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ELECTROQUIMICA Y CORROSION LABORATORIO DE QUIMICA

ELECTROQUIMICA Y COROOSION,

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ELECTROQUIMICA Y CORROSION LABORATORIO DE QUIMICA

  1. 1. LIMA 12 DE NOVIEMBRE DEL 2014 FIGMM 7º LABORATORIO DE QUIMICA UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA FACULTAD DE INGENIERIA GEOLOGICA MINERA Y METALURGICA LABORATORIO N° 6 CURSO: QUIMICA II SECCION:”R” TEMA: ELECTROQUIMICA Y CORROSION FECHA DE REALIZACION: 05/11/2014 FECHA DE ENTREGA: 12/11/2014 DOCENTE: ing. LEMBI CASTROMONTE REINALDO GRUPO: “4” INTEGRANTES:  CORRALES HIDALGO ROBBIEN 20140290F  CAPCHA GARCIA ROBERTO 20140098H  LIMACHE CORONACION JOSE DANIEL 20144069B  TREBEJO INOCENTE JHON OLIVER 20142112H LIMA-PERU
  2. 2. LIMA 12 DE NOVIEMBRE DEL 2014 FIGMM 7º LABORATORIO DE QUIMICA INDICE 1) INTRODUCCION 2) OBJETIVOS 2.1) OBJETIVOS GENERALES 2.2) OBJETIVOS ESPECIFICOS 3) RESUMEN TEORICO 4) PARTE EXPERIMENTAL 4.1) EXPERIMENTO Nº1 4.2) EXPERIMENTO Nº2 5) CUESTIONARIO 6) CONCLUSIONES 7) OBSERVACIONES GENERALES 8) APLICACIONES A LA ESPECIALIDAD 9) RECOMENDACIONES 10) BIBLIOGRAFIA
  3. 3. LIMA 12 DE NOVIEMBRE DEL 2014 FIGMM 7º LABORATORIO DE QUIMICA I) INTRODUCCIÓN Electroquímica, es una parte de la química que trata de la relación entre las corrientes eléctricas y las reacciones químicas, y de la conversión de la energía química en eléctrica y viceversa. En un sentido más amplio, la electroquímica es el estudio de las reacciones químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes o voltajes. Una de las aplicaciones más importantes de la electroquímica es el aprovechamiento de la energía producida en las reacciones químicas mediante su utilización como energía eléctrica, proceso que se lleva a cabo en las baterías. Dentro de éstas se encuentran las pilas primarias y los acumuladores o pilas secundarias. Las baterías poseen una fuerza electromotriz que está dada por la diferencia algebraica de los potenciales de electrodos en condiciones estándar. Esto nos lleva al proceso de electrólisis que tiene lugar cuando se aplica una diferencia de potencial entre 2 electrodos produciéndose una reacción óxido- reducción, esta última consiste en reacciones de transferencia de electrones, en donde una sustancia se oxida cuando los pierde y se reduce cuando los gana, ambos procesos son dependientes. Todo lo anterior ha permitido la aplicación de estos conocimientos en diferentes áreas como la medicina, lo que ha generado una mejor calidad de vida.
