bunsen, termómetro, tubo de vidrio de 5 mm de diámetro (o mayor) y lima para cortarlo,
dos electrodos de referencia de Ag/AgCl preparados en la práctica anterior, vasos de
precipitado, caimanes y cables varios de conexión, un trozo de papel filtro.
Procedimiento
Prepare un puente salino de KCl añadiendo 1.0 g de agar a 50 ml de solución
saturada de KCl preparada con anticipación. Agite continuamente mientras calienta la
solución hasta que alcance una temperatura de por lo menos 85 °C y se torne clara. La
solución se vacía en un tubo de vidrio en forma de "U" y se deja solidificar formando un
gel. Para evitar la formación de burbujas, esta operación se aconseja realizarla calentando
el tubo en baño María y sacudiéndolo ligeramente. El puente salino se almacena en
solución saturada de KCl o en refrigeración para evitar su contaminación por
microorganismos.
Una vez preparado el puente salino, monte dos compartimientos de una celda
electroquímica, colocando en uno de ellos una laminilla de zinc inmersa en la solución de
cloruro de zinc y en el otro una laminilla de cobre en solución de sulfato de cobre.
Conecte la laminilla de zinc a la terminal negativa de un voltímetro o al electrodo de
referencia del medidor de pH, y la laminilla de cobre a la terminal positiva del voltímetro
o a la terminal del electrodo de vidrio del medidor de pH.
Mida el potencial de la celda utilizando el medidor de pH o el voltímetro y el
puente salino de agar. Reemplace el puente salino de agar con otro hecho de papel filtro
humedecido en solución de NaCl y mida el voltaje nuevamente. Finalmente, reemplace el
papel filtro con dos dedos de la misma mano y mida el potencial otra vez.
Construya un recipiente de unión líquida, comunicando entre sí dos recipientes
pequeños con una membrana permeable al paso de los iones (cerámica, vidrio
sinterizado, celofán, etc.). Coloque en un lado de la unión líquida a la solución de HCl 0.1
M y del otro lado a la solución de KCl 0.1 M. Introduzca un electrodo de referencia en
cada lado de la unión líquida y mida el potencial de unión con el voltímetro.

9
Lámina de
Cu
Lámina de
Zn
Puente salino
V
+ -
Membrana porosa
Recipiente de unión líquida
Cálculos y reporte
Investigue las medias reacciones de la celda electroquímica y evalúe el potencial
teórico con la ecuación de Nernst.
Haga un dibujo completo de la celda señalando el movimiento de los iones en las
soluciones y en el puente salino de agar.
Evalúe el potencial de la unión líquida teóricamente utilizando la ecuación de
Lewis-Sargent y compárelo con el obtenido experimentalmente.
Tabule todos los potenciales medidos experimentalmente y los calculados
teóricamente.
Justifique las diferencias en los potenciales observados cuando son reemplazados
los diferentes puentes salinos.

10
Práctica #4 Potenciales de electrodo
Objetivo
Construir un electrodo normal de hidrógeno y utilizarlo como referencia para
establecer una escala de potenciales de media celda.
Teoría
La reacción química global que tiene lugar en una celda electroquímica puede
considerarse como la suma algebraica de dos medias reacciones, una de oxidación y otra
de reducción. Cada media reacción corresponde a la diferencia de potencial interfacial en
el electrodo correspondiente.
Dado que no es posible determinar el potencial absoluto de un solo electrodo, pero
sí es posible determinar la diferencia de potencial entre dos de ellos, una forma
conveniente de solucionar este conflicto es seleccionar un electrodo que funcione como
referencia arbitraria para establecer una escala de potenciales de electrodo. Por acuerdo
internacional, el electrodo estándar de hidrógeno (NHE, Normal Hydrogen Electrode) se
usa mundialmente como electrodo primario de referencia.
“El electrodo de hidrógeno común está constituido de un trozo de hoja o alambre de
Pt que tenga una superficie grande (generalmente se obtiene depositando
electrolíticamente en la superficie una capa delgada de platino finamente dividido, es
decir, negro de platino) que se sumerge en una solución acuosa con actividad unitaria de
iones de H+ y saturada con hidrógeno a una presión parcial de 1 atm.”5 A este electrodo
se le asigna un potencial de 0.000 V a cualquier temperatura. A fin de ser consistentes
con respecto al signo de la diferencia de potencial, el electrodo de hidrógeno se toma
como ánodo, que es el signo que tendría si la reacción que se registra en el otro electrodo
fuera una reducción.
Aparatos necesarios
Electrodos de platino (si se va a platinar, ver más adelante)
Laminillas o trozos de hierro, cobre y cobalto
Un electrodo de calomel saturado (SCE)
Tubo de vidrio de 3-5 mm o manguera de plástico
Un tubo de vidrio con tapón de goma, que pueda contener al electrodo de platino (ver
más adelante los detalles de construcción)
Un voltímetro
5 Strobel, pág. 330.

11
Reactivos
Hidrógeno gaseoso proveniente de un tanque u obtenido por electrólisis
Soluciones amortiguadoras de pH 4, 7 y 10
Solución de HCl 1 M6
Soluciones de los siguientes pares iónicos:
0.1 M en Fe+3 y 0.1 M en Fe+2
0.1 M en Fe+2
0.1 M en Fe+3
0.1 M en Cu+2
0.1 M en Co+2
0.1 M en [Fe(CN)6]
-4 y 0.1 M en [Fe(CN)6]-3
0.1 M en I- que contenga I2 disuelto en proporción 0.01 M
Procedimiento
Si se va a usar platino platinado en el electrodo de hidrógeno, los electrodos de
platino se mantienen por 10-12 horas en mezcla crómica (dicromato de potasio disuelto
en ácido sulfúrico concentrado), después de lo cual se dejan en agua por 24 horas para
eliminar los cromatos adsorbidos. Se platina aplicando una tensión de 4 V por 10-15 min
en una solución que contiene 3 g de ácido cloroplatínico y 0.02 g de acetato de plomo por
100 ml de agua. El sentido de la corriente debe variarse cada 30 s. Los electrodos
cubiertos de un sedimento aterciopelado de negro de platino se lavan en agua, para
después catodizarlos en una solución de ácido sulfúrico al 10 % contra un ánodo de
platino, quedando así listos para usarse.7
Perfore el tapón del tubo de vidrio con dos orificios, uno lo suficientemente grande
para permitir el paso ajustado del electrodo de platino y el otro para la manguera que
conducirá el gas hidrógeno. Guíese por el siguiente esquema:
6 Se supondrá aquí que la actividad del ion hidronio en la solución 1 M de HCl es muy cercana a la unidad.
Para una discusión más amplia, véase Walton, pág. 222.
7 Este procedimiento se basa en el libro de Míschenko, pág. 436.

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conexión
eléctrica
flujo de hidrógeno
tapón de goma
platino
platinado
nivel de la solución
Electrodo de hidrógeno
El electrodo debe estar sumergido en la solución de HCl 1 M. Mida entonces el
potencial del NHE contra el electrodo de calomel. No olvide que el electrodo puede
tardar varios minutos en alcanzar el equilibrio, pues debe desalojarse el aire en el sistema
y saturarse la solución con hidrógeno antes de realizar la medición.
Coloque el electrodo de hidrógeno en soluciones amortiguadoras de distinto pH y
mida el potencial contra SCE.
Mida el potencial de los siguientes electrodos vs. SCE:
a) Pt / Fe+3, Fe+2
b) Fe / Fe+2
c) Cu / Cu+2
d) Cu / Fe+3
e) Co / Co+2 o bien Pt / Co / Co+2 (electrodo de Pt recubierto de Co)
f) Pt / [Fe(CN)6]
-4 , [Fe(CN)6]-3
g) Pt / I-, I2
Cálculos y reporte
Grafique los resultados experimentales como ENHE vs. pH e incluya la línea
teórica. Discuta las causas de posibles desviaciones.
Describa la operación del SCE incluyendo la semirreacción correspondiente. ¿Por
qué se emplea como electrodo de referencia?
El producto de solubilidad del cloruro mercuroso es 1.3E-18. Calcule y grafique el
potencial del SCE como una función de la concentración de iones cloruro desde un rango
de 1E-10 M hasta saturación. ¿Por qué se emplean soluciones saturadas en la
construcción de este electrodo?
Tabule los potenciales medidos para los pares iónicos del experimento. Establezca
una escala de potenciales de electrodo tomando como base al NHE.
Calcule G para la reacción de la celda cuando cada uno de estos electrodos se
acopla al electrodo de calomel saturado y se le permite descargarse espontáneamente.

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Escriba la reacción de la celda en cada caso. Comente sobre la reversibilidad de cada una
de las reacciones. ¿Hay alguna evidencia que indique que estas reacciones no son
reversibles?

14
Práctica #5 Curvas de polarización y cinética de electrodos
Objetivos
Obtener las curvas de polarización (curvas de corriente vs. potencial) para un par
iónico.
Obtener las gráficas de Tafel de dicho sistema y emplearlas para calcular la
constante de velocidad heterogénea para cada reacción.
Reactivos y aparatos necesarios
Solución de FeCl3 0.05 M en HCl 1 M
Solución de FeCl2 0.05 M en HCl 1 M
Solución 0.05 M en Fe+3 y 0.05 M en Fe+2 en HCl 1 M
Un electrodo de referencia de calomel (SCE)
Un vaso de precipitados
Caimanes y cables varios de conexión
Potenciostato
Calibrador o pie de rey (vernier)
Procedimiento
Seleccione uno de los electrodos de platino para utilizarlo como electrodo de
trabajo, y estime su área (puede medir el diámetro con el calibrador). No es necesario
estimar el área del electrodo auxiliar, también de platino.
Monte una celda de tres electrodos empleando como electrodo de trabajo y como
electrodo auxiliar al platino; la referencia será el electrodo de calomel. Para cada
solución, mida el potencial de circuito abierto Eoc contra calomel. Entonces, aplique al
electrodo de trabajo un rango de voltajes de ± 500 mV alrededor del valor de Eoc y mida
la corriente (entre los electrodos auxiliar y de trabajo) en estado estacionario para varios
valores del potencial aplicado. Cuando se trabaja con un multímetro digital puede
observarse que un mismo valor de la corriente varía permanentemente.8 Lo mejor es
registrar varios valores, uno cada 15-20 segundos, y después realizar la elaboración
estadística de los mismos. Asegúrese de tomar suficientes datos cerca de Eoc para poder
construír las gráficas de Tafel.
8 K. P. Míschenko et. al., pág. 342.

