Nombre: Valdospino Cevallos Denisse

Paralelo: 2

Profesor: PhD. Joel Vielma

Fecha de entrega: 27/noviembre/2016

Guayaquil - Ecuador

ESPOLLABORATORIO DE

QUÍMICA GENERAL 22DO TÉRMINO2016 - 2017

CORROSIÓN

Ilustración 1. Fotos tomadas en el laboratorio de Química General 2. Practica #5

Ilustración 2. Corrosión del hierro en contacto con el agua. Imagen tomada del libro Química la ciencia central. Brown, 11a Edición.

1. Tema:

CORROSIÓN

2. Marco teórico

Existen reacciones de oxidación – reducción que se reconocen como indeseables y son estas las que originan la corrosión en los metales, estas reacciones suceden de forma espontánea y aquí los metales son atacados por una sustancia que lo convierte en un producto no deseado. (BROWN, 2009).

Los metales se encuentran expuestos a la acción atmosférica, la cual esta compuesta de 79% de nitrógeno y 21% de oxígeno, entre los dos el que realiza toda la acción atmosférica es el oxígeno, dado que al nitrógeno se lo considera un gas inerte. La actividad que el oxigeno puede realizar sobre los metales es poca debido a que este se encuentra en forma molecular y que los metales son muy estables, por lo que es necesaria la intervención de otro agente para que los metales

puedan reaccionar en presencia del oxígeno, estos factores son el calor y la humedad. (Fernandez, 2009).

Ilustración 3. Ejemplo de corrosión. Imagen tomada de url: http://www.grao.com/revistas/alambique/070-hacia-la-competencia-cientifica/una-practica-de-laboratorio-sobre-corrosion-de-metales-para-secundaria

Se define a la corrosión como la destrucción lenta y progresiva de los metales debido a un agente exterior, como ya se mencionó la humedad. Existe la corrosión atmosférica que es la que se produce por la acción del oxígeno presente en el aire y la humedad, sobre los metales y también existe la corrosión química que la producen los ácidos y álcalis. (Fernandez, 2009).

Los metales que se encuentran en contacto directo con el agua son los que mayormente son atacados por la corrosión, como por ejemplo las estructuras marinas, por lo que existen formas de proteger las estructuras metálicas de este ataque. (Fernandez, 2009).

El proceso de corrosión del hierro se produce como ya se indicó por la exposición del metal a la humedad en presencia de oxígeno, pero además existen otros factores que la producen como: el pH de la disolución, el contacto con metales más difíciles de oxidar y la presencia de sales que además pueden acelerar el proceso de corrosión. (BROWN, 2009)

El proceso de corrosión del hierro es de naturaleza electroquímica y es el tipo de corrosión mas común, el metal conduce por si mismo electricidad. Los electrones pueden viajar a través del metal desde un lugar donde ocurre la oxidación hacia otro donde ocurre la reducción. Debido a los potenciales de reducción del Fe2+ y el O2, el hierro se oxida mediante el oxigeno. (BROWN, 2009).

En una porción de hierro se produce una oxidación del Fe a Fe2+, los electrones que se liberan aquí viajan hacia una porción que actúa como cátodo, en esta porción se reduce el O2, al reducirse el oxígeno se va a requerir H+, y esto causa un aumento del pH, que desfavorece la reducción del O2. El hierro no se corroe en contacto con una solución con un pH mayor a 9. (BROWN, 2009).

El hierro Fe2+ que se formó en el ánodo al inicio, se oxida formando Fe3+, formando óxido de hierro (iii) hidrato que se lo conoce como herrumbre. (BROWN, 2009).

Ilustración 4. Reacciones que se producen en el ánodo y en el cátodo durante la corrosión. Imagen tomada del libro Química la ciencia central. Brown, 11a Edición.

Ilustración 5. Reacción en la que se muestra como producto la herrumbre. Imagen tomada del libro Química la ciencia central. Brown, 11a Edición.

Es importante mencionar que no solo en el hierro se produce la corrosión, pues todos los metales que están en la parte superior de la serie electroquímica, es decir, los metales a los que les corresponden un potencial de reducción bajo, son los que se corroen con más facilidad. (Escuela Superior Politecnica del Litoral - ICQ,2003).

Existen diferentes métodos que se utilizan para evitar o contrarrestar la corrosión del hierro, entre estos está el recubrimiento de este con pintura u otros metales como el estaño o el zinc. (BROWN, 2009).

3. Objetivo general

Probar el proceso y presentar el efecto de la corrosión en una muestra metálica, (lana de hierro) en contacto con el agua y el aire.

4. Objetivos específicos

Establecer las reacciones que se producen durante la corrosión del hierro. Observar el proceso de corrosión en ambos procedimientos que se van a

realizar. Anotar las diferencias que se presenten durante el tiempo de la corrosión y

al finalizar la misma.

5. Materiales y equipos

Reactivos

Solución de ferrocianuro de potasio K4Fe(CN)6

Agua destilada Cloruro de sodio NaCl

V a so d e p re c ip ita c ió n d e 2 5 0 m l

La n a d e h ie rro (F e )

A g ita d o r

T u b o d e e n sa y o

S o p o rte u n ive rsa l y a g a rra d e ra p a ra tu b o

1.