  4. 4. LIMA 12 DE NOVIEMBRE DEL 2014 FIGMM 7º LABORATORIO DE QUIMICA II) OBJETIVOS  OBJETIVO GENERAL Consiste en encontrar las relaciones que existen entre diferentes sistemas metal – ión metálico, y la aplicación para generar energía y distinguir el sistema químico de una pila identificando sus electrodos, los principios estequiométricos en procesos químicos y la determinación de los potenciales estándar de las pilas.  OBJETIVOS ESPECÍFICOS 1. Preparar las semipilas Zn(s) /Zn2+ (0.01M)//Cu2+ (0.1M)/Cu(s) 2. Preparar las semipilas Pb(s) /Pb2+ (0.1M)//Cu2+ (0.1M)/Cu(s) 3. realizar la electrolisis del yoduro potásico en solución acuosa
  5. 5. LIMA 12 DE NOVIEMBRE DEL 2014 FIGMM 7º LABORATORIO DE QUIMICA III) FUNDAMENTO TEÓRICO La electroquímica estudia los cambios químico que producen una corriente eléctrica y la generación de electricidad mediante reacciones químicas. Es por ello que el campo que el campo de la electricidad ha sido dividido en dos grandes secciones. a) La primera de ellas es la Electrolisis, la cual se refiere a las reacciones químicas que se producen por acción de una corriente eléctrica. b) La otra sección se refiere a aquellas reacciones químicas que generan una corriente eléctrica, éste proceso se lleva a cabo en una pila o celda galvánica. Celdas electrolíticas: son aquellas en las cuales la energía eléctrica que procede de una fuente externa provoca reacciones químicas no espontáneas generando un proceso denominado electrólisis. Las celdas electrolíticas constan de un recipiente para el material de reacción, dos electrodos sumergidos dentro de dicho material y conectados a una fuente de corriente directa. La electrolisis es el proceso que separa los elementos de un compuesto por medio de electricidad. Celdas galvánicas o voltaicas: son celdas electroquímicas en las cuales las reacciones espontáneas de óxido-reducción producen energía eléctrica. Las dos mitades de la reacción de óxido reducción, se encuentran separadas, por la que la transferencia de electrones debe efectuarse a través de un circuito externo.
  6. 6. LIMA 12 DE NOVIEMBRE DEL 2014 FIGMM 7º LABORATORIO DE QUIMICA En todas las reacciones electroquímicas hay transferencia de electrones y por tanto, son reacciones redox, soluciones electrolíticas. La electrolisis como proceso de Óxido-Reducción: se tiene un recipiente o cuba electrolítica compuesto por dos electrodos inertes conectados a una fuente de corriente. Al conectar una solución electrolítica en el recipiente y hacer pasar una corriente, los iones positivos de la solución se mueven hacia el cátodo (cationes) y los iones negativos hacia el ánodo (aniones). La reducción ocurre en el cátodo y la oxidación en el ánodo. Todos los procesos electrolíticos implican reacciones de óxido-reducción o redox. Por ejemplo: en la electrolisis de una solución de cloruro de sodio, el número de oxidación del cloro pasa de -1 a 0 en el ánodo y en el cátodo el número de oxidación de sodio pasa de +1 a 0. Cuando se da la oxidación de manera simultánea se da la reducción. Leyes de Faraday de la electrólisis a) Primera Ley: “La masa de un producto obtenido o de reactivo consumido durante la reacción en un electrodo, es proporcional a la cantidad de carga (corriente×tiempo) que ha pasado a través del circuito.” b) Segunda Ley: “Las masas de diferentes sustancias producidas por el paso de la misma cantidad de electricidad, son directamente proporcionales a sus equivalentes gramo
  7. 7. LIMA 12 DE NOVIEMBRE DEL 2014 FIGMM 7º LABORATORIO DE QUIMICA IV) PARTE EXPERIMENTAL: EXPERIMENTO 1: PILAS ELECTROQUIMICAS A. Preparar las semipilas Zn / Zn2+ ( 0.1 M // Cu2+ ( 0.1 M ) / Cu 1. MATERIALES, EQUIPOS Y EQUIPOS:  Vasos de precipitado.  Puente salino.  Electrodo de cobre.  Voltímetro.  Electrodo de Zinc.  Agua destilada. 2. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:  Lave con agua destilada 2 vasos de precipitado de 150 ml y enjuague uno de los vasos con Cu(NO3)2 0.1 M y añada la misma solución hasta la mitad del vaso y el otro con Zn(NO3)2 0.1 M.  Colocar el electrodo de cobre previamente limpio en el vaso que contiene el Cu(NO3)2 0.1 M haciendo la conexión al terminal positivo del voltímetro.  Colocar el electrodo de Zinc, previamente limpiado con el vaso que contiene Zn(NO3)2 0.1 M conecte al terminal.  Anote la lectura del voltaje con las semipilas según lo obtenido al hacer la conexión.  Colocar un puente salino, tubo en U que contenga una dilución saturada de cloruro de potasio (KCl).  Anote la lectura del voltaje. 3. DATOS Y OBSERVACIONES DEL EXPERIMENTO:  Como podemos observar los electrones se movilizaron del ánodo al cátodo.  Observamos que las semiceldas se encuentran unidas mediante el puente salino el cual se encarga de mantener la neutralidad en la pila.  Mientras que ocurre la transferencia de electrones en una semi-celda ocurre una pérdida de masa del electrodo, mientras que en la otra ocurre un aumento en la masa del otro electrodo.  El valor del voltaje que se obtiene experimentalmente es menor que el valor teórico.
