lunes, 18 de marzo de 2013

Electroquimica. Guia 2

PROCESO DE OXIDACION EN METALES
Al exponerse una superficie metálica limpia a la acción del oxígeno, el metal comenzará a reaccionar con éste y formará óxidos. Según la temperatura y la concentración de oxidantes se observarán diferentes comportamientos.-
A baja temperatura ,la primera etapa será la formación de una capa adsorbida de oxígeno. Si la temperatura es suficientemente baja o la concentración de oxidante es escasa, la reacción puede detenerse después de formar esa capa adsorbida.
 Es usual diferenciar las películas delgadas de las gruesas para estudiar el crecimiento de los óxidos.
Como clasificación arbitraria podemos definir óxidos delgados aquellos que tienen un espesor menor a 0,0001 mm y óxidos gruesos los que tienen un espesor mayor, estos son aquellos casos donde los óxidos , si no son volátiles, se acumularán sobre la superficie metálica siguiendo el mismo procedimeinto que los delgados, a saber, la formación de núcleos y posterior crecimiento.- .
A mayor temperatura el espesor de la capa aumenta.
Si la película de óxido es porosa y permite el libre acceso del oxígeno hasta el metal, el ataque continuará ocurriendo hasta consumir el metal o agotar el oxígeno y una vez que el óxido cubre toda la superficie comienza a engrosar.
 
Si la película que resulta sobre la superficie metálica es compacta y adherente el óxido protegerá la superficie de la continuidad del proceso de oxidación por lo el crecimiento del oxido disminuirá con el tiempo.
La formación de óxidos compactos y protectores no es perfecta, puede haber algún defecto como la falta de algún átomo en su lugar correspondiente dentro de la red metálica o un átomo de mas al correspondiente a la formula del oxido; a mayor cantidad de defectos menos protector será elmismo.
 
El oxido ferroso tiene alta cantidad de defectos, en cambio el oxido de níquel (II) , el oxido de Cr(III) y el de aluminio tienen baja concentración de defectos por lo tanto resultan óxidos más protectores que el de hierro.
Para disminuir la cantidad de defectos se agregan pequeñas cantidades de aleantes al metal puro y pasa a ser una aleación.
Si el Ni esta aleado con pequeñas cantidades de Ag (I) , entonces se oxida mas lentamente que cuando es puro, pero si se le agrega Cr, se incrementa la concentración de defectos y con ello la velocidad de crecimiento del oxido.
Si al hierro se le agrega cantidades elevadas ( 12% ) de Cr pasa a ser acero inoxidable, ya que la película que se forma es mas rica en oxido de cromo que en oxido de hierro y el oxido de cromo es mas protector que el de hierro.
Entonces para proteger una superficie:
1.- agregamos aleantes
2.- protegemos por metalizado
La corrosión de los metales, y en particular el hierro, es un proceso electroquímico debido a que sobre la pieza del metal que se corroe existen zonas anódicas y catódicas; el hierro se oxida con el oxígeno del aire en presencia de humedad, para dar un producto que carece de las propiedades estructurales del hierro metálico, como lo es el óxido de hierro(III) hidratado (Fe2O3. x H2O) de color café rojizo que se llama en lo cotidiano herrumbre .

 El proceso de corrosión se desarrolla fundamentalmente en dos etapas, a saber:
1.- la primera etapa puede interpretarse como una pila galvánica, donde una zona de la superficie del hierro funciona como ánodo y tiene lugar la oxidación del hierro metálico a ión hierro(II), según la siguiente reaccion:
 
Semirreacción de oxidación
 Fe(s)   à -->    Fe2+ (ac)+ 2e-        Eº = 0,44 V
 
En otra región contigua a la superficie del metal que funciona como cátodo tiene lugar la reducción del oxígeno atmosférico a agua según la semirreacción:
 Semirreacción de reducción
 
½O2 (g) + 2H+(ac) + 2e- à   --> H2O (l )          Eº= 1,23 V
La reacción global se representa en la siguiente ecuación:
Fe(s) + ½O2(g) + 2H+ (ac)  -->  Fe2+(ac) + H2O(l)
 


ACTIVIDAD Nº1 Investigue
¿ Qué es y cómo se comporta el acero inoxidable?
ACTIVIDAD Nº2 Investigar
Que se entiende por proceso electroquímico?

 
      ACTIVIDAD Nº3 Conceptualizar
LEA de alguna fuente  confiable : Potencial de una Pila.
¿Cómo se determinan los potenciales de las pilas?
Saque todos los conceptos que encuentre en la bibliografía que le permita explicar /entender este tema.
      