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Cálculos y reporte
Grafique las curvas de corriente-voltaje en estado estacionario para cada sistema.
Elabore las gráficas de Tafel para cada sistema.
Calcule la constante de velocidad de reacción heterogénea para cada reacción.
Discuta las limitaciones de estas mediciones (influencia del transporte de masa).
Calcule el coeficiente de transferencia de masa para las soluciones de ión férrico y
ferroso, y dibuje la curva corriente-voltaje que se esperaría de una solución en la que
estuvieran presentes los dos iones. Compare esta curva con la experimental obtenida para
la solución que corresponde a éstas características

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- 0 .6 0
- 0 .5 0
- 0 .4 0
- 0 .3 0
- 0 .2 0
- 0 .1 0
0 .0 0
0 .1 0
0 .2 0
0 0 .2 0 .4 0 .6 0 .8 1
Gráfica i-E
Solución mezclada Fe II-Fe III
i,mA
E, V vs SCE

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Práctica #6 Distribución de corriente y potencial
Objetivos
Observar el efecto que tiene la distribución de corriente y potencial en un depósito
metálico obtenido a distintas densidades de corriente en una celda de Hull.
Evaluación de la “potencia del depósito” (throwing power) para una solución de
cobrizado en una celda de Haring-Blum.
Teoría
La distribución de corriente y potencial en un sistema es un aspecto muy importante
que debe considerarse especialmente en las aplicaciones técnicas de la electroquímica.
Por ejemplo, en el electronivelado o acabado de superficies, la distribución de corriente
determina la variación del espesor del recubrimiento, lo cual se pretende usualmente
minimizar con el fin de obtener una superficie lo más lisa posible. Lo mismo puede
decirse del electroformado, electopulido y electromaquinado.
En el refinado electrolítico de metales la distribución de corriente y potencial
determinará, entre otros factores, la uniformidad de las capas de metal depositadas en el
cátodo. Si la distancia entre los electrodos es pequeña (lo cual es deseable para evitar
grandes pérdidas de potencia debidas a la resistencia de la solución), entonces una
adecuada distribución de corriente es fundamental para evitar que se formen
protuberancias en el metal depositado capaces de causar un posible cortocircuito. El
desempeño de ciertas baterías y reactores electroquímicos también se ve afectado por la
distribución de corriente y potencial, pues una variación local en el potencial puede
conducir a cambios de composición de los productos de reacción.
Los factores principales capaces de afectar la distribución de corriente y potencial
de un sistema son:
a) La geometría del sistema.
b) La conductividad de la solución y de los electrodos.
c) El sobrepotencial de activación (que depende de factores cinéticos).
d) El sobrepotencial por concentración (que depende de fenómenos de
transporte).
Dependiendo del sistema que se analice, la influencia de uno o más de estos factores
puede despreciarse, con el fin de introducir simplificaciones. Es costumbre distinguir
cuatro casos fundamentales:
Distribución primaria de corriente, donde se ignoran los efectos cinéticos y las
limitaciones por difusión; es decir, la influencia de los sobrepotenciales es despreciable y
solo se involucran efectos eléctricos.

18
Distribución secundaria de corriente, que toma en cuenta al sobrepotencial de
activación y los efectos eléctricos pero desprecia la influencia de los fenómenos de
transporte de masa (sobrepotencial por concentración).
Distribución terciaria de corriente, que considera los gradientes de concentración,
los efectos cinéticos y el campo eléctrico.
Distribución controlada por transporte de masa, en la cual se considera que
solamente los gradientes de concentración gobiernan la distribución de corriente.
Aparatos necesarios
Una fuente de poder (rectificador) de corriente continua, caimanes, un multímetro,
una celda Hull y una celda tipo Haring-Blum construidas como se indica mas adelante.
Reactivos
Lámina de latón y de cobre
Fenol, dextrosa, sacarosa o melaza
Solución para cobrizar en medio ácido:
CuSO4 - 5 H2O 250 g / L
H2SO4 concentrado 75 g / L
Procedimiento
PREPARACION DE LAS PLACAS DE METAL
Corte las láminas de metal con unas tijeras de hojalatero, lime los bordes de modo
que no queden salientes cortantes. Pula las placas usando pulimento comercial para
metales y estopa, tratando de lograr un acabado tan liso como sea posible. ¡ No pula sobre
las mesas del laboratorio ! Utilice una hoja de papel periódico.
Una vez pulidas las placas, colóquelas durante 5 minutos en un baño caliente y
concentrado de detergente, agitando ocasionalmente9. Saque las placas del baño con
pinzas (no las toque con los dedos), enjuáguelas con agua corriente y después con un
baño de ácido nítrico diluído por 30 segundos10. Colóquelas de inmediato en la solución
de cobrizado o de lo contrario sufrirán oxidación por el aire y será necesario repetir el
procedimiento. Lo mismo ocurrirá si las toca con los dedos.
CELDA DE HULL
Construya una celda de Hull de dimensiones pequeñas tal como la que se muestra.
Llénela con la solución de cobrizado, colocando como cátodo una placa de latón y como
ánodo una de cobre. Mantenga la temperatura entre 20-50 °C y ajuste la corriente de
modo que obtenga una densidad de corriente de 0.5-2.5 amperes por decímetro
cuadrado11.Deposite el metal durante aproximadamente 3 minutos y observe lo que
ocurre en los electrodos.
9 A sugerencia del maestro, puede usarse otra solución desengrasante, tal como hidróxido de sodio,
compuestos de amonio, etc.
10 No enjuague con ácido si necesita saber el peso de la placa (experimento de la celda Haring-Blum).
11 A valores cercanos al límite inferior se obtienen mejores resultados cuando la celda es pequeña.

19
CELDA HARING-BLUM
Construya la celda Haring-Blum como se muestra y llénela con la solución de
cobrizado. Los dos cátodos de latón deberán estar previamente pulidos, pesados y
desengrasados (en ese orden), pero no deben sumergirse en el baño de ácido nítrico, pues
perderían peso. Deposite el metal con las mismas condiciones del apartado anterior, por
un periodo máximo de 3 minutos o el tiempo necesario para obtener un depósito
uniforme, no demasiado grueso ni arborescente. Repita el experimento agregando a la
solución algún aditivo: fenol, melaza, dextrosa, sacarosa, etc. a aproximadamente 0.9 g /
L.
Cálculos y reporte
CELDA DE HULL
Se sugiere emplear una hoja electrónica de cálculo o algún programa
computacional para obtener la distribución de potencial del sistema. Consulte el capítulo
“Current distribution” de N. Ibl en las páginas 251- 254, donde se incluye una forma
discretizada de la ecuación de Laplace y las condiciones frontera a utilizar.
CELDA HARING-BLUM
Calcule la potencia del depósito utilizando la definición de la British Standards
Institution:
TP =
A −M N
/ M F
A + M N
/ M F
− 2
×100 [%]
A = b / a Razón de distancias entre los cátodos. Usualmente A 5
MN, MF Pesos del metal depositado en el cátodo más cercano y en el más lejano
respectivamente.
Recuerde que, de acuerdo a la misma, la potencia del depósito se hace 100%
cuando los pesos de metal depositados en ambos cátodos son iguales. ¿Tuvo algún efecto
la adición del aditivo en el valor de TP? ¿Y en la apariencia del depósito?

20
Figuras
12 cm
5
cm
4
cm
Altura sugerida:
7 cm
7
cm
-- +
a b
Celda Haring-Blum
Celda de Hull
Vista superior

21
Práctica #7 Cronoamperometría y Cronocoulombimetría
Objetivo
Evaluación de los coeficientes de difusión del ion bromuro en soluciones
acuosas de glicerina a diferente concentración.
Teoría
La Cronoamperometría es una técnica electroanalítica basada en la medición de
la corriente debida a difusión en función del tiempo, después de aplicarse un escalón
de potencial. Una aplicación importante de la Cronoamperometría es la evaluación
de los coeficientes de difusión de especies electroactivas en solución. Los
coeficientes de difusión son fundamentales en el establecimiento de los procesos de
transporte de masa en diferentes procesos, por ejemplo, la difusión de iones en
electrodos de baterías recargables, reactores electroquímicos y procesos de
galvanoplastia.
Sistema de estudio
El sistema de estudio consiste en soluciones de bromuro de potasio en medio ácido
con diferente concentración de glicerina, a fin de modificar la viscosidad del medio. Las
soluciones sugeridas son: 10 mM KBr, 0.1 M H2SO4, 0%glicerina, 20% glicerina, 40%
glicerina, 60% glicerina en volumen.
Reportar
Las curvas de corriente vs. tiempo para todas las soluciones y obtener las gráficas
de Cottrell. Evaluar los coeficientes de difusión del ion bromuro en cada una de las
soluciones. Graficar los coeficientes de difusión del ion bromuro obtenidos en función de
la concentración de glicerina. Llevar a cabo un escalón de potencial doble para una de las
soluciones y obtener la curva de corriente vs. tiempo correspondiente. Integrar una de las
curvas de corriente vs tiempo para un escalón sencillo de potencial y graficar la respuesta
de carga vs tiempo. Evaluar la viscosidad del medio utilizando reometría o un
viscosímetro de Oswalt.