  8. 8. LIMA 12 DE NOVIEMBRE DEL 2014 FIGMM 7º LABORATORIO DE QUIMICA 4. CALCULOS Y RESULTADOS: SEMIREACCIONES EN LA PILA DE DANIELL ELECTRODO(SIGNO) PROCESO QUIMICO SEMIRREACCION POTENCIAL(V) Ánodo(electrodo negativo) Oxidación del Zn Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e- Eº=-0,76 V Cátodo(electrodo positivo) Reducción del Cu2+ Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s) Eº=+0,34 V 0.34 V – (- 0.76 V) = 1.10 V Zn(s) + Cu2+ (aq) → Zn2+ (aq) + Cu(s) Eº=1.10V Zn(s) |Zn2+ (1M) ||Cu2+ (1M) |Cu(s) Experimentalmente obtuvimos E° = 1.1500 V. 5. GRAFICAS, TABLAS Y DIBUJOS: Pila electroquímica voltímetro
  9. 9. LIMA 12 DE NOVIEMBRE DEL 2014 FIGMM 7º LABORATORIO DE QUIMICA  Muestra de imágenes tomadas en proceso del laboratorio y los pasos seguidos.
  10. 10. LIMA 12 DE NOVIEMBRE DEL 2014 FIGMM 7º LABORATORIO DE QUIMICA 6. CONCLUSIONES:  El valor de voltaje obtenido experimentalmente es menor que el valor teórico.  La masa de los electrodos inicialmente en cada semicelda varían debido a la transferencia de los electrones. B. Preparar las semipilas Pb / Pb2+ ( 0.1 M // Cu2+ ( 0.1 M ) / Cu 1. MATERIALES, EQUIPOS Y EQUIPOS:  Vasos de precipitado.  Puente salino.  Electrodo de cobre.  Voltímetro.  Electrodo de Plomo.  Agua destilada. 2. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:  De manera similar que en la parte A, prepare en vasos de 150 ml colocando en uno hasta la mitad de su volumen, de su solución de Nitrato de Plomo 0.1 M y en el otro, también hasta la mitad de su volumen de Nitrato de cobre 0.1 M luego.  Coloque el puente salino y observe el voltaje. Importante: Debe evitar contaminar las soluciones de las semipilas. 3. DATOS Y OBSERVACIONES DEL EXPERIMENTO:  Como podemos observar los electrones se movilizaron del ánodo al cátodo.  Observamos que las semiceldas se encuentran unidas mediante el puente salino el cual se encarga de mantener la neutralidad en la pila.  Mientras que ocurre la transferencia de electrones en una semi-celda ocurre una pérdida de masa del electrodo, mientras que en la otra ocurre un aumento en la masa del otro electrodo.
  11. 11. LIMA 12 DE NOVIEMBRE DEL 2014 FIGMM 7º LABORATORIO DE QUIMICA  El valor del voltaje que se obtiene experimentalmente es menor que el valor teórico. 4. CALCULOS Y RESULTADOS: Electrodo (signo) Proceso químico Semirreacción Potencial (V) Ánodo (electrodo negativo) Oxidación del Pb Pb(s) → Pb2+(aq) + 2 e- Eº= -0.18 V Cátodo (electrodo positivo) Reducción del Cu2+ Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s) Eº=+0,34 V 0.34 V – (-0.18 V) = 0. 52 V Pb (s) + Pb2+ (aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) Eº=0. 52 V Pb|Pb2+ (1M) ||Cu2+ (1M) |Cu Experimentalmente obtuvimos E° = 0.55 V 5. GRAFICAS, TABLAS Y DIBUJOS:
  12. 12. LIMA 12 DE NOVIEMBRE DEL 2014 FIGMM 7º LABORATORIO DE QUIMICA  Muestra de imágenes tomadas en proceso del laboratorio y los pasos seguidos.
