Este informe de laboratorio presenta los resultados de dos procedimientos realizados para demostrar experimentalmente el carácter electroquímico de la corrosión. El procedimiento 1 midió la diferencia de potencial entre electrodos de cobre y acero en soluciones con diferentes concentraciones de NaCl. El procedimiento 2 observó la formación de zonas anódicas y catódicas en los electrodos al aplicar voltajes crecientes en soluciones con NaCl y usar un indicador de pH. Los resultados mostraron que la corrosión es un proceso electroquímico donde uno de los metal

1. INFORME DE LABORATORIO
“ELECTRÓLISIS”
Presentado por:
Daniel Andrés Aramburo
Karen Rivera Martínez
Andrea Palacio
Nicolás Reyes
Presentado a:
Profesor: Oscar Javier Suarez
UNIVERSIDAD DE AMÉRICA
FACULTAD DE INGENIERÍA
CORROSIÓN
BOGOTÁ
2013

2. Contenido
OBJETIVO GENERAL......................................................................................................................3
OBJETIVOS ESPECIFICOS .............................................................................................................3
PROCEDIMIENTO...........................................................................................................................4
Procedimiento 1...........................................................................................................................................4
Procedimiento 2...........................................................................................................................................4
RESULTADOS..................................................................................................................................5
Procedimiento #1 .........................................................................................................................................5
Procedimiento #2. ........................................................................................................................................6
ANALISIS DE RESULTADOS .........................................................................................................8
Procedimiento #1. ........................................................................................................................................8
Procedimiento #2. ........................................................................................................................................9
CONCLUSIONES............................................................................................................................ 11
BIBLIOGRAFÍA ............................................................................................................................. 12

3. OBJETIVO GENERAL
 Entender por qué y en cuales casos es posible ver las zonas anódicas y
catódicas en un metal que sufre corrosión
OBJETIVOS ESPECIFICOS
 Demostrar experimentalmente el carácter electroquímico de la corrosión
visualizando la existencia de zonas anódicas y catódicas en un metal que
se corroe, mediante el uso de indicadores químicos.
 Introducir el concepto de par galvánico y sus semirreacciones.

4. PROCEDIMIENTO
Procedimiento 1.
Procedimiento 2.
INICIO
Llenar un vaso de
precipitado hasta ¾ de su
volumen con agua (350mL).
Llenar una cuba
hasta ¾ de su
volumen con agua
(600 mL).
Agregar 9,97 g de
NaCl y repetir
procedimiento 3.
Conectar el electrodo de cobre
al negativo y el de acero al
carbón al positivo de la fuente.
Tomar lecturas de
voltaje cada 30 s hasta
que se estabilice
Introducir dos electrodos
(Cobre y Acero al
Carbón) en el vaso.
Agregar 9,99 g de NaCl y
repetir el procedimiento
anterior.
FIN
INICIO
Sumergir los
electrodos en la cuba
y agregar una gota de
fenolftaleína a cada
uno.
Registrar lo
observado.
Encender la fuente y
aplicar una diferencia
de potencial de 1V.
Registrar lo
observado y datos de
corriente y voltaje.
Aumentar la diferencia
de potencial en 1 V y
repita procedimientos 4
y 5.
Repetir el
procedimiento anterior
hasta 6 V.
Agregar 9,96 g de NaCl
y repetir procedimientos
3, 4, 5, 6, 7 y 8.
Agregar 10,07 g de NaCl
y repetir procedimientos
3, 4, 5, 6, 7 y 8.
FIN

5. RESULTADOS
Procedimiento #1
Tiempo (s)
Diferencia de Potencial (V)
Agua pura NaCl 0,49 M NaCl 0,98 M
0 0,094 0,126 0,193
30 0,111 0,165 0,21
60 0,111 0,181 0,213
90 0,126 0,198 0,223
120 0,134 0,21 0,229
150 0,142 0,221 0,235
180 0,15 0,226 0,235
210 0,159 0,233 0,24
240 0,167 0,239 0,243
270 0,176 0,245 0,243
300 0,187 0,25 0,247
330 0,197 0,255 0,238
360 0,208 0,26 0,245
390 0,219 0,263 0,252
420 0,229 0,266 0,256
450 0,24 0,271 0,258
480 0,251 0,274 0,26
510 0,261 0,277 0,262
540 0,27 0,28 0,264
570 0,279 0,282 0,266
600 0,288 0,284 0,267
Tabla No.1. Datos de diferencia de potencial vs tiempo para diferentes concentraciones de Cloruro de Sodio en la
celda galvánica del procedimiento 1.