22
Práctica #8 Voltamperometría cíclica
Objetivos
Obtener un voltamperograma cíclico para el par iónico ferrocianuro-ferricianuro e
investigar la reversibilidad del mismo sistema.
Emplear el programa computacional LabView o Virtual Bench como sistema de
adquisición de datos.
Teoría
Dentro de las técnicas electroanalíticas reversibles ocupa un lugar importante la
voltamperometría cíclica. Se emplea principalmente para caracterizar las propiedades
redox de compuestos químicos y para el estudio de mecanismos de reacción.
La técnica que empleamos en esta práctica recibe el nombre técnico de
“cronoamperometría de barrido lineal del potencial”, pero se acostumbra referirse a ella
como “voltamperometría de barrido lineal” o LSV por sus iniciales en inglés. Al
electrodo de trabajo se le aplica un potencial que varía linealmente con respecto al
tiempo, y se registra entonces la respuesta i vs. E del sistema bajo estudio.
0
tiempo
Ei
Potencial
Rampa de potencial comenzando en Ei

23
Corriente
PotencialEi Eo'
Un voltamperograma típico
Es posible aplicar una rampa lineal del potencial cuya pendiente cambie de signo al
llegar a un cierto valor E . En este caso, que corresponde a la voltamperometría cíclica,
el voltamperograma puede presentar dos picos, uno correspondiente a la reacción de
oxidación y otro a la reacción de reducción, en caso de que el sistema sea reversible.
Normalmente, los parámetros de interés que se miden en un voltamperograma son:
- La relación entre las corrientes de pico, ipa / ipc
- La separación entre los potenciales de pico, | Epa - Epc |
- Los potenciales a la mitad del pico, Ep/2
Aparatos necesarios:
Potenciostato
Computadora equipada con el software LabView, el programa Virtual Bench o algún otro
similar que permita adquisición de datos por medio de una tarjeta A/D y caja de
conexiones. LabView y Virtual Bench son marcas registradas de National Instruments.
Celda electroquímica
Electrodos de platino para usar como electrodos auxiliar y de trabajo
Electrodo de referencia (SCE, NHE o algún otro)
Tanque de nitrógeno purificado para dearear la solución
Cables varios de conexión BNC, banana y caimán
Reactivos:
Solución de ferricianuro de potasio 5 mM en nitrato de potasio 1 M
Procedimiento:
1) Ensamble la celda electroquímica y llénela con la solución de ferricianuro de potasio.
Conecte el electrodo de trabajo de platino a la entrada K1, el electrodo auxiliar de platino
a la entrada CE y el electrodo de referencia a la entrada REF. Burbujee nitrógeno durante
10 minutos en la solución para desplazar el oxígeno disuelto. Puede continuar con los
pasos 2 a 6 durante el burbujeo.

24
2) Conecte la salida marcada E1 a la terminal de entrada del eje X en el graficador o al
canal elegido para tal fin en la computadora. Conecte la salida marcada I1 a la entrada del
eje Y del graficador o computadora.
3) Ajuste los controles del electrodo K1 como sigue: desactive el control "offset
voltage". Active el control de "sweep voltage". Coloque el convertidor de corriente
"current converter" en 1mA/V o en una sensibilidad menor, por ejemplo 10mA/V para
evitar sobrecargar el sistema.
4) Asegúrese que el electrodo K1 se encuentra en modo potenciostático y gire la perilla
del aparato de modo que monitoree el potencial E1.
5) Ajuste el generador de funciones como sigue: límite superior +0500 mV, límite
inferior -0500 mV; El ajuste de la velocidad de barrido se deja para más tarde. Oprima el
botón ZERO y coloque el control SWEEP en el modo HOLD.
6) Seleccione la dirección en que iniciará el barrido del potencial (hacia arriba o hacia
abajo).
7) Coloque el potenciostato en modo NORMAL.
8) Para iniciar el experimento, desactive el botón ZERO y ponga el control SWEEP en
modo RUN.
9) En la pantalla del graficador debe trazarse un voltamperograma. Experimente con
diferentes valores de la velocidad de barrido (por ejemplo, a 10, 15 y 25 mV / s ) y
observe el efecto sobre las gráficas. Siga las instrucciones del maestro o el asistente para
almacenar los datos en un archivo de la computadora. Normalmente basta con adquirir
los datos a razón de un dato por segundo o un dato cada dos segundos, en un ciclo
completo del potencial.
Reporte
Utilizando una hoja electrónica de cálculo o algún programa similar, grafique el
voltamperograma para diferentes velocidades de barrido. Reporte para cada onda:
El potencial de pico.
El potencial a la mitad del pico.
El potencial formal del sistema.
La corriente de pico.
La corriente limitante (si se observa).
Compruebe los criterios de reversibilidad de Nernst para el sistema, tales como la
relación entre las corrientes de pico anódica y catódica, y la diferencia entre los
potenciales de pico. ¿ Es reversible el sistema ?

25

26
Práctica #9 Polarografía
Objetivo
Construir y utilizar un polarógrafo a partir de un capilar de termómetro y
cuantificar una especie electoactiva en solución.
Teoría
La polarografía es una técnica electroanalítica desarrollada inicialmente por
Heyrovsky para la medición de la tensión superficial. Actualmente se emplea como
técnica electroanalítica para determinar concentraciones de hasta 1x10-9
M de especies
electroactivas en solución. La técnica involucra el uso de un electrodo de gota de
mercurio colgante, donde se llevan a cabo reacciones de oxidación o reducción de
especies electroactivas en solución. El arreglo experimental básico de un polarógrafo,
consiste en un capilar de 10 a 20 cm de longitud y 5x10-3
cm de diámetro conectado a un
recipiente conteniendo Hg. El contacto entre el mercurio y el electrodo de trabajo se
logra por medio de un alambre de platino. El mercurio fluye a través del capilar
formando pequeñas gotas de aproximadamente 0.1 cm de diámetro. Las gotas adquieren
una forma casi esférica y caen cuando su peso es mayor que la fuerza de tensión
superficial que las mantiene unidas a la columna de mercurio. El barrido del potencial
del electrodo de gota de mercurio se hace por medio de un potenciostato. La velocidad
de barrido se fija de tal forma que cada gota tiene un potencial diferente a su predecesora
y se comporte como un experimento independiente.
La gota madura con un diámetro de 0.1 cm, cae a una frecuencia de 2 a 6 gotas/s.
Al caer la gota, la solución se agita, y reconstituye las condiciones iniciales del
experimento. Entonces, la gota naciente ofrece una superficie reactiva nueva a la
solución. La corriente detectada en el electrodo de gota de mercurio es predicha por la
ecuación de Ilkovic. Esta expresión relaciona las condiciones de crecimiento de la gota y
la ecuación de Cottrell. La ecuación de Ilkovic aparece en seguida.
6/13/2*2/1
798 tmCnDi ood =
en donde di está en amperios, oD en cm2
/s, m en mg/s, y t en segundos.

27
Procedimiento
A partir de una sección de capilar de vidrio de un termómetro de
aproximadamente 10 cm de longitud, se procede a estirar en la flama de un mechero uno
de sus extremos para formar un capilar de aproximadamente 5x10-3
cm. El capilar se
conecta a la salida de una pera de decantación en donde se coloca el mercurio que será
alimentado a la celda por medio de una manguera de hule flexible. El capilar se coloca
en una celda de tres electrodos, junto con el electrodo de referencia y el electrodo
auxiliar. El potencial de la gota de mercurio se controla por medio de un potenciostato,
asegurándose que la velocidad de barrido sea tal que cada gota tenga un potencial
diferente a su antecesora. El tiempo de vida de la gota es de 2 a 6 s. La solución de
prueba es una solución de 0.01 M de CdCl2, utilizando una solución 0.1 M de KCl como
electrolito de soporte. El potencial se barre desde el potencial de circuito abierto a
valores negativos necesarios para reducir el Cd2+
en solución.
Reporte
Reportar el polarograma de la reducción de Cd2+
en solución, la corriente límite y
el potencial medio del par iónico Cd/Cd2+
. A partir de los datos del polarograma deducir
los valores del potencial medio graficando los datos de manera apropiada. Calcular el
número de electrones intercambiados en la reacción. Comparar el potencial medio
obtenido experimentalmente con el potencial predicho por la ecuación de Nerst..
Bibliografía
Allen J. Bard, Larry R. Faulkner, “Electrochemical Methods. Fundamentals and
Applications”, John Wiley & Sons, (1980).

28
Práctica #10 Disco rotatorio
Objetivo
Utilizar la técnica de disco rotatorio para evaluar el coeficiente de difusión de una
especie electroactiva en solución y comprobar la ecuación de Levich.
Teoría
La técnica e disco rotatorio es una prueba hidrodinámica que permite controlar la
transferencia de masa en la superficie del electrodo, modificando el espesor de la capa de
difusión en función de la velocidad de giro del electrodo. Es una técnica electroanalítica
de la cual se dispone de información sobre los patrones de flujo imperantes en el disco y
las ecuaciones que gobiernan la transferencia de masa. Las aplicaciones de la técnica de
disco rotatorio incluyen: estudios cinéticos, evaluación de especies electroactivas en
solución. Experimentalmente, la técnica de disco rotatorio consiste en un disco de trabajo
montado en una flecha metálica recubierta de teflón acoplada a un motor. La velocidad
de giro del electrodo es controlado por medio de un controlador de velocidad
independiente conectado directamente al motor. El potencial del electrodo de trabajo se
controla por medio de un potenciostato y un generador de funciones en una celda de tres
electrodos.
Procedimiento
Preparar 100 ml de una solución de ferricianuro de potasio K3Fe(CN)6 en nitrato
de potasio KNO3 1 M como electrolito de soporte. La solución se coloca en un vaso de
precipitado y se introduce el electrodo de disco, el electrodo auxiliar y el electrodo de
referencia. Se conectan los electrodos al potenciostato y se emplea el mismo programa
utilizado en la práctica de voltamperometría cíclica. Es recomendable utilizar una
velocidad de barrido del potencial de 40 mV/s. Obtener un voltamperograma de la
solución quieta, enseguida proceder a variar la velocidad de rotación del disco en el rango
de 0 a 2500 RPM, se recomienda emplear raices cuadradas perfectas para la velocidad de
rotación y facilitar la representación de los datos en las gráficas de Levich, por ejemplo 0,
16, 25, 36, 49, 64, etc.
Reportar
Reportar los voltamperogramas en solución quieta y a las diferentes velocidades
de agitación ensayadas. A partir de los datos de corriente límite construir una gráfica de
Levich y evaluar el coeficiente de difusión del ion ferricianuro y compararlo con el valor
reportado en la literatura. ¿Explique por que razón en el voltamperograma en solución
quieta se observan tanto los picos de oxidación como de reducción, pero no así cuando el

29
electrodo está rotando, ¿por que solo se observa el pico de reducción?. Bosqueje el
voltamperograma que esperaría a una velocidad de 1000 RPM si se hubiera utilizado una
solución de la misma concentración de tanto ferri y ferrocianuro de potasio. Reporte el
potencial medio para el sistema.
Bibliografía
1. Notas de clase
2. “Electrochemical Methods. Fundamentals an applications” Allen J. Bard, Larry
R. Faulkner, John Wiley and Sons (1980).