  13. 13. LIMA 12 DE NOVIEMBRE DEL 2014 FIGMM 7º LABORATORIO DE QUIMICA 6. CONCLUSIONES:  El valor de voltaje obtenido experimentalmente es menor que el valor teórico.  La masa de los electrodos inicialmente en cada semicelda varían debido a la transferencia de los electrones. C. Preparar las semipilas Pb / Pb2+ ( 0.1 M // Zn2+ ( 0.1 M ) / Zn 1. MATERIALES, EQUIPOS Y EQUIPOS:  Vasos de precipitado.  Puente salino.  Electrodo de Zinc.  Voltímetro.  Electrodo de Plomo.  Agua destilada. 2. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:  Aplicamos el mismo procedimiento que en el experimento anterior. 3. DATOS Y OBSERVACIONES DEL EXPERIMENTO:  Como podemos observar los electrones se movilizaron del ánodo al cátodo.  Observamos que las semiceldas se encuentran unidas mediante el puente salino el cual se encarga de mantener la neutralidad en la pila.  Mientras que ocurre la transferencia de electrones en una semi-celda ocurre una pérdida de masa del electrodo, mientras que en la otra ocurre un aumento en la masa del otro electrodo.  El valor del voltaje que se obtiene experimentalmente es menor que el valor teórico. 4. CALCULOS Y RESULTADOS: Electrodo (signo) Proceso químico Semirreacción Potencial (V)
  14. 14. LIMA 12 DE NOVIEMBRE DEL 2014 FIGMM 7º LABORATORIO DE QUIMICA Ánodo (electrodo negativo) Oxidación del Zn Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e- Eº= -0.76 V Cátodo (electrodo positivo) Reducción del Pb2+ Pb2+(aq) + 2 e- → Pb(s) Eº=0.18 V Zn/Zn2+ (1M) frente al Pb2+ (1M)/ Pb = 0,58V Experimentalmente obtuvimos E°= 0. 25 V 5. GRAFICAS, TABLAS Y DIBUJOS:  Muestra de imágenes tomadas en proceso del laboratorio y los pasos seguidos.
  15. 15. LIMA 12 DE NOVIEMBRE DEL 2014 FIGMM 7º LABORATORIO DE QUIMICA 6. CONCLUSIONES:  El valor de voltaje obtenido experimentalmente es menor que el valor teórico.  La masa de los electrodos inicialmente en cada semicelda varían debido a la transferencia de los electrones. EXPERIMENTO Nº2 ELECTRÓLISIS DE YODURO DE POTÁSICO EN SOLUCIÓN ACUOSA 1. MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS:  1 tubo en U.  fuente eléctrica.  yoduro de potasio.  tetracloruro de carbono.  2 tubos de ensayo.  fenolftaleína. 2. PROCEDIMIETO EXPERIMENTAL:  Arme el equipo de electrolisis, utilizando un vaso o un tubo en U y como electrodos barras de carbón. Debe utilizarse una fuente de corriente que tenga entre 6 a 12 voltios de potencial.  Añadir la solución de yoduro de potasio 0.5M, lo necesario para llenar el tubo hasta 1cm del extremo.  Realice la conexión eléctrica y deje transcurrir un tiempo de 20 minutos aproximadamente. 3. DATOS Y OBSERVACIONES DEL EXPERIMENTO:  En el cátodo se da la hidrolisis del H2O y se produce la reducción.  En el ánodo se forma yodo molecular de un color pardo, el cual se difunde hasta la mitad del tubo en U y se produce la oxidación.  Al agregar el indicador fenolftaleína se comprueba la presencia de iones OH.  Al agregar tetracloruro de carbono en el yodo molecular se observa la molécula más pesada.
