Hidrolisis

TRABAJO DE LABORATORIO

AUTORE:
Vilchez Chinchay, Yoalen

Chiclayo, 15 de Noviembre del 2010

PRÁCTICA N° 02

electroquímica

I. INTRODUCCIÓN

En la naturaleza y para el sustento diario del ser humano se realizan gran cantidad de operaciones que involucran reacciones en las que se produce un intercambio electrónico entre diversas especies, ya sea formándose pares electroquímicosy/o celdas electroquímicas, o sencillamente reacciones de oxido reducción “redox”. En ellas una de las especies se oxidará y la otra resultará con un estado de oxidación menor que el inicial.

La corrosión es un tipo de descomposición de la materia debido al ataque de agentes químicos ocurriendo una oxidorreducción natural. Los metales en presencia del aire o de agentes que los puedanatacar químicamente, tienden a oxidarse o reducirse, la degradación se puede representar por medio de semi reacciones.

La electroquímica es el estudio del fenómeno de óxido - reducción, mientras que la electrólisis es el uso de la corriente eléctrica para producir cambios químicos.

II. OBJETIVO

- Observar los cambios que tienen lugar durante el transcurso de reacciones redox endisolución.
- Conocer el funcionamiento de una celda galvánica.
- Verificar la corrosión en metales así como la protección catódica.
- Reconocer la influe px men
- No t olviedncia de varios ambientes en la estabilidad de metales comunes.
- Realizar un proceso de galvanoplatía.

III. EXPERIMENTOS

1. OBSERVACIÓN DE LAS REACCIONES REDOX EN DISOLUCIÓN

Cuando se colocaZn metálico en una solución de sulfato de cobre, los electrones del Zn son transferidos a los iones de Cu2+, correspondiendo a una reacción redox, que ocurre de forma espontánea. En esta reacción, los átomos de Zn pierden electrones (se oxida) y el Zn metálico se disuelve. Al mismo tiempo los iones de Cu2+ en solución ganan electrones (se reduce), ocurriendo la precipitación de Cu metálico. Estareacción puede expresarse por medio de la siguiente ecuación química:

Zn(s) + Cu2+(ac) Zn2+(ac) + Cu(s)

Representado por medias reacciones:

Oxidación: Zn(s) Zn2+(ac) + 2 e-

Reducción: Cu2+(ac) + 2 e- Cu(s)

Por el contrario, sí se agrega Cu metálico a una solución desulfato de zinc, no ocurre reacción porque el Cu metálico no es oxidado por el Zn. Esto se debe a que el Zn está por debajo del Cu en la serie electromotriz de los metales (tabla 1). La facilidad de oxidación de los metales disminuye a medida que vamos ascendiendo en la serie electromotriz, es decir, los metales del tope de la tabla no son oxidados fácilmente, mientras que a medida que descendemos lafacilidad de oxidación del metal aumenta.

Tabla 1. Serie de fuerza electromotriz
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Materiales y equipos
– 02 Vaso de precipitación de 100 mL
– 01 Varilla de agitación
– 08 tubos de ensayo

Reactivos
- Agua destilada
- Solución de CuSO4 0,1 M
- Solución de AgNO3 0,1 M
- Solución de FeSO4 0,1 M
- Limaduras de hierro
-Zinc en granallas
- Lámina de zinc

Muestras proporcionada por el alumno
- Láminas de cobre
- Alambre de cobre
- Clavo de hierro

Procedimientos

– Vierte 5 mL parte de la disolución del catión metálico correspondiente (Cu2+, Ag+, Fe2+) en el tubo de ensayo y 20 mL en los vasos de precipitación, según la tabla2.

– A continuación adicione los metales con lasdisoluciones atendiendo a la tabla 2.

Tabla 2. Esquema de vertido de soluciones y metales
|Vaso 1 |Tubo 1 |Tubo 2 |Tubo 3 |Tubo 4 |
|Disolución de FeSO4 |Disolución de FeSO4 |Disolución de FeSO4 |Disolución de CuSO4 |Disolución de CuSO4 |
|Lámina de zinc...