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Práctica #11 Electrólisis en masa
Objetivo
Llevar a cabo una electrólisis en masa (exhaustiva) en un sistema electroquímico
que permita evaluar el factor p=moA/V, análogo a la constante de velocidad de reacción
de primer orden y la cantidad total de carga Q(t) (en coulombios) consumida durante la
electrólisis por unidad de tiempo.
Teoría
Los procesos de electrólisis en masa o exhaustivos permiten eliminar,
electrosintetizar o cuantificar una especie electroactiva en solución. Estos métodos tienen
diferencias importantes en comparación con las técnicas electroanalíticas tratadas, por
ejemplo, utilizan una relación entre el área de los electrodos y el volumen de la solución
grande A/V, lo que provoca cambios apreciables de la concentración en el seno de la
solución desde el inicio de la electrólisis. En la deducción de la expresión de la corriente
vs. tiempo para este tipo de electrólisis aparece la relación p=moA/V, análoga a la
constante de velocidad de reacción de primer orden para una cinética convencional[1,2]
.
La separación entre los electrodos es pequeña y se precisa de buena agitación para
aumentar la transferencia de masa durante la electrólisis.
La electrólisis en masa o (exhaustiva) se utiliza en electroseparaciones, remoción
de especies electroactivas en solución de manera selectiva, electrólisis de película
delgada en sistemas con relaciones A/V grandes y poca cantidad de electrolito atrapado
entre los electrodos de la celda, agotamiento de especies en solución o “stripping” en
procesos de preconcentración de materiales en volúmenes pequeños o en la superficie de
electrodos, además de, aplicaciones como técnica electroanalítica, cuantificándose la
cantidad de peso de la especie electrodepositada en la superficie del electrodo, lo que se
conoce como electrogravimetría, o la cuantificación de la carga consumida durante la
electrólisis relacionándolo con la masa de la especie electrolizada empleando la primera
ley de Faraday, lo que se conoce como coulombimetría. Cabe señalar que las técnicas
anteriores requieren de una eficiencia de la corriente del 100%.
La técnica de electrólisis en masa puede llevarse a cabo con un control del
potencial o de la corriente. El primer método es más conveniente para evitar reacciones
secundarias, sin embargo, demanda de una instrumentación más costosa como la
necesidad de utilizar un potenciostato. El método de control de corriente requiere de
equipo menos sofisticado como es el caso de un rectificador de corriente.

31
Procedimiento
Preparar 500 ml de una solución de sulfato cúprico industrial en medio ácido 0.2 M
de CuSO4 y 0.2 M H2SO4. Tomar 100 ml de la solución y diluirla al 50 % continuar el
proceso de dilución hasta preparar una serie de soluciones con las siguientes
concentraciones (0.2, 0.1, 0.05, 0.025, 0.0125, 0.00625 M). Preparar una curva de
calibración de concentración de sulfato de cobre vs. transmitancia empleando el
espectrofotómetro “Spectronic 20” a una longitud de onda de 630 nm. Construir un
arreglo de electrodos de cobre y acero inoxidable cómo se muestra en la figura anexa.
Intercalar una lámina de cobre y otra de carbón con un separador de acrílico entre ellas.
Perforar el arreglo de placas y atornillarlas en cada extremo. Enseguida, conectar los
bornes opuestos del arreglo al rectificador de corriente, las placas de cobre al cátodo y las
placas de carbón al ánodo del rectificador de corriente. Conectar un multímetro en serie
en el ánodo o en el cátodo para cuantificar la cantidad de corriente que circula en la celda
en función del tiempo. Conectar un multímetro en paralelo para medir el voltaje entre las
terminales y registrar los valores en función del tiempo. Enviar la señal de corriente y de
voltaje de los multímetros directamente a una PC con tarjeta GPIB y almacenar los datos
en función del tiempo. Colocar la celda en un vaso de precipitado con un agitador
magnético e introducir el arreglo de electrodos. Se vacía la solución de sulfato de cobre
0.2 M en la celda y se fija una densidad de corriente de 2 A/dm2
. Se toman alícuotas de
10 ml de la celda cada 10 minutos y se llevan al espectrofotómetro Spectronic 20 para
obtener su transmitancia.
Reportar
La curva de calibración para la solución de cobre en términos de absorbancia y
transmitancia. Las gráficas de la concentración de cobre y corriente vs. tiempo. A partir
de los datos experimentales obtenidos se evalua el coeficiente p=moA/V y la curva de
carga vs tiempo ¿Cómo se afectaría este coeficiente si el experimento se realizara con
una agitación más vigorosa a la utilizada? ¿Qué efectos esperaría observar en el
coeficiente “p” si se incrementara la temperatura?
Bibliografía
3. Notas de clase
4. “Electrochemical Methods. Fundamentals an applications” Allen J. Bard, Larry
R. Faulkner, John wiley and Sons (1980).
5. J. Electrochem. Soc., 139, 2806 (1992).

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Práctica #12 Electrosíntesis
Objetivo
Llevar a cabo la electrólisis de salmuera para producir cloro y sosa cáustica en una
celda electrolítica a escala de laboratorio.
Teoría
Una de las industrias electroquímicas más importantes en el mundo es la industria
del cloro-álcali debido a la demanda de sus productos: cloro, sosa cáustica e hidrógeno en
diversos procesos. Esta industria produce el cloro para la producción de PVC, en
sistemas de potabilización de agua en todas las ciudades alrededor del mundo y
compuestos clorados empleados como agentes desinfectantes como hipoclorito de sodio e
insecticidas. El hidróxido de sodio, por otra parte, se emplea en la manufactura de rayón,
la saponificación grasas para la producción de jabón y la limpieza de botellas en la
industria embotelladora. La producción de cloro involucra la oxidación del ion cloruro
en el ánodo de la celda y la reducción de agua en el cátodo generando hidrógeno. La
celda está constituida por un compartimiento anódico donde se tiene el ánodo de titanio
recubierto de óxido de rutenio, se encuentra separado del compartimiento catódico por un
diafragma de asbesto montado sobre un ensamble de acero al carbón. Durante la
electrólisis de la salmuera el cloro es colectado en el ánodo de la celda y el hidrógeno en
el cátodo. Durante la electrolisis aparecen en los compartimientos de la celda cambios
apreciables tanto de concentración como de pH de las especies presentes.
Procedimiento
Se prepara una salmuera de 50 g/l en agua destilada para utilizarse en la
electrólisis. Se prepara un diafragma de asbesto siguiendo el procedimiento descrito en la
tesis de licenciatura del estudiante Oliverio Barbosa. Se procede a armar la celda de
electrólisis. Enseguida, se conecta el ánodo de la celda y el cátodo a un rectificador de
corriente. La corriente que circula en la celda se cuantifica por medio de un electrodo en
serie. El cloro generado se lleva a un recipiente conteniendo los medidores de pH en
cada compartimiento de la celda Se utiliza un programa adquisición de datos escrito en el
programa LabView para monitorear los cambios de pH que se presentan en ambos
compartimientos de la celda.
Reportar
Los volúmenes de cloro e hidrógeno generados con el paso de una corriente y los
cambios de pH obtenidos en ambos compartimientos de la celda.

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Bibliografía
Notas de clase
“Electrochemical Methods. Fundamentals an applications” Allen J. Bard, Larry R.
Faulkner, John wiley and Sons (1980).
Oliverio Barbosa, “Tesis de licenciatura desarrollada en el laboratorio de
Electroquímica y Corrosión (1998).

34
Práctica #13 Electrorefinado de plata
Objetivo
Purificar plata hasta un 99.999 % de pureza a partir de dore por medio de
electrorefinado.
Teoría
La materia prima donde se obtiene la plata es fundamentalmente, el producto
concentrado de los barros anódicos procedentes de la refinación del cobre, así como de
otros metales no ferrosos como el plomo, níquel y zinc. La plata bruta procedente de los
baños de cobre contiene 95 % de plata y 1 a 3 % de Au, siendo el 2 % restante de plomo,
bismuto y cobre, telurio, hierro, níquel, platino y algunas cantidades de otros metales.
La plata bruta procedente de la desplatación del plomo contiene 98 % de Ag un
0.50% de Au y el uno y medio porciento de cobre, plomo y zinc. Estos metales se funden
como ánodos y se refinan electrolíticamente en un electrolito de Ag NO3-Cu (NO3)2 en
medio ácido.
Al llegar los barros a la refinería de plata se deja reposar en tanques
sedimentadores, para extraer el cobre se le tuesta ligeramente en un horno de combustible
líquido, esto provoca que todo el cobre se vuelva óxido de cobre que es lixiviado con
ácido sulfúrico al 15 % en agitadores. Después de la lixiviación, el barro se lleva a un
nuevo filtrado donde se extrae todo el cobre, para después llevarlo a los “hornos dore”,
durante el proceso de refinado en el horno se forma una escoria que se despuma y se
envía a la refinería de plomo. El antimonio es volatilizado y recuperado como polvo. El
selenio y el telurio se volatizan en parte, pero principalmente se eliminan añadiendo
flujos alcalinos, nitro y cenizas sódicas. Esto dura aproximadamente 40 hrs. De aquí se
obtiene el metal dore que contiene 98.5% de Ag, el 1% de Au y una pequeña cantidad de
impurezas metálicas. La plata dore se funde formando ánodos y es electrolizada para
separar el oro. Esto se hace en celdas Thum y Moebius.
En el sistema Thum, las pilas constan de tanques de porcelana vitrificada, o bien
de tanques de hormigón revestidos interiormente de mástique o masilla cuyo fondo,
cubierto de bloques de grafito, forma el cátodo. Los ánodos de plata dore se disponen
horizontalmente en unos bastidores de madera, encima del cátodo. Estos soportes se
cubren de lona, que actúa de diafragma e impiden la mezcla del barro de oro con el
deposito catódico. La plata se deposita en cristales que son rescatados en un tiempo
determinado. El electrolito a utilizar es una solución de nitrato de plata neutro y nitrato
de cobre, que contiene unos 60 g de Ag/l, y unos 40 g de Cu/l.
En el sistema Moebius se disponen el ánodo y el cátodo verticalmente, encerrando
los ánodos en una bolsa de lona para retener los lodos de oro. Los cátodos son láminas de
acero inoxidables, se emplean escarbadores de madera accionados mecánicamente, los
cuales separan los cristales del cátodo echándolos en cubetas. La densidad de corriente