  16. 16. LIMA 12 DE NOVIEMBRE DEL 2014 FIGMM 7º LABORATORIO DE QUIMICA 4. CÁLCULOS Y RESULTADOS: KI + H2O K→ I- + H2O Esta ecuación la fundamentamos en base a que el yodo al ser un halógeno y el potasio un metal del grupo I, cuando se produzca electrolisis esta sal electricidad en disolución acuosa. 2K+ + 2I- + 2H2O→ 2KOH + I2 +H2 Luego el K+ reacciona con H2O formando KOH, y el I- se oxida como I2. Además las burbujas observadas fueron provocadas por el 2H→ 2 e- +H2, el cual se redujo. Se separa en iones debido a que son electrolitos fuertes. Esto se debe que son buenos conductores de Semi-reacción de oxidación: a I2 ya que pierde un electrón, pasa de -1 0. 2I- →I2 + 2 e- Semi-reacción de reducción: H+→ H2 porque gana un electrón, pasa de +1 0. 2H+ →+ 2 e- H2  Muestra de imágenes del cambio de color por la oxidación del iodo y reducción del hidrogeno, observado en un intervalo de veinte minutos.
  17. 17. LIMA 12 DE NOVIEMBRE DEL 2014 FIGMM 7º LABORATORIO DE QUIMICA 5. GRÁFICAS, TABLAS O DIBUJOS:
  18. 18. LIMA 12 DE NOVIEMBRE DEL 2014 FIGMM 7º LABORATORIO DE QUIMICA 6. CONCLUSIONES:  Los aniones son aquellas partículas negativas que se dirigen al ánodo, en este caso el I- I2. los cationes serán el 2K+ + 2H2O 2KOH + H2, que rodeando el cátodo reaccionan con el agua para formar KOH, el Hidrogeno se reduce y se convierte en gas, estas son las burbujas que fue posible percibir.  Lo que ocurre en la reacción química de electrolisis es que se el yoduro de potasio se separa en yodo y potasio, los que son descargados en un electrodo distinto. Las especies químicas se descargan son de la siguiente forma: en el cátodo se descargó el potasio y en el ánodo se descarga el Yodo.  El cambio de color se explica por la presencia de indicadores que reaccionan frente a ciertas sustancias. En el cátodo se descarga el potasio lo que coincide el cambio a color rojo en esa zona y esto ocurre porque el potasio ante la presencia de agua se forma Hidróxido de Potasio (KOH) que es de una sustancia básica, y como consecuencia la fenolftaleína reacciona formando este color (rosa). Ahora en el sector del ánodo se pone de un color oscuro (pardo) y se debe a la presencia del yodo que se convierte en yodo molecular (I2).
  19. 19. LIMA 12 DE NOVIEMBRE DEL 2014 FIGMM 7º LABORATORIO DE QUIMICA 5) CUESTIONARIO 1. A qué se debe la disminución del voltaje al adicionar Na2S a la semipila de Cu(NO3)2? Esto se debe al su potencial de oxidación es mayor, esto hace que el Potencial de la celda disminuya hasta en algunos casos ser negativa. ………….. Ɛ °oxidación = + 0,34V 0; Cu ………….. Ɛ °oxidación = 0; Na ………….. Ɛ° = -2,37 V Al completar las reacciones de oxidación y reducción obtenemos un potencial que puede ser positivo o negativo según la espontaneidad de la reacción, para este caso la adición de Na2S genera la negatividad del potencial. 2. ¿Porqué al agregar el Na2S el voltaje puede hacerse negativo? Puede hacerse negativo debido a la formación de pilas con los iones S-2. Cuál es la finalidad del puente salino. Qué tipos de sustancias se emplean en puente salino El puente salino cumple 3 funciones: Permite el contacto eléctrico entre las dos soluciones Evita que se mezclen las soluciones Mantiene la neutralidad eléctrica en cada semi-celda El puente salino permite el paso lento de los iones. Este se prepara doblando un pedazo de tubería de vidrio en forma de U y rellenándolo con una sal saturada caliente y so-lución de agar (material gelatinoso que se obtiene de las algas) 5% permitiendo que se enfríe. Adquiere consistencia de gelatina firme. 3. Escriba la reacción para el experimento C Formule las reacciones que se llevan a cabo en la electrolisis del yoduro potásico. Esta ecuación la fundamentamos en base a que el yodo al ser un halógeno y el potasio un metal del grupo I, cuando se produzca electrolisis esta sal electricidad en disolución acuosa.
