Hidrógeno. Oxígeno. Corrosión.
Enviado por monto2435 • 23 de Marzo de 2018 • 3.797 Palabras (16 Páginas) • 293 Visitas
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B. Mg:
En agua destilada se observa una zona rosa alrededor del metal. Las reacciones a esperar son:
[pic 18][pic 19]
[pic 20][pic 21]
[pic 22]
En este caso, la ecuación de Nernst es:
[pic 23]
A temperatura ambiente, el adquiere un valor de 2,12, lo cual indica que la reacción es espontánea. Al calentar el medio se observó un mayor burbujeo. Se deduce que aumentó la producción de H2 (g) acelerando la reacción. [pic 24][pic 25]
C. Zn
La reacción esperada es:
(Reducción)[pic 26][pic 27]
(Oxidación)[pic 28][pic 29]
(Global)[pic 30]
Siendo la Ecuación de Nernst en éste caso:
[pic 31]
En agua destilada (pH=7) el valor de es 0,463 >0. Espontánea a temperatura ambiente como se observó experimentalmente con el burbujeo.[pic 32][pic 33]
D. Al:
Se percibió un color rosa alrededor del metal, lo que indica el desprendimiento de oxihidrilos. La reacción a observar es:
Y la expresión de la ecuación de Nernst es:
A temperatura ambiente,
E. Fe:
Se observó desprendimiento de burbujas, atribuidas al desprendimiento de H2 gaesoso, lo cual nos indicaría que el agua se redujo, por lo que el metal se oxidó. La reacción balanceada es :
Y la ecuación de Nernst que utilizaremos para analizar la termodinámica de la reacción es:
A temperatura ambiente,
2. En medio ácido:
Luego los metales se sumergieron en HCl y H2SO4, y también se analizaron los resultados en frío y en caliente
A. Zn:
Este metal fue sumergido en HCl y H2SO4. En ambos la reacción fue violenta y exotérmica desintegrándose el metal. Se observó un precipitado blanquecino de la reacción con H2SO4 que puede deberse a la precipitación del ZnSO4.
Al igual que en el caso de Zn en agua destilada, la reacción balanceada es:
(Reducción)[pic 34][pic 35]
(Oxidación)[pic 36][pic 37]
(Global)[pic 38]
Siendo la Ecuación de Nernst en éste caso:
[pic 39]
A temperatura ambiente, adquiere un valor de 0,986 V, mientras que a 90 º C, este valor asciende a 1,035 V. Ambos sugieren que la reacción es espontánea, lo que coincide con la realidad experimental.[pic 40]
B. Al:
En HCl, la reacción es exotérmica y el metal se desintegró totalmente dando lugar a que el burbujeo fuera gris en vez de blanco como en los casos en los que había reacción pero el metal no se desintegraba. Adicionalmente, la velocidad de la reacción fue incrementando con el tiempo, es decir, a medida que la temperatura aumentaba se favorecía cinéticamente a la reacción.
En H2SO4, en frío no sucedía reacción, pero al calentar el tubo se observó burbujeo blanquecino.
Al igual que en el caso de Zn en agua destilada, la reacción balanceada es:
(Reducción)[pic 41][pic 42]
(Oxidación)[pic 43][pic 44]
2 (Global)[pic 45]
Siendo la Ecuación de Nernst en éste caso:
[pic 46]
A temperatura ambiente, y a 90ºC, . Estos datos justifican que en HCl se hayan osbervado cambios.[pic 47][pic 48]
Con respecto al H2SO4, se observa que si bien la reacción era espontánea, no sucedió (al menos no en frío). Esto lo atribuimos a una posible pasivación con una capa de Al₂(SO₄)₃, lo cual además explicaría lo blanquecino del burbujeo.
C. Fe:
En HCl, se observa un burbujeo leve si se lo compara con el resto de los metales. En H2SO4, se observa un burbujeo gris, debido a que el metal se desintegró. La reacción balanceada es:
(Reducción)[pic 49][pic 50]
(Oxidación)[pic 51][pic 52]
2 (Global)[pic 53]
Siendo la Ecuación de Nernst en éste caso:
[pic 54]
A temperatura ambiente, la diferencia de potencial asciende a 0,527 V. En cambio, a 90 ºC, el valor cambia y pasa a ser 0,636 V. Si se comparan ambos valores con los de los otros valores, se ve que son claramente mucho menores. Se podría atribuír a ellos el hecho de que el burbujeo fuera tan suave.
D. Pb:
No se observó reacción en HCl en frío, pero sí en caliente. Para analizar la espontaneidad de la misma, evaluamos las diferencias de potencial a las temperaturas a las cuales hemos trabajado. La reacción química balanceada es:
(Reducción)[pic 55][pic 56]
(Oxidación)[pic 57][pic 58]
(Global)[pic 59]
La expresión de la Ecuación de Nernst sería en éste caso:
[pic 60]
A temperatura ambiente, , mientras que a 90 ºC, . Se sabe entonces que la reacción es espontánea en las condiciones en las cuales se trabajó. Se atribuye esto a que es posible que en frío el Pb estuviera pasivado con PbCl2, que es parcialmente insoluble. Cuando se aumentó la temperatura, la solubilidad del PbCl2 aumenta, por lo que el metal deja de estar pasivado y se oxida al quedar expuesto a la solución ácida.[pic
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