35
en la superficie del ánodo es de 4 a 6 A/dm2, mientras que en el cátodo es del orden de
2.8 a 3.8 A/dm2. Los cristales obtenidos suelen tener una pureza del 99.999 %. Tras el
lavado se funde en grandes retortas y se les da la forma de barras.
Equipo
Rectificador de corriente
Multímetro digital
Cables y caimanes
Vaso de precipitado
Tijeras de hojaletero
Balanza analítica
Guantes
Lentes
Reactivos
Plata Dore
Lámina de acero inoxidable
Agua destilada
Procedimiento
Preparar una solución 1 molar de AgNO3. Cortar un pedazo de plata dore, medir
sus dimensiones, lavar con solución de jabón para eliminar grasa, enjuagar con agua
destilada secar y pesar en la balanza analítica. Se recorta una lámina de acero de
dimensiones similares a las de la plata. Colocar el pedazo de plata en un vaso de
precipitado envuelto en una bolsa de lona. Introducir el cátodo de acero inoxidable en la
celda permitiendo una separación de algunos cm entre ambos electrodos. Proceder a
calcular la corriente que circulará en la celda para mantener una densidad de corriente de
4.8 A/dm2
en el ánodo. Conectar el borne (+) del rectificador de corriente al electrodo de
plata (ánodo), el borne (-) al electrodo de acero inoxidable (cátodo), ajustar la corriente
en el rectificador de corriente girando la perilla central. En caso de que sea difícil leer los
valores de corriente en el amperímetro del rectificador, conecte en serie un multímetro
digital. Una vez ajustada la densidad de corriente necesaria proceda a tomar tiempo del
experimento. En un lapso de 30 min. puede observarse la formación de cristales de Ag
formarse en el cátodo de la celda. Detenga el experimento y pese el cátodo para conocer
el peso de Ag depositada.

36
Reporte
1.- ¿Que reacciones están ocurriendo en el cátodo y el ánodo de la celda?
2.- ¿Cual es el objetivo de utilizar la bolsa de lona para cubrir el ánodo de la celda?
3.- Calcular el número de colulombios circulados en la celda y evalué el peso de la Ag
depositado teóricamente, compare con los valores obtenidos experimentalmente.
4.- ¿Que efectos podrían generarse si la densidad de corriente se elevara arbitrariamente?
5.- ¿Que otro tipo de metales podrían refinarse por este procedimiento?
6.- ¿Cual es la limitación más importante de este proceso?
7.-¿Podría este proceso funcionar para purificar otros metales? En caso afirmativo
¿Cuáles?

37
Práctica #14 Titulación potenciométrica de Fe2+
con Ce4+
Objetivo
Obtener las curvas de titulación potenciométrica de Fe2+
con una solución valorada
de Ce4+
empleando como métodos de detección la técnicas: de un electrodo indicador y
dos electrodos indicadores.
Teoría
Una de las titulaciones clásicas de oxidación–reducción es la determinación de Fe2+
por medio de una titulación con una solución estándarizada de Ce4+
. La reacción global
aparece a continuación
Fe2+
+ Ce4+
= Fe3+
+ Ce3+
Normalmente, este tipo de titulaciones se lleva a acabo en un medio ácido a
concentraciones de 0.5 M o mayores. La presencia de cantidades elevadas de ácido es
necesaria para reprimir la reacción del Ce4+
, promover la reacción rápida entre Fe2+
y
Ce4+
y además favorecer la solubilidad del Fe2+
.
En las titulaciones potenciométricas se mide la diferencia de potencial entre un
electrodo indicador y un electrodo de referencia y se gráfica en función del volumen de
titulante añadido. El electrodo indicador es de platino y el electrodo de referencia
comúnmente es un electrodo de calomel saturado (SCE). El potencial del electrodo de
platino depende de la relación de agente oxidante y reductor presente en la solución. Por
otra parte, el electrodo de calomel tiene un potencial constante a lo largo de la titulación.
Para evitar contaminaciones del electrodo de calomel es conveniente mantenerlo aislado
de la solución titulada. El contacto se establece a través de un puente salino. El potencial
medido se obtiene directamente por medio de un multímetro digital, para un sistema de
un solo electrodo indicador la medición corresponde a la diferencia entre el electrodo
indicador y el electrodo de referencia:
Emedido = Eind – Rref
Las curvas de titulación potenciométrica pueden calcularse a partir de la ecuación
de Nernst y una tabla de potenciales estándar. En cualquier punto durante la titulación el
Ce4+
reacciona con Fe2+
de acuerdo a la reacción de arriba señalada de manera completa y
se alcanza un equilibrio.

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Procedimiento
Preparar 100 ml de una solución 0.01M de Fe2+
en 0.5 M H2SO4 y 100 ml de una
solución 0.020 M de Ce4+
. Colocar la solución valorada de Ce4+
en una bureta y la
solución de Fe2+
en un vaso de precipitado con agitación. Adaptar los métodos de
detección del punto de equivalencia potenciométrico de un electrodo indicador y de dos
electrodos indicadores.
Efectuar la titulación añadiendo volúmenes pequeños de solución de Ce4+
de
aproximadamente 0.5 ml a la solución de Fe2+
agitada por medio de una barra magnética.
Medir la diferencia de potencial entre el electrodo indicador y el electrodo de referencia
por medio de un multímetro digital. Repetir la misma titulación empleando el sistema de
detección de dos electrodos indicadores. Tabular los datos de potencial vs. el volumen de
titulante añadido.
Reportar
Medir los potenciales de equilibrio utilizando un electrodo de referencia acoplado a
un electrodo indicador de platino de las soluciones de Fe2+
y Ce4+
. Reportar las curvas de
titulación del sistema empleando los dos métodos potenciométricos de detección del
punto de equivalencia (uno y dos electrodos indicadores). Evaluar la constante de
velocidad de reacción entre Fe2+
y Ce4+
. Calcular el potencial teórico en el punto de
equivalencia para la titulación de Fe2+
y Ce4+
empleando las ecuaciones de Nerst de
ambas especies y resolviendo simultáneamente.

39
Práctica #15 Titulación de una mezcla de haluros
Objetivo
Obtener las curvas de titulación potenciométrica de una mezcla de haluros
empleando una solución valorada de nitrato de plata
Teoría
En las titulaciones potenciómetricas se mide la diferencia de potencial entre un
electrodo indicador y un electrodo de referencia y se gráfica el potencial en función del
volumen de titulante añadido. El objetivo del procedimiento es detectar el punto de
equivalencia, aunque también puede emplearse en la determinación de constantes de
disociación de ácidos débiles, información termodinámica y constantes de
acomplejamiento. La técnica tiene la ventaja sobre las titulaciones convencionales de que
pueden titularse sustancias coloreadas al no requerirse de indicador.
El electrodo indicador normalmente es de platino, aunque también puede ser de
otro tipo de metal, por ejemplo, plata para las titulaciones de halógenos. El electrodo de
referencia comúnmente empleado es el de calomel saturado (SCE). El potencial del
electrodo indicador depende de la relación de agente oxidante y reductor presente en la
solución. Por otra parte, el electrodo de calomel mantiene un potencial constante a lo
largo de la titulación. Esto permite observar las variaciones del potencial conforme se
agrega el titulante. Para evitar la contaminación del electrodo de calomel se mantiene
éste en un recipiente aislado de la solución titulada. El contacto se establece a través de
un puente salino. El potencial se mide por medio de potenciómetro en la escala de mV o
un multímetro digital.
Procedimiento
Determinación de cloruros
Colocar 25 ml de una solución 0.02 M de cloruro de potasio en un vaso de
precipitado de 250 ml conteniendo un agitador magnético. Adicionar aproximadamente
75 ml de una solución amortiguadora de 0.6 M ácido acético y 0.6 M acetato. Colocar un
electrodo de plata sumergido previamente en una solución de ácido nítrico concentrado y
enjuagado con agua destilada completamente. Utilizar un electrodo de calomel saturado
como electrodo de referencia. Colocar el electrodo de referencia en un recipiente
independiente y conectarlo a la celda por medio de un puente salino de agar. Medir la
diferencia de potencial entre el electrodo indicador y de referencia empleando un
potenciómetro con la escala de mV o un multímetro digital.
Titular la muestra con una solución estándar de nitrato de plata, registrando el
potencial del electrodo indicador después de cada adición del titulante. Adicionar

40
volúmenes de titulante relativamente grande (1 a 3 ml) al principio de la titulación,
esperar hasta que el potencial no varié más de 1 a 2 mV por minuto antes de adicionar la
nueva porción de titulante. Cerca del punto de equivalencia de a titulación, adicionar
volúmenes de 0.1 ml. Continuar la titulación al menos 1 ml más haya del punto de
equivalencia. Determinar el punto de equivalencia por medio de un procedimiento
gráfico o analítico.
Determinación de bromuro
Repetir el procedimiento descrito anteriormente usando 25 ml de una solución de
bromuro de potasio 0.02 M en lugar del cloruro de potasio
Determinación de una mezcla de cloruros y bromuros
Repetir el procedimiento usando una mezcla de 10 ml de cloruro de potasio 0.02 M
y 10 ml de una solución 0.02 M de bromuro de potasio.
Reportar
Las curvas de titulación para el cloruro, bromuro y la mezcla de halógenos.
Tabular los datos de las titulaciones. Para cada titulación, comparar el número de
milimoles de haluro encontrado con el número de milimoles tomados para el análisis. En
el caso de la mezcla de haluros, calcular los milimoles de bromuro del volumen de nitrato
de plata necesario para la primer deflexión en la curva de titulación, calcular los
milimoles de cloruro de la diferencia en volumen entre la primera y segunda deflexión en
la curva, y calcular la suma de las cantidades de bromuro y cloruro del volumen total de
titulante para alcanzar la segunda inflexión. Calcular los errores de la titulación. Obtener
la expresión que rige el potencial de la celda, expresarla en función de la concentración
de ión plata.