2.

3.

4.

5.

6. Procedimiento experimental

Primera parte: Corrosión de hierro en la

mezcla.

Se mezcló en un vaso de precipitación, 10 ml de solución de cloruro de sodio NaCl (2%) con 1 ml de solución de ferrocianuro de potasio K4Fe(CN)6.

Se agitó la mezcla .Se introdujo en la mezcla de las soluciones, un pedazo de lana de hierro.Se dejó el vaso y se fue observando y anotando cada uno de los cambios que se presentaban a medida que transcurría la corrosón. Ilustración 6.

Segunda parte: Corrosión de hierro en el

aire.

En un tubo de ensayo, limpio y seco, se introdujo un pedazo de lana de hierro que había sido previamente humedecido.En un vaso de precipitación de 250ml se colocó agua destilada hasta una altura que se anotó.Luego se ubicó de forma invertida el tubo de ensayo en el vaso de precipitación. Se igualó el nivel del agua dentro y fuera del tubo de ensayo. Ilustración 7. Se determinó con la ayuda de una regla, la altura de la columna de aire, tanto al inicio como al final (despuesde 40 min).

7. Resultados obtenidos

Reacciones.

Fe( s)+12O2(g )

+2H (ac )+¿→Fe( ac )

2+¿+H2O( l)¿ ¿

2 Fe( s)+12O2( g)

+2H (ac )+¿→ 2Fe (ac )

2+¿+H 2O( l )¿¿

4 H2O+2 Fe3→6H+¿+Fe 2O3 .3 H2O¿

2 Fe3+¿+32 O2+3H 2O→Fe2O3 .3 H 2O¿

Cálculos.

Obtención del volumen que se obtuvo en la segunda parte del procedimiento después de los 40 minutos.r= radio del tubo de ensayo.h= atura del nivel de agua dentro del tubo de ensayo después de los 40 minutos.La altura inicial del agua dentro del tubo era 0; por lo tanto el volumen inicial también lo era.

V=π r2h

V=π (0.75cm )2 (0.3cm)=0.53cm3

Obtención de los gramos de óxido de hierro que se producen durante el proceso de corrosión.

1moldeO2≡22.4 l deO2

1cm3≡1ml

2 Fe+32O2→Fe2O3

0.53ml02×1moldeO2

22.4×103ml deO2×1molde Fe2O332moldeO2

×159.69gde Fe2O31molde Fe2O3

¿2.52×10−3 gde Fe2O3 Observaciones.

Primera parte.A medida que transcurría el tiempo, la mezcla en la que se encontraba la lana de hierro sumergida se fue haciendo de color azul.

Segunda parte.El tubo de ensayo al inicio del proceso se empañó.Casi al final se notó un ligero cambio de color en la lana de hierro que se encontraba dentro del tubo de ensayo.

8. Análisis de los resultados

o La primera parte del procedimiento fue demostrativa, en la cual se pudo observar como al colocar la lana de hierro dentro de la mezcla de cloruro de sodio y ferrocianuro de potasio, el color de esta fue cambiando a medida que el tiempo transcurría, no se visualizó un cambio en el volumen de la solución.

o En comparación con la primera parte del procedimiento, en la segunda parte de este, no se observaron cambios en el color de la solución, el hierro no tuvo un contacto directo con el agua destilada contendida en el vaso de precipitación, únicamente se humedeció la lana; lo que si existió fue una variación del volumen en el nivel del agua que se introdujo en el tubo de ensayo dado que el O2 se reduce.

o Para poder observar diferencias en la segunda parte, se tuvo que esperar a que transcurriera más tiempo que en la primera parte del procedimiento, es decir la corrosión del hierro en presencia del aire se tardó mas tiempo que en la mezcla.

9. Conclusiones y recomendaciones

Se recomienda estar atento durante todo el tiempo del procedimiento, esto en la primera parte del procedimiento para poder ver si a medida que transcurre el tiempo la solución se hace de color más oscuro o si llega a un color de estabilidad.

La corrosión del hierro en presencia del aire y la humedad tardó más tiempo en mostrar diferencias que en la corrosión del hierro sumergido en las soluciones.

El volumen de agua en el tubo de ensayo al inicio de la corrosión en la segunda parte del procedimiento era cero y después de los 40 minutos aumentó, lo que nos lleva a que existió una reducción del O2.

La lana de hierro en ambos procedimientos se mantuvo en su estado sólido, pero en el segundo procedimiento, donde la lana se encontraba humedecida dentro del tubo de ensayo fue posible observar un leve cambio de color, con una tendencia a color naranja o rojo, pero esto fue muy leve y es producto de la corrosión.

10. Bibliografía

(2009). Química la Ciencia Central. En L. B. BROWN, Química la Ciencia Central (págs. 842 - 872). México: Pearson Pretince Hall.

Escuela Superior Politecnica del Litoral - ICQ. (2003). Manual de Prácticas de Química General 2. Guayaquil.

Fernandez, F. L. (11 de 2009). Recuperado el 22 de 11 de 2016, de http://www.eduinnova.es/monografias09/Nov09/Corrosion.pdf