  20. 20. LIMA 12 DE NOVIEMBRE DEL 2014 FIGMM 7º LABORATORIO DE QUIMICA Luego el K+ reacciona con H2O formando KOH, y el I- se oxida como I2. Además las bur- bujas observadas fueron provocadas por el , el cual se redujo. Se separa en iones debido a que son electrolitos fuertes. Esto se debe que son buenos conductores de Semi-reacción de oxidación:8 a I2 ya que pierde un electrón, pasa de -1 0. Semi-reacción de reducción: H+→ H2 porque gana un electrón, pasa de +1 0. 4. Cuando el voltaje es cero: Ánodo (oxidación): Cátodo (reducción): …………(1) Ánodo (oxidación): Cátodo (reducción): ……. (2) La reacción global es: Zn(s) + Cu+2 (aM) Zn+2 (bM) + Cu(s) E°celda
  21. 21. LIMA 12 DE NOVIEMBRE DEL 2014 FIGMM 7º LABORATORIO DE QUIMICA E°celda ; LogK =0 por tanto (b/a) = 1 Si la reacción se genera con b=a=1M La concentración de Zn +2 = 1M La concentración de Cu+2 = 1M La cantidad de CuS que se fora es 126,5g 6) CONCLUSIONES GENERALES  La realización de esta experiencia no desvela mayores observaciones de las que pueden ser concluidas a través de la resolución de las interrogantes. Dentro de lo que observamos es que pasado un breve lapso de tiempo ocurre la reacción y vemos como cambia en la zona del cátodo al color rojo o rosa de la fenolftaleína. Además se podía apreciar que pequeñas burbujas de un gas salen de uno de los electrodos lo que corresponde a hidrogeno.
  22. 22. LIMA 12 DE NOVIEMBRE DEL 2014 FIGMM 7º LABORATORIO DE QUIMICA 7) OBSERVACIONES  Debido a las reacciones de oxidación – reducción ocurrida en la pila y la diferencia de potencial entre las semipilas se genera electricidad que es captada por el multitester.  Al oxidarse el electrodo de zinc en el ánodo, este reduce su masa mientras pasa a solución; sin embargo, en el cátodo el electrodo de cobre aumenta su masa debido a la reducción del su ion.  La diferencia de potencial obtenida de manera experimental es menor a la obtenida teóricamente debido a que las concentraciones de las soluciones no son exactas, las soluciones están contaminadas, existen impurezas en los electrodos, la temperatura no es exactamente la estándar, etC. Parte B: Preparar las semipilas Pb(s) / Pb2+ (0.1 M) // Cu2+ (0.1 M) / Cu(s) Observaciones:  Debido a las reacciones de oxidación – reducción ocurrida en la pila y la diferencia de potencial entre las semipilas se genera electricidad que es captada por el multitester.  Al oxidarse el electrodo de zinc en el ánodo, este reduce su masa mientras pasa a solución; sin embargo, en el cátodo el electrodo de cobre aumenta su masa debido a la reducción del su ion.  La diferencia de potencial obtenida de manera experimental es menor a la obtenida teóricamente debido a que las concentraciones de las soluciones no son exactas, las soluciones están contaminadas, existen impurezas en los electrodos, la temperatura no es exactamente la estándar, etC. Parte C : Preparar las semipilas Zn(s) / Zn2+ ( 0.1 M ) // Pb2+ ( 0.1 M) Pb(s) / Pb(s) Observaciones:  Debido a las reacciones de oxidación – reducción ocurrida en la pila y la diferencia de potencial entre las semipilas se genera electricidad que es captada por el multitester.  Al oxidarse el electrodo de zinc en el ánodo, este reduce su masa mientras pasa a solución; sin embargo, en el cátodo el electrodo de cobre aumenta su masa debido a la reducción del su ion.  La diferencia de potencial obtenida de manera experimental es menor a la obtenida teóricamente debido a que las concentraciones de las soluciones no son exactas, las soluciones están contaminadas, existen impurezas en los electrodos, la temperatura no es exactamente la estándar, etc
  23. 23. LIMA 12 DE NOVIEMBRE DEL 2014 FIGMM 7º LABORATORIO DE QUIMICA Experimento 2.- “Electrólisis de yoduro de potásico en solución acuosa” Observaciones y conclusiones:  Se trabajó con una fuente de 9V.  Este experimento fue demostrativo ya que fue realizado por la profesora.  En el cátodo, como se sabe se produce la reducción; mientras que en el ánodo la oxidación.  El ion I- si se deposita en el ánodo, mientras que el ion K+ no se deposita en el ánodo si no es el agua quien se deposita en éste.  En el ánodo se forma yodo molecular I2 de un color pardo, el cual se difunde hasta la mitad del tubo en U, esto evidencia que se produjo oxidación. La reacción anódica es:  En el cátodo se produce hidrógeno molecular H2, esto se notó debido a la presencia de burbujas. La reacción catódica es:  Debido a la presencia de los iones K+ y los iones OH- se forma hidróxido de potasio según la reacción neta: 2K+ + 2I- + 2H2O → 2KOH + I2 +H2  Al agregar el indicador fenolftaleína se comprueba la presencia del hidróxido de sodio.  Al agregar tetracloruro de carbono en el yodo molecular se observa la molécula más pesada.