41
Práctica #16 Potenciometría de un electrodo
Objetivo
Utilizar la técnica de potenciometría ordinaria de un electrodo para determinar el
peso equivalente y la constante de disociación de un ácido débil desconocido.
Teoría
Existen varios métodos electrométricos que permiten detectar el punto de
equivalencia en las titulaciones convencionales. Estos métodos pueden clasificarse en a)
métodos potenciométricos, en los que se mide el potencial del electrodo indicador, y b)
métodos amperométricos, en los que se monitorea la corriente en el circuito del electrodo
indicador.
Dentro de los métodos potenciométricos podemos distinguir:
- Potenciometría de un electrodo: Involucra la medición del potencial de un electrodo
indicador polarizable con respecto a un electrodo de referencia no polarizable, tanto en
circuito abierto como aplicando una corriente anódica o catódica pequeña en el electrodo
indicador.
- Potenciometría de dos electrodos: Involucra la medición de las diferencias de potencial
entre dos electrodos polarizables cuando se aplica entre ellos una corriente constante
pequeña. Generalmente se emplean dos electrodos idénticos, del mismo material y del
mismo tamaño.
En esta práctica se pretende seguir potenciométricamente el curso de una titulación
con hidróxido de sodio de un ácido débil desconocido, graficar los datos y reportar el
peso equivalente y la constante de ionización del ácido débil. Se usará la técnica de
potenciometría con un electrodo, en la que el electrodo indicador corresponde a un
electrodo de vidrio sensible a los cambios de concentración del ion hidronio.
Aparatos necesarios
Un potenciómetro o medidor de pH con sus electrodos, balanza analítica, soporte
universal, bureta, vasos de precipitados, agitador magnético y pinzas para bureta.
Reactivos
Soluciones amortiguadoras de pH 4, 7 y 10 para calibrar el medidor de pH.
Hidróxido de sodio o potasio aproximadamente 0.1 N, previamente estandarizado. La
solución puede estandarizarse rápidamente contra ftalato ácido de potasio (KHP)
previamente desecado a 110°C por dos horas o que haya permanecido en un desecador
químico por lo menos 24 horas.
Alguno de los siguientes ácidos débiles solubles en agua, que se utilizarán como

42
problema: ácido oxálico, fosfórico, cítrico, ascórbico (vitamina C), tartárico, etc.
Procedimiento12
Obtenga una muestra del problema de ácido débil y si es necesario séquela.
Suponga que el peso equivalente del ácido es aproximadamente 100, a menos que se le
indique otra cosa, y calcule el peso de la muestra que se neutralizará con menos de 40 ml
de hidróxido de sodio valorado.
Pese entonces la muestra (o en su caso tome una alícuota) y disuélvala en
aproximadamente 50 ml de agua destilada, en un vaso de precipitados.
Calibre el medidor de pH utilizando las soluciones amortiguadoras y siguiendo las
instrucciones que se le proporcionen. Mientras no utilice el electodo indicador, colóquelo
en solución saturada de KCl.
Enjuague los electrodos con agua destilada y sumérjalos en el vaso de precipitados
que contiene la solución del ácido débil. Mida el pH y anótelo donde diga 0 ml de
titulante en su libreta.
Titule potenciométricamente con la solución valorada de NaOH 0.1 N. Agregue
incrementos grandes de base al principio. Conforme se acerque al punto final, añada
incrementos más pequeños y por último porciones de una o dos gotas, agregando por lo
menos 5 ml de titulante después de haber alcanzado el punto final. Mantenga una
agitación constante con ayuda del agitador magnético.
Cálculos y reporte
Grafique la curva de titulación del ácido problema como pH vs. ml de NaOH
agregados.
Localice el punto de equivalencia usando el criterio de la primera y/o el de la
segunda derivada de la curva de titulación, y grafíquelas.
Calcule el peso equivalente del ácido desconocido, y si conoce el número de
hidrógenos, determine su masa molecular.
Encuentre la(s) constante(s) de ionización del ácido, tomando en cuenta que el pH
al 50 % de neutralización corresponde al pKa del ácido (demuéstrelo).
12 El procedimiento de esta práctica se basa en el libro de Fritz y Schenk, págs. 707-710.

43
3020100
2
4
6
8
10
12
pH
Titulación de vitamina C
ml NaOH

44
Práctica #17 Medición de pH en diferentes medios
Objetivo
Extraer un colorante natural a partir de col morada y utilizarlo como indicador de
pH de diferentes medios y comparar las mediciones empleando un electrodo de vidrio y
un medidor de pH.
Teoría
Un indicador es una sustancia química que experimenta un cambio de color al
cambiar la acidez del medio en donde se encuentra. Esto permite determinar fácilmente
el pH sin necesidad de hacer una medición formal. Existen muchos productos naturales
que pueden utilizarse como indicadores, ejemplos de tales sustancias son, los colorantes
de flores, frutas o algunas legumbres. En esta práctica se pretende extraer y utilizar un
colorante natural proveniente de la col morada y detectar los cambios de color que
experimenta en medios de diferente pH.
La medición del pH se hace por medio de un electrodo de vidrio. El cual está
constituido por dos electrodos de referencia colocados en el cuerpo del electrodo
separados por una membrana de vidrio borosilicato con un contenido elevado de sodio.
Se mide la diferencia de potencial a través de la membrana de vidrio por medio de los dos
electrodos de referencia. La diferencia de potencial resulta cuando la membrana de
vidrio de borosilicato intercambia átomos de sodio con iones hidrógeno en la solución.
Existe un movimiento de carga a través de la membrana por medio de átomos de sodio,
son estos iones los que establecen la comunicación entre la solución de prueba y el
compartimiento de referencia. Dentro del bulbo de vidrio existe un electrodo de
Ag/AgCl que sensa el potencial en esa fase. El potencial de la solución exterior se
determina por medio de otro electrodo de Ag/AgCl conectado hacia el exterior a través de
una membrana permeable.
Procedimiento
Conseguir una col morada y hervirla en agua para extraer el colorante, también se
pueden utilizarse pétalos de rosa o betabel. El colorante extraído se separa en tres partes
y se adiciona a cada uno de ellos una solución de ácido diluido como vinagre, una
sustancia neutra y una sustancia alcalina como hidróxido de potasio diluido. De manera
independiente se conecta el electrodo de vidrio al medidor de pp., se coloca las
soluciones amortiguadoras de 4, 7 y 10 en vasos de precipitado y se sigue la rutina de
calibración señalada en el manual del equipo. Se introduce el electrodo de vidrio en cada
una de las soluciones de prueba y registra en una tabla el pH obtenidos. Algunas
sustancias recomendadas para la prueba pueden ser productos de uso cotidiano como
shampoo para el pelo, refrescos de cola, leche, sal de uvas, melox, vinagre, etc.

45
Reportar
Una tabla de pHs de todas las sustancias ensayadas. Comentar acerca de los
valores de pH de productos como la leche, la coca cola, shampoo, etc. ¿Qué determina el
pH de la coca cola?

46
Práctica #18 Amperometría de dos electrodos
Objetivos
Conocer la técnica de amperometría de dos electrodos y aplicarla en una titulación
yodométrica directa.
Emplear la técnica de amperometría de dos electrodos para obtener la
concentración de hipoclorito de sodio en un blanqueador comercial, determinada por
yodometría indirecta.
Construír el circuito eléctrico necesario para llevar a cabo las titulaciones.
Teoría
La amperometría de dos electrodos es una técnica electrométrica que se emplea
para detectar el punto final de muchos tipos de titulaciones. Se basa en imprimir una
diferencia de potencial muy pequeña (del orden de milivoltios) a dos electrodos
indicadores inertes. La corriente se monitorea en el transcurso de la titulación, y
dependiendo de las características de reversibilidad de las reacciones involucradas, se
obtienen distintos tipos de curvas que permiten determinar el punto final del análisis.
En esta práctica se realizará una titulación biamperométrica de yodo con tiosulfato
de sodio. La pareja yodo/yoduro es reversible electroquímicamente, mientras que la
pareja tiosulfato/tetrationato no lo es. El plan general para determinar un agente oxidante
mediante una titulación de este tipo es:
A ox +I−( exceso ) → A
red
+I
2
I
2
+ 2 S
2
O
3
−2
→ 2 I
− + S
4
O
6
−2
“El yodo formado en la primera reacción es equivalente a la cantidad de agente oxidante
en la muestra que se analiza. En esta reacción, el yoduro (que se añade en forma de
yoduro de potasio o yoduro de sodio) se encuentra en gran exceso y no es una solución
estándar. El yodo formado se titula con solución estándar de tiosulfato de sodio y los
iones yoduro y tetrationato se forman como productos de la titulación.”13
La especie “escasa” es el yodo, mientras que el yoduro se encuentra en exceso.
Mientras exista el par iónico yodo/yoduro, en un electrodo se oxidará yoduro a yodo,
mientras que en el otro ocurrirá la reacción opuesta. Esto mantendrá fluyendo una
corriente en el circuito. Sin embargo, conforme agregamos tiosulfato con la bureta se
lleva a cabo la reacción:
13 Fritz y Schenk, pág. 333.

47
I2 + 2 S2 O 3
−2
→ 2 I
− + S 4O 6
−2
de modo que la cantidad total de la especie I2 disminuirá continuamente. Como el par
tiosulfato/tetrationato es irreversible, en el punto de equivalencia la corriente llegará a un
mínimo, y ya no aumentará más con la adición de titulante. Es por ello que algunas veces
a este método de detección del punto final se le conoce como “punto muerto”.
En el primer experimento se determinará la cantidad de yodo presente en una
muestra de tintura de yodo, utilizada como antiséptico (yodometría directa). En el
segundo experimento, se seguirá el esquema general mostrado anteriormente para
determinar la cantidad de hipoclorito de sodio presente en un blanqueador para ropa
(titulación indirecta de yodo).
Aparatos necesarios
Un multímetro capaz de medir corrientes en microamperios
Balanza analítica
Soporte universal
Pipetas graduadas de 2 ó 5 ml
Bureta y pinzas para bureta
Agitador magnético
Un circuito eléctrico que permita aplicar entre los electrodos una diferencia de potencial
constante de 0.1-0.2 V. Se sugiere un arreglo sencillo14 que funciona a base de baterías, y
para el cual se necesitarán:
- Dos baterías AA de 1.5 V cada una
- Una resistencia de 100 K
- Un potenciómetro (resistor variable) de 10 K
- Caimanes, soldadura y cables de conexión
14 Consúltese la obra de Strobel, pág. 702, y la obra de Walton, pág. 265 para observar circuitos
alternativos.