     ACTIVIDAD Nº4 Observar
INVESTIGA tu tabla: respecto de este tema , la tabla ¿ Te da alguna informacion? ¿Cómo se arman las tablas de potenciales?

  
 
 El potencial de una pila se puede calcular:
1.sumando los potenciales obtenidos en las semirreacciones ó
2.haciendo uso de los potenciales de reduccion tabulados
Eº = Eºcátodo – Eº ánodo = 1,23- (-0,44) = 1,67 V.
**
ACTIVIDAD Nº5 ¿ a que pila pertenece el anterior potencial electrico?
 
Cuando la corrosión es electroquímica el átomo de oxigeno puede provenir del electrolito y no del oxigeno disuelto en ella.
 
 El oxigeno también esta disuelto: la reacción química de disolución:

O2 (g) + H2O (l)   -->  O2 (sc) + H2O (l)
 
Luego el agua ofrece su ión oxigeno u oxhidrilo y forma el oxido o hidróxido.
 Las áreas anódicas y catódicas están separadas
Si el oxido formado no se deposita sobre la superficie sino que se separa o se disuelve en la solución, el proceso de corrosión continuará hasta que se pierda la pieza metálica
ACTIVIDAD Nº5 Ver la presentación:
ACTIVIDAD Nº6
DIBUJAR una pila Daniell completa, especificando materiales, reactivos, productos,y proceso.
 ACTIVIDAD Nº7
En base a la tabla de potenciales de oxidación¿ cuáles de las siguientes reacciones son posibles? Justifica con el valor de la variación de potenciales.
1-Mg (s) +CuSO4(ac)
2-Zn(s) + PbSO4(ac) →
3-Cu(s)+ Zn(NO3)2(ac) →
4-Ag(s)+ Mg(CO3)(ac) →
5-Fe(s)+ ClH(ac) →
6-Cu(s)+ HCl(ac) →
7-Fe(s)+CuSO4(ac) →
8-Cu(s)+Ag(NO3) (ac)çZn(s) +H2SO4(ac) →
 
http://catedras.quimica.unlp.edu.ar/qg/Com%207-%20Electroquimica%20Pilas%20y%20celdas.pdf
 
http://catedras.quimica.unlp.edu.ar/qg/Com%207-%20Electroquimica%20Pilas%20y%20celdas.pdf
 
 ACTIVIDAD Nº8 Resolver
-Para las siguientes reacciones que se producen en medio acido, encontrar los coeficientes estequiométricos de la ecuación molecular correspondiente utilizando el método ión-electrón. Identificar la especie oxidante y reductora.
1)KIO4+MnCl2+H2O+ KClKMnO4 + KIO3+HCl
2)HBrO3+ HBrBr2+H2O
3)NaClO4+Te →NaClO3+TeO2
4)HNO2+H2SO3H2SO4+NO +H2O
5)As2O3+HNO3+H2O →H3AsO4+NO
 ACTIVIDAD Nº9
Para las siguientes reacciones que se producen en medio básico, encontrar los coeficientes estequiométricos de la ecuación molecular correspondiente utilizando el método ion-electrrón. Identificar la especie oxidante y la reductora.
1)Ni+KClO4+H2O+KCl →NiCl2+KClO3 + K(OH)
2)Ti+O2+H2O→Ti (OH)4
3) KBrO2+ Cd+H2O+ KClKBr +CdCl2+KOH
4)K2CrO4+H2+H2O+ KClKOH +CrCl3
5)KClO3+CoCl2+H2O+ ClK→KOH+CoCl3
 
 
Usando el método ión-electrón balancee las siguientes ecuaciones. Identificar especie oxidante y especie reductora.
1)Cu+ HNO3 → Cu(NO3)2+ NO+H2O
2)I2+HNO3 NO+IO3H+H2O
3)KNO3 + Al+KOH NH3 +KAlO2
4)MnCl2+ KCl+H2O2KMnO4+ HCl+H2O
5)KMnO4+ Fe+ClH → FeCl2+MnCl2+ KCl+H2O
6)Cu+HNO3 Cu(NO3)2 +NO2+H2O
7)KMnO4+NaNO2+H2OMnO2 + NaNO3+KOH
8)K2Cr2O7+IK +H2SO4K2SO4+Cr2 (SO4)3+I2
 
