lunes, 26 de octubre de 2015
Propuesta de practica
Corrosion de un clavo de hierro.
Introducción
La corrosión puede definirse como el deterioro de un
material a consecuencia de un ataque químico en su entorno. La mayor parte de
la corrosión de los metales se produce por ataque electroquímico, ya que los
metales tienen electrones libres capaces de establecer pilas electroquímicas
entre los microcristales de una aleación metálica o entre metales distintos.
Por otra parte, los metales pueden reaccionar con el oxígeno, produciéndose una
capa de óxido en la superficie. Nos interesa conocer la descripción cualitativa
de la reacción y poner en evidencia la transferencia de electrones en los
procesos de oxidación.
Objetivos
Esta práctica trata de visualizar el proceso de corrosión de
un clavo de hierro. También se observará el efecto de varios tratamientos sobre
la corrosión del clavo.
Fundamento teórico
Técnicamente es interesante distinguir entre oxidación
directa y corrosión electroquímica. Esta última se origina, como se ha
comentado anteriormente, por formación de pilas electroquímicas. En los
procesos generales de oxidación, el metal pasa del estado elemental a formar
iones positivos (cationes metálicos) por pérdida de electrones, a través de una
reacción de oxidación: Metal Æ Mn++ + n e–
Al mismo tiempo tiene
lugar la reducción del oxígeno molecular
1/2 O2 + 2 e– Æ O2-
Estas reacciones redox originan la formación de una capa de
óxido metálico que recubre el propio metal y que, en algunos casos, puede
actuar de protección, dependiendo de las características físicas de la capa de
óxido formada. En las primeras etapas de la oxidación, la capa de óxido es
discontinua y comienza por la extensión lateral de núcleos discretos de óxido.
Después de la interconexión de los núcleos se produce el transporte de masa de
los iones en dirección perpendicular a la superficie.
Existe también un fenómeno de corrosión bajo esfuerzo. La
rotura por corrosión bajo esfuerzo de los metales tiene su origen en la
combinación de efectos de tensiones intensas y corrosión específica que actúa
en el entorno del metal. La rotura suele comenzar en una fisura u otra
discontinuidad de la superficie metálica. En la punta de la grieta la corrosión
electroquímica causará una disolución anódica, con lo que el metal se va
disolviendo y la grieta avanza en un plano perpendicular al de las tensiones o
el esfuerzo aplicado. Si se frena el esfuerzo o la corrosión, la grieta frena
su avance.
El proceso de
corrosión puede prevenirse de múltiples formas. Una de ellas es la técnica del
recubrimiento metálico. Estos recubrimientos se aplican de modos diversos y
sirven como películas protectoras o como materiales que se corroen en lugar de
los metales a los que cubren. En el caso del acero galvanizado (acero
recubierto de cinc), el cinc posee una mayor tendencia a la oxidación y, por lo
tanto, constituye el ánodo de la reacción. El acero actuará como cátodo y no
sufrirá oxidación alguna. Sin embargo, otros metales como el cobre no pueden
proteger al hierro por ser menos oxidables (con menor capacidad anódica) que
éste último. De lo que estamos realmente hablando es de la escala de
potenciales de reducción.
En esta práctica vamos a estudiar las reacciones de
oxidorreducción que tienen lugar en varios clavos en los que se provocan
fenómenos de corrosión. Comprobaremos que en los clavos de hierro existen zonas
con diferente potencial anódico, esto es, con distinta capacidad para la
oxidación. En las zonas sometidas a mayor tensión (cabeza y punta del clavo) el
metal es más anódico y por tanto más fácilmente oxidable. El hierro metálico se
oxida a hierro 2.
2Fe (s) Æ 2Fe2+ (aq)
+ 4 e–
El ion ferroso reacciona con el ferricianuro potásico para
producir un precipitado azul, el azul de Turnbull.
H2O + K+ + Fe2+ (aq) + Fe(CN)6 3– (aq) Æ KFe [Fe(CN)6]* H2O
Los electrones cedidos por los dos extremos del clavo atraviesan
su parte central y ahí reducirán al oxígeno disuelto en una disolución de gel,
para transformarlo en iones hidroxilo. El incremento de la concentración de
iones OH- ocasiona un cambio de color del indicador fenolftaleína, que virará
de incoloro a rosa.
O2 + 2 H2O + 4 e– Æ 4
OH–
Material y reactivos
— Vaso de precipitado de 250 ml.
— Placa de Petri.
— Clavos de hierro y
de acero galvanizado.
— Clavos cobreados y cromados.
— Papel de aluminio.
— Gelatina o agar-agar en polvo.
— Ferricianuro
potásico K3 [Fe (CN)6 ] 0,5 M.
— Disolución de
fenolftaleína.
Procedimiento experimental
Preparar una
disolución de agar-agar o gelatina en agua caliente. Se vierte una cantidad (6
g) en 150 ml de agua en un vaso de precipitados y se pone a calentar en una
placa calefactora, con agitación constante. Cuando la gelatina está
completamente disuelta, dejar enfriar un poco la disolución. Cuando esté
templada, añadir con un cuentagotas unas 10 o 12 gotas de la solución de
ferricianuro potásico 0,5 M y unas 10 o menos gotas de fenolftaleína, siempre
con agitación.
Preparar dos placas de Petri, cada una de ellas con tres
clavos. En la primera colocar un clavo normal otro clavo doblado por su parte
central y un tercer clavo galvanizado. En la segunda placa de Petri, colocar un
clavo recubierto en parte de papel de aluminio, un clavo cobreado y un último
clavo cromado.
Verter en ambas placas la disolución de agar o gelatina (con
el ferricianuro y la fenolftaleína) sobre los clavos, de manera que éstos
queden completamente cubiertos por el agar y/o gelatina.
Al cabo de unos
minutos se puede observar cierta coloración tenue en la cabeza y en la punta de
los clavos. Sin embargo, para apreciar mejor el efecto de la corrosión habrá
que dejar las placas durante toda la noche en los cajones de las mesas de
prácticas. Observar la coloración al día siguiente y anotar las diferencias que
aparecen en los distintos clavos.
domingo, 25 de octubre de 2015
Laboratorio de quimica
Este es un espacio destinado a todos aquellos que están interesados en el ambiente de la quimica, aqui se expondran algunos temas en cuanto a la realizacion de practicas de laboratorio, en diferentes ambitos se podra observar diferentes procesos
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