48
100 Kž
10 Kž
3 V
celda
electrolítica
Circuito para la
titulación amperométrica
Reactivos
Acido clorhídrico concentrado
Yoduro de potasio
Tintura de yodo
Blanqueador para ropa
Solución 0.01 N de tiosulfato de sodio, que se prepara disolviendo 0.2482 g de Na2S2O3-
5H2O en agua y aforando a 100 ml. La solución debe ser estandarizada contra óxido
arsenioso o contra yodo (ambos son estándares primarios). Si se desea estandarizar contra
yodo, disuelva 1.5-2.0 g de KI en 50 ml de agua destilada; agregue a la solución 0.6345 g
de yodo resublimado pesados con exactitud de miligramos y afore a 100 ml. Etiquete la
solución como “yodo 0.05 N” y embotéllela en un recipiente color ámbar. Proceda
entonces a valorar el tiosulfato.
Procedimiento
EXPERIMENTO #1: ANALISIS DE LA TINTURA DE YODO
Mida con la pipeta 1 ml de tintura de yodo comercial y viértala en un vaso de
precipitados donde se hayan colocado previamente los electrodos de platino. Agregue
agua destilada suficiente para cubrir los electrodos, adicione 2 gotas de HCl concentrado
y coloque sobre el agitador magnético.
Coloque las baterías al circuito eléctrico y mida el potencial entre las terminales
utilizando un voltímetro sensible. Gire el cursor del potenciómetro hasta que el aparato
registre una diferencia de potencial de 0.1-0.2 V y aplique entonces dicha diferencia de
potencial a los electrodos de platino de la celda electroquímica. Conecte el amperímetro

49
en serie con el circuito con el fin de monitorear la corriente que circula por los electrodos.
Es sumamente importante recordar que el amperímetro debe conectarse en serie, pues si
por error se conectara en paralelo podría dañarse irreversiblemente.
Titule el yodo agregando incrementos iguales (por ejemplo, de 0.5 ml) de la
solución de tiosulfato de sodio 0.01 N. Mida la corriente después de agregar cada
incremento y anote los datos de corriente y volumen de titulante. El punto de
equivalencia se encontrará cuando la corriente registre un mínimo y se mantenga en dicho
valor sin importar las subsecuentes adiciones de titulante.
EXPERIMENTO #2: DETERMINACION DE HIPOCLORITO EN UN
BLANQUEADOR
Pipetee 2 ml de blanqueador y diluya con agua destilada hasta completar 100 ml de
solución. Tome una alícuota de 2 ml de la solución anterior, colóquela en un vaso de
precipitados que contenga agua destilada suficiente para cubrir los electrodos y agregue
2-3 g de KI. Acidifique la solución añadiendo 3-5 gotas de ácido clorhídrico concentrado
y titule con tiosulfato siguiendo las indicaciones del experimento anterior.
Cálculos y reporte
EXPERIMENTO #1
Reporte la cantidad de yodo presente en la muestra como gramos de yodo por cada
100 ml de tintura. Compare sus resultados con el análisis mostrado en la etiqueta del
producto y justifique las diferencias encontradas, si las hay.
EXPERIMENTO #2
Determine el porcentaje de hipoclorito de sodio en el blanqueador (gramos de
NaClO/gramos de blanqueador) y compárelo con el “porcentaje de cloro activo” que se
expresa en la etiqueta. Considere que la densidad de la solución de blanqueador es 1
g/cm^3.
PROYECTO
Construya el circuito eléctrico que se muestra y adáptelo a alguna base, gabinete o
caja con el fin de conseguir la mejor presentación posible del aparato. Procure darle un
“aspecto comercial”. Preséntelo con su instructor al momento de entregar su reporte y
compruebe su funcionamiento con un voltímetro.

50
PREGUNTAS
Justifique el empleo del tiosulfato de sodio como agente “anticloro” en los acuarios.
¿Qué esperaría que ocurra al pH del agua al agregarle tiosulfato de sodio, si ésta contiene
cloro disuelto?15
La sal de mesa contiene yodato de potasio como fuente de yodo para el ser humano.
Sabiendo que el ion yoduro es oxidado a yodo por el ion yodato de acuerdo a la reacción:
IO 3
−
+5 I
− + 6 H
+ → 3 I2 + 3 H2O
proponga un método de análisis para determinar la cantidad de KIO3 presente en una
muestra de sal de mesa.
- 5 .0 0
0 .0 0
5 .0 0
1 0 .0 0
1 5 .0 0
2 0 .0 0
0 2 4 6 8 1 0 1 2
Titulación amperométrica de yodo
con tiosulfato de sodio 0.01 N
i,µA
V, ml
15 Para responder esta pregunta puede consultar el libro de Nekrásov, pág. 252.

51
Práctica #19 Baterías
Objetivos
Establecer la curva de descarga de un acumulador de plomo ácido en función del
tiempo y su densidad de corriente, ensayar conexiones en serie y en paralelo para
modificar voltajes y corrientes disponibles en una celda.
Teoría
Una batería secundaria o celda de almacenamiento es una celda galvánica que
puede restablecerse o recargase repetidamente a sus condiciones originales. De las celdas
de almacenamiento el acumulador de plomo ácido es el de uso más común. Todos los
automóviles de combustión interna utilizan un acumulador de plomo ácido para arrancar.
La FEM que desarrolla este tipo de celdas es de aproximadamente 2.2 V. Los electrodos
del acumulador de plomo ácido están compuestos inicialmente de los mismos materiales.
Una pasta consistente de una combinación de óxidos de plomo y ácido sulfúrico
presionados en una rejilla hecha de plomo. Estos son inmersos en una solución de ácido
sulfúrico y es pasada una corriente directa a través de la celda. El cátodo se transforma
en un plato de plomo esponjoso y el ánodo en dióxido de plomo. Las placas tienen un
área elevada y son puestos cerca uno de otro para tener mejor conducción y una
resistencia interna pequeña, de alrededor de 0.001 Ù.
Durante el ciclo de descarga la energía química se transforma en energía eléctrica.
Tanto el cátodo como el ánodo son convertidos a sulfato de plomo y agua. La acción
química se resume en las siguientes ecuaciones:
Pb + SO4
= = PbSO4 + 2e-
2H+ + PbO2 + H2SO4 + 2e- = PbSO4 + 2H2O
___________________________________________
Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O (reacción en la celda)
Durante el ciclo de carga, la energía eléctrica es convertida a energía química y la
celda es restablecida. La acción química se resume en las siguientes ecuaciones:
PbSO4 + 2e- = Pb + SO4
=
PbSO4 + 2H2O = PbO2 + H2SO4 + 2 H+ + 2e-
________________________________________________
2PbSO4 + 2H2O = Pb + PbO2 + 2H2SO4

52
Se observa que la reacción en la celda es el inverso de la reacción en la descarga.
Las dos reacciones pueden escribirse como una reacción
Equipo
Múltimetro digital
Cables con caimanes
Cargador de baterías
Computadora con sistema de adquisición de datos experimentales
Programa LabVIEW
Programa Virtual Bench, Data Logger
Foco de 2 V
Resistencia de 10
Reactivos
Placas de Pb y PbO2 rescatadas de un acumulador de plomo
Solución 1 M de H2SO4
Procedimiento
Preparar una solución de H2SO4 con una gravedad específica de 1.3. A partir de
las placas de Pb/PbO2 rescatadas del acumulador recortar con una tijera de hojalatero un
pedazo de aproximadamente 5 cm de lado y pesarlo. Cortar un total de 10 placas de las
mismas dimensiones. Proceder a pesar cada placa y a etiquetarla para su identificación
posterior. Colocar las placas en un recipiente de plástico de proporciones adecuadas para
ser acomodadas de manera vertical. Verter la solución de ácido sulfúrico y a las placas y
medir inmediatamente la diferencia de potencial entre dos placas así como la temperatura.
Proceder a conectar por medio de un cable con caimanes una resistencia de 100 entre
dos placas para descargarlas.
En las terminales de la resistencia se colocan dos cables con caimanes para
monitorear la diferencia de potencial inicial y seguir el proceso de descarga en función
del tiempo. Para tener el registro del potencial en función del tiempo se conectan loas
alambres con caimán al canal 3 y 4 del sistema de adquisición de datos experimentales
(SCB-68) NI. La adquisición de los datos de voltaje en función del tiempo de descarga se
efectúa usando el programa Data Logger. Se Conecta un multímetro digital en serie para
medir la corriente que circula en la celda. A partir de los datos de corriente, potencial y
peso de las placas se establece la densidad de corriente de la batería. Una vez
descargadas las placas éstas son recargadas nuevamente mediante un cargador de
baterías. Tome el tiempo de carga de la batería hasta el momento de observar
desprendimiento de gases en los electros de las baterías. Mida la caída de potencial en
los bornes en función empleando un multímetro digital.
Conectar una serie de tres celdas en serie y medir la diferencia de potencial
mediante el multímetro digital, conectar una diferencia de descarga y medir la cantidad
de corriente circulando en la celda. Hacer una conexión en paralelo y medir la diferencia
de potencial y la corriente en la celda.

53
Reportar
Las reacciones ocurriendo en la celda en el proceso de descarga y carga de la
batería, la curva de descarga en función del tiempo. La densidad de corriente de la
batería. Los valores de corriente y potencial observados al conectar las baterías en serie y
en paralelo. De una representación simplicada del acumulador de plomo y evalué la FEM
teórica esperada. Evalué también la densidad de energía esperada en función del peso de
plomo y óxido de plomo empleados en el experimento. Cuales son los factores que
pueden determinar el decaimiento del acumulador de plomo.