Balancear
1-KClO3+CrCl3+ KOH →K2CrO4 +KCl+H2O
2-CrO2- + OH-+ ClO-CrO4 2- + H2O+ Cl-
3-Cl2+OHNaClO3Na+ ClNa+H2O
4-KMnO4+FeSO4+H2SO4Fe2(SO4)3+MnSO4+K2(SO4)
5-NaCl + AgNO3AgCl + NaNO3
6-FeCl3+ SnCl2 FeCl2+SnCl4
7-MnO2+ HCl→MnCl2 +H2O+ Cl2
8-FeCl3+SnCl2 FeCl2+ SnCl4
A veces un átomo de la misma especie sufre redox el mismo: esto se llama dismutación. En el proceso de potabilización por ejemplo.
9-Cl2+ H2O→Cl- +ClO-+H+
10-HBrO3+ HBr →Br2+ H2O
11-KMnO4+H2SO4+ IK →MnSO4+I2 + K2SO4+ H2O
12-Cr2O7K2+HCl →Cl2+H2O+ KCl + CrCl3
 
 
 
 

 

 
 


Potenciales de reducción

(Apunteque no reemplaza al personal, no están completos)


Zn + Cu2+ -----Cu + Zn2+ E° = 1V

E°( diferencia de potencial entre electrodos, estándar)=f.e.m

Todo lo que haga variar el equilibrio de la reacción hace variar la f.e.m. Por eso se consideran condiciones estándar para medirla: 25°C y 101,3 kPa y sción 1 m


Se han creado tablas.


Si tengo los valores de E° puedo sacar la diferencia de potencial a voluntad.

No se puede sacar el valor verdadero E° absoluto de un electrodo. Se toma uno de referencia y se comparan a todos con el, en relación a este. Los químicos eligieron el de Hidrógeno

E°= 0 V para toda T°


Por ej:

Zn-----Zn2+ + 2e E° Zn/Zn2+ =?


2H+ +2e .....H2 E° H2/2H+ = 0V

Zn + 2H+ + 2e ..........Zn2+ + 2e + H2 E° = 0,7618 V


E° = E° Zn/Zn2+ - E° H2/H+= 0,7618 – 0,0 = 0,7618 V


Así a todos


Sist. Europeo Zn...Zn2+ + 2e E° Zn/Zn2+ = 0,7618 V

Sist EEUU Zn2+ + 2e----Zn E° Zn2+/Zn =-0,7618 V


Si la resta da (-) significa que la reacción procede al revés. No hay V neg)

Si da (+) es espontánea.

Con los potenciales estándar estamos en condiciones de predecir si una reacción va a ocurrir o no y te da una idea si los equilibrios se desplazan hacia los reactivos o productos, o sea la fuerza de la reacción.

Ej: Al + 3 Ag+ -----Al 3+ + 3 Ag E°= 2,5 V

Pb + 2 Ag+ -----Pb2+ + 2 Ag E° = 0,93 V


Aluminio y plomo reducen a la plata pero el aluminio con mas fuerza.

Mirar en la tabla de potenciales

El aluminio reduce al zinc y este al plomo.

Cuanto mas negativo el potencial estandar de recucción mayor el poder reductor y menor el oxidante.

Cuanto mas positivo , mayor el poder oxidante.


Trabajo práctico de laboratorio N°1


Hemos realizado una experiencia en el aula donde se mostró un proceso redox.

Ahora realizarás una actividad donde intervienen un metal y una solución de un metal distinto; la finalidad del mismo es que observes y registres los cambios producidos y luego armes las ecuaciones balanceadas que expliquen esos cambios.


1) Preparar cintas de Mg y Cu con la superficie limpia( se pueden lijar)

2) Anota las observaciones respecto a la apariencia de los metales.

3) Rotula los tubos con las disoluciones de nitrato de plata y nitrato de cobre. Precaución: evitar el contacto de la piel con la sal de plata ya que producen manchas negras no lavables.

4) Coloca la cinta de cobre en la disolución de plata y la de Mg en la de cobre. Si percibes reacción anota los cambios.

5) Armar las ecuaciones balanceadas de las reacciones observadas en la hoja de observaciones y resultados .

6) Explicitar para cada ecuación que átomos se oxidan y que iones se reducen.


Muchos elementos metálicos se encuentran en la naturaleza formando parte de los minerales en forma de iones.



Para investigar: La pirometalurgia, la electrometalurgia y la hidrometalurgia son procesos industriales: ¿ cuál es el fin de estos? ¿ cómo se relacionan con el tema que estamos tratando?.