Reporte De Practica Electroquimica

Química 2

Práctica de laboratorio: Electroquímica Luis Alan Vera Flores

2/marzo/2011

Universidad de Guanajuato
División de ingenierías campus Irapuato-Salamanca

Química 2
Grupo B

Reporte de práctica de laboratorio # 2 Electroquímica
Realizada: 23 de febrero de 2011

Alumno: Luis Alan Vera Flores
Equipo 5

Profesor: Ing. César Gasca Jasintes.

Salamanca, Gto. a 2 de marzode 2011

1

Química 2

Práctica de laboratorio: Electroquímica Luis Alan Vera Flores

2/marzo/2011

Índice
Objetivo …………………………….3 Alcance de la practica………..3 Sustento teórico………………..3 Material y reactivos……………6 Desarrollo…………………………..7 Resultados………………………….10 Conclusión………………………….10 Bibliografía…………………………11

Objetivo
2

Química 2

Práctica de laboratorio: Electroquímica LuisAlan Vera Flores

2/marzo/2011

Estudiar la relación existente entre la corrosión producida por oxidación con los movimientos de iones y en las soluciones electrolíticas y la concentración de energía en los puntos de esfuerzo

Alcance de la practica
Las reacciones de redox son algo bastante común en la vida cotidiana de cualquier persona como son el uso de baterías o la oxidación , pero sonaun mas importantes para la de un ingeniero que tendrá que tomar decisiones basadas en sus conocimientos acerca de estos fenómenos tan benéficos como dañinos dentro de la industria

Consideraciones teóricas Redox
Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones y otro que los acepte: El agente reductor es aquel elemento químico que suministraelectrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir; oxidándose. El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir; reducido.[1] Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor quedaestablecida mediante lo que se llama un par redox. Análogamente, se dice que cuando un elemento químico capta electrones del medio se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor oxidado.

Oxidación del hierro.
La oxidación es una reacción química donde un metal o un no metal cede electrones, y por tanto aumenta su estado de oxidación. La reacción químicaopuesta a la oxidación se conoce como reducción, es decir cuando una especie química acepta electrones. Estas dos reacciones siempre se dan juntas, es decir, cuando una sustancia se oxida, siempre es por la acción de otra que se reduce. Una cede electrones y la otra los acepta. Por esta razón, se prefiere el término general de reacciones redox. La propia vida es un fenómeno redox. El oxígeno esel mejor oxidante que existe debido a que la molécula es poco reactiva (por su doble enlace) y sin embargo es muy electronegativo, casi como el flúor. La sustancia más oxidante que existe es el catión KrF+ porque fácilmente forma Kr y F+. Entre varias sustancias con el mismo estado de oxidación; la capacidad oxidante difiere grandemente según el ligante Así el -CF3 tiene una electronegatividad (elC) similar a la del cloro (3,1) mucho mayor que por ejemplo -CBr3, aunque ambos tengan el mismo número de oxidación. Las

3

Química 2

Práctica de laboratorio: Electroquímica Luis Alan Vera Flores

2/marzo/2011

propiedades del HBrO3 son muy diferentes a la del BrF5 éste último es mucho más oxidante aunque ambos tengan la misma valencia. Si el elemento está como grupo neutro o estadocatiónico: KrF2 tiene una EN menor que el KrF+ aunque formalmente tengan el mismo número de oxidación. Así el MnF3 el MnF4(-1) y el MnF2(+1) todos con el mismo número de oxidación tienen EN diferentes. Las sustancias oxidantes más usuales son el permanganato potásico (KMnO4), el bicromato de potasio (K2Cr2O7), el agua oxigenada (H2O2), el ácido nítrico (HNO3), los hipohalitos y los halatos (por...