54
Práctica #20 Electrodo detector de O2
Objetivo
Construir un electrodo sensor de oxígeno del tipo Clark utilizando una membrana de
teflón y acetato.
Teoría
El electrodo sensor de oxígeno fue desarrollado por Clark en 18XX. Es un
electrodo cuyo funcionamiento depende directamente de una membrana permeable al
oxígeno. Esta formado por dos electrodos uno de Ag/AgCl y otro de platino. Entre
ambos electrodos se aplica una diferencia de potencial con una fuente de poder exterior o
una batería. El oxígeno que se difunde a través de la membrana que normalmente
esacetato de celulosa “celofán” o de teflón reacciona en el electrodo de plation formando
peróxido de hidrógeno. La cantidad de oxígeno se detecta a partir de la medición de la
corriente de oxidación de O2 a peróxido de hidrógeno. La medición de la corriente se
hace directamente por medio de un multímetro digital. La membrana de polímero
determina la selectividad para la detección de oxígeno en particular. Otras membranas
permten sensar gases como CO2 y SO2, aunque la medición es directamente de cambios
el el pH del medio inducidos por el paso del gas que se desea detectar a través de la
membrana.
Procedimiento
Se prepara un electrodo de Ag/AgCl de acuerdo al procedimiento descrito en el
experimento 3. Enseguida se introduce dentro de un tubo de ensayo a l cual se ha limado
la parte inferior. Se coloca alrededor de la abertura un pedazo de cinta de teflón y se
ajuata por medio de una liga. En el interior se coloca una solución saturada de cloruro de
potasio. Se coloca un tapón. Los extremos del electrodo de platino y de Ag/AgCl se
conectan a una fuente de poder regula o una batería. La diferencia de potencial entre los
electrodos es de –0.6 V. El multímetro se conecta en serie para medir la cantidad de
corriente que circula en la celda. Para calibrar se utiliza agua destilada a diferentes
temperaturas. Se utilizan datos reportados en la literatura para hacer una curva de
calibración O2 vs. corriente. Hay que tomar en cuenta que los datos están dados a una
presión absoluta de 760 mm de Hg. Para hacer la corrección es necesario calcular la
presión parcial multiplicando la presión total del lugar por la fracción mol del aire (0.21).

55
Reportar
La curva de corriente vs. temperatura del agua. La curva de calibración de O2 vs.
temperatura del agua. Las mediciones de la concentración de O2 en agua de la llave y
una solución de agua con fructuosa.

56
Práctica #21 Electrodo detector de tensoactivos
Objetivo
Preparar un electrodo sensor de tensoactivos empleando una membrana de PVC.
Teoría
Un tensoactivo o surfactante es una molécula amfifílica que se caracteriza por
tener una parte polar y otra no polar en la misma molécula. Ejemplos de este tipo de
moléculas son los jabones y detergentes, asimismo, cristales capaces de formar cristales
líquidos y paredes celulares. Es importante contar con mediciones de tensoactivos es
particular en medios contaminados como sonda para detectar el tipo de estructura
molecular presente. Los electrodos de tensoactivos permiten detectar la concentración
crítica micelar de sistemas amfifílico.
Procedimiento
Preparar una membrana selectiva a partir de polvo de PVC y un poco del
tensoactivo que se desea detectar. Se incorpora en la membrana un poco de plastificante
ftalato de di-octilo para evitar que la membrana se vuelva quebradiza. Una vez preparada
la membrana se coloca en un tubo de ensaye al cual se le ha removido la parte inferior.
Se coloca la membrana en un extremo. En la parte interior se colocan dos electrodos de
Ag/AgCl a los cuales se les aplica una diferencia de potencial. Se prepara una serie de
soluciones de diferente concentración y se mide el voltaje desarrollado ente ellas. Se
prepara una curva de calibración se prepara una solución de concentración desconocida
par probar el sensor.
Reportar
Las curvas de calibración del electrodo sensor voltaje vs. concetración de
tensoactivo.

57
Práctica #22 Recubrimiento de cobre alcalino
Objetivo
Realizar un recubrimiento electrolítico de cobre por el método alcalino.
Teoría
Los recubrimientos electrolíticos de cobre son relativamente sencillos de obtener, y
son empleados con mucha frecuencia como una etapa preliminar antes de recubrir con
cualquier otro metal al sustrato. El cobre permite la adherencia de los recubrimientos de
metales más valiosos tales como níquel, plata, cromo y algunos otros, por lo que se
emplea extensamente como paso intermedio en procesos de electroplateado más
complejos.
Al salir del baño galvánico, los depósitos de cobre son brillantes y de color rojo.
Fácilmente se opacan al contacto con el aire, por lo que se recomienda secar las piezas en
cuanto salen del baño y pulirlas con algún producto que deje una capa protectora que
impida la oxidación del recubrimiento.
Se conoce un gran número de fórmulas para preparar soluciones de cobrizado
electrolítico; se acostumbra nombrarlas por grupos, tales como los baños de cobre ácido
(como el que se empleó en la práctica de distribución de corriente y potencial), de cobre
alcalino, de cianuro, de fluoborato, de pirofosfato y otros. Cada uno de ellos puede
encontrarse descrito a fondo en la bibliografía sobre el tema.
Aparatos necesarios
Un rectificador por medio del cual pueda controlarse la corriente y el voltaje,
caimanes, termómetro, parrilla eléctrica y un recipiente que servirá de celda electrolítica.
Reactivos
Lámina de cobre (ánodo).
Lámina de latón (cátodo).
Solución de cobrizado en medio alcalino:
Cu(CN)2 11.25 g
KCN 21.25 g
KOH 5 g
Sal de Rochelle16 11.25 g
Las cantidades son para preparar 250 ml de solución.
16 Tartrato doble de sodio y potasio, llamado también sal de Seignette.

58
Procedimiento
Limpie la superficie de acuerdo con las instrucciones generales que se mencionan
al principio de esta sección de prácticas y proceda al electrorrecubrimiento, teniendo
cuidado de no tocar el metal con los dedos (utilizar pinzas).
OBTENCION DEL RECUBRIMIENTO DE COBRE
Monte una celda electrolítica de tamaño apropiado para contener aproximadamente
250 ml de solución. Coloque como ánodo una placa de cobre previamente preparada
como se indicó, y como cátodo una placa de latón. Las condiciones recomendadas para el
recubrimiento son:
pH 8-10
j, A/dm2
1-3, mejor el valor inferior
Agitación favorable, con aire
Temperatura, °C 45-60
Tiempo, min 3
Saque las placas del baño galvánico, enjuáguelas con agua, séquelas con una toalla
de franela suave y si lo desea púlalas.
Reporte e investigación
Investigue que sustancias químicas se emplean como aditivos para mejorar la
apariencia de los depósitos de cobre (abrillantadores, agentes tensoactivos, etc.). Si es
posible, someta alguno a prueba y obtenga sus propias conclusiones sobre su efectividad.
Consulte la bibliografía apropiada y reporte las fórmulas de por lo menos tres baños
de cobrizado electrolíticos distintos al que utilizó en su práctica. Si es posible, incluya
también las condiciones de operación para cada baño.

59
Práctica #23 Recubrimiento de níquel
Objetivo
Realizar un recubrimiento electrolítico de níquel utilizando una modificación de la
solución de Watts clásica.
Teoría
El níquel es un metal de brillo argentino, duro, resistente al desgaste y a la
corrosión. Sus características de dureza y duración hacen que se utilice mucho para
acuñar monedas, en la fabricación de acero inoxidable y para construír equipo empleado
en la industria química.
Los diferentes baños de electrorrecubrimiento con níquel proporcionan distintos
acabados del depósito. Por ejemplo, existen fórmulas para depositar “níquel negro”, una
forma ennegrecida del metal que tiene aplicación en superficies absorbentes de luz,
acabado de armas de fuego, partes de máquinas de escribir, joyería y ornamentos.
Normalmente los depósitos de níquel brillante se emplean como recubrimientos
decorativos y de protección contra la corrosión, así como en electroformado de piezas
mecánicas donde la dureza es importante. También puede usarse como una capa previa
antes de aplicar un recubrimiento de plata.
Aparatos necesarios
Un rectificador por medio del cual pueda controlarse la corriente y el voltaje,
caimanes, termómetro, parrilla eléctrica y un recipiente que servirá de celda electrolítica.
Reactivos
Lámina de níquel electrolítico o carbón laminado (ánodo).
Lámina de latón (cátodo).
Solución de niquelado:
NiSO4 —6 H2O 85 g
NiCl2—6 H2O 28.3 g
H3BO3 12.7 g
Las cantidades son para preparar 250 ml de solución. La solución es más fácil de preparar
en caliente (50 °C).

60
Procedimiento
Limpie la superficie de acuerdo con las instrucciones generales que se mencionan
al principio de esta sección de prácticas y proceda al electrorrecubrimiento. La limpieza
de la superficie es crítica para la obtención de un buen niquelado.
OBTENCION DEL RECUBRIMIENTO DE NIQUEL
Monte una celda electrolítica de tamaño apropiado para contener aproximadamente
250 ml de solución. Coloque como ánodo una placa de níquel purificado
electrolíticamente, o bien un trozo de carbón laminado (grafito). El cátodo será la placa
de latón. Las condiciones recomendadas para el recubrimiento son:
pH 2-5
j, A/dm2
1-10, mejor el valor inferior
Agitación favorable, con aire
Temperatura, °C 50-65
Tiempo, min 2
El depósito se hace más brillante a valores bajos de pH; A valores altos de pH es
conveniente disminuir la densidad de corriente. Es muy importante evitar la
contaminación de la solución con iones cuprosos, ferrosos, de zinc o cromo hexavalente,
por lo que deben usarse ánodos inertes o de la mayor pureza posible.
Reporte e investigación
Investigue que sustancias químicas se emplean como aditivos para mejorar la
apariencia de los depósitos de níquel. Si es posible, someta alguno a prueba y obtenga sus
propias conclusiones sobre su efectividad. Averigüe otros usos de los depósitos de
níquel e investigue fórmulas y condiciones para otros baños de níquel que no se
mencionan aquí (fluoborato, de cloruros, de sulfamato, etc).

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