6. Gráfica No.1. Comportamiento de la diferencia de potencial vs el tiempo para diferentes concentraciones de
Cloruro de Sodio en la celda galvánica del procedimiento 1.
Procedimiento #2.
o Sin suministrar voltaje y al agregar la gota de fenolftaleína no se
observó nada anómalo.
o En general lo observado fue un cambio de coloración (de Incoloro a
Fucsia) cerca al electrodo de cobre y algunas burbujas sobre la
superficie del mismo.
o En la prueba con agua pura, fue solo después de suministrar un
voltaje de 4 V que se pudo observar un cambio de coloración cercano
al electrodo de cobre y solo hasta 6 V se observaron algunas burbujas
cerca al mismo.
0
0.05
0.1
0.15
0.2
0.25
0.3
0.35
0 100 200 300 400 500 600 700
DiferenciadePotencial(V)
Tiempo (s)
Voltaje v.s. Tiempo
Agua pura
NaCl 0,49 M
NaCl 0,98 M

7. Diferencia de
Potencial (V)
Corriente eléctrica (A)
Agua pura NaCl 0,34 M NaCl 0,57 M
0 0 0 0
1 0 0 0
2 0 0,025 0,04
3 0 0,06 0,09
4 0 0,09 0,14
5 0 0,12 0,19
6 0 0,16 0,25
Tabla No.2. Datos de corriente eléctrica versus diferencia de potencial aplicada para diferentes concentraciones
de Cloruro de Sodio en la celda electrolítica del procedimiento 2.
Gráfica No.2. Corriente eléctrica versus diferencia de potencial aplicada para diferentes concentraciones de
Cloruro de Sodio en la celda electrolítica del procedimiento 2.
0
0.05
0.1
0.15
0.2
0.25
0.3
0 1 2 3 4 5 6
Corrienteeléctrica(A)
Diferencia de Potencial (V)
Corriente eléctrica v.s. Diferencia de Potencial
Agua pura
NaCl 0,34 M
NaCl 0,57 M

8. ANALISIS DE RESULTADOS
Procedimiento #1.
Reacciones que podrían ocurrir (en forma de reducción):
Fe2+
+ 2 e-
Fe0
(EEH = - 0,44 V)
Cu2+
+ 2e-
Cu0
(EEH = 0,34 V)
2H2O + O2 + 4e-
4 OH-
(EEH = 0,40 V)
Na+
+ e-
Na0
(EEH = - 2,71 V)
Cl2 + 2e-
2 Cl-
(EEH = 1,36 V)
Reacciones que ocurren, según los potenciales de oxidación – reducción.
Fe0
Fe2+
+ 2 e-
(EEH = 0,44 V)
2H2O + O2 + 4e-
4 OH-
(EEH = 0,40 V)
Luego el potencial de la celda galvánica es 0,84V.
Según las reacciones anteriores la oxidación se lleva a cabo en el acero al
carbón, la reducción se realiza en el cátodo que es el cobre, y el agua es quien
se reduce generando iones hidroxilo.
El voltaje generado en la práctica fue mucho menor al esperado según el
potencial de la reacción, sin embargo, la tendencia ascendente de los
potenciales en la gráfica No.1 indicaría que en algún momento se podría
alcanzar ese valor.

9. Procedimiento #2.
El fundamento de este procedimiento es la electrolisis del agua, esta
normalmente se encuentra disociada en iones H+
y OH-
. Al suministrar
corriente eléctrica se genera una reducción en los iones H+
que pasan a ser
Hidrógeno gaseoso.
2H+
+ 2e-
H2
0
(g) (EEH = 0)
Al consumirse iones H+
se genera un exceso de OH-
en la solución acuosa
cercana al electrodo en el que ocurre la reacción anterior, por lo que el pH
aumenta y la fenolftaleína cambia de color.
En el electrodo de acero al carbón, se produce la oxidación del mismo,
generando los electrones necesarios para la reducción de los iones hidronio.
Fe0
Fe2+
+ 2 e-
(EEH = 0,44 V)
Por lo anterior se puede deducir que la reacción en sí es espontánea, pero al
suministrar una mayor diferencia de potencial esta se realizara más
rápidamente, generando además electrones adicionales para que se
produzca un flujo de corriente eléctrica (Amperaje). Este flujo