  24. 24. LIMA 12 DE NOVIEMBRE DEL 2014 FIGMM 7º LABORATORIO DE QUIMICA 8) APLICACIONES A LA ESPECIALIDAD La aplicación presentada se dirige a la investigación por parte de los Ingenieros geólogos, mineros y metalurgistas de la geodinámica interna y externa además del análisis de estos procesos naturales. Para la posterior aplicación de técnicas físicas y químicas para la transformación de estas riquezas naturales en con el fin de enriquecimiento económico o industrial, según la finalidad de la extracción de los minerales. Actividad Electroquímica Se conoce con el nombre de actividad electroquímica al fenómeno por el cual se genera un fuerza electromotriz al ponerse en contacto sólidos y fluidos o fluidos con fluidos de distinta composición química. Tanto el signo como la magnitud de esta fem es función de la composición química de la roca y del tipo y concentración de los fluidos en contacto. Así, por ejemplo, cuando una barra de metal (electrodo) se clava en el suelo, se origina entre la barra y éste un potencial eléctrico de contacto debido a la humedad y sales presentes en el terreno en las inmediaciones del electrodo. La magnitud de este potencial (o polarización) es función del tipo de metal, de la concentración electrolítica y de la temperatura. Métodos utilizados Métodos eléctricos Métodos electromagnéticos Técnicas de operación de campo • Técnica de operación para determinar líneas de igual potencial • Técnica de operación utilizada para medir potenciales relativos en perfiles o redes • Principales fuentes de errores en las mediciones: Por las variaciones propias de las corrientes eléctricas naturales de la Tierra (corrientes telúricas) Por las lluvias Por los cambios de temperatura Por distinto grado de insolación • Un operador práctico en 1h de labor perfora los pozos para los electrodos no polarizados (de 8 a 15 cm de profundidad) y transporta el cable a un ritmo tal que permite observar de 10 a 14 estaciones separadas entre sí.
  25. 25. LIMA 12 DE NOVIEMBRE DEL 2014 FIGMM 7º LABORATORIO DE QUIMICA TECTÓNICA DE PLACAS OPERACIÓN MINERA
  26. 26. LIMA 12 DE NOVIEMBRE DEL 2014 FIGMM 7º LABORATORIO DE QUIMICA 9) RECOMENDACIONES  Al usar el multitester para medir las lecturas del voltaje se debe ser bien preciso para obtener una mayor exactitud del potencial de la celda y así lograr un menor porcentaje de error con el potencial estándar teórico.  Estar siempre atentos a cualquier indicación que la profesora haga señalar. Usar siempre la indumentaria necesaria a la hora del laboratorio
  27. 27. LIMA 12 DE NOVIEMBRE DEL 2014 FIGMM 7º LABORATORIO DE QUIMICA 10) BIBLIOGRAFÍA  Levine, Ira N., Fisicoquímica, 4ª. edición, México, D. F., McGraw Hill, 1998.  Costa, J. M., Fundamentos de Electródica, España, Ed Alhambra, 1981.  Brown T., LeMay Jr., Bursten B., Química. La ciencia central. Editorial Prentice Hall Hispanoamericana SA. 1998. Séptima edición  Umland J. y Bellama J. Química General. Editorial ITE Latin América. 2004. Tercera Edición.  Chang R. Química. Editorial Mc Graw Hill. México.1992. Primera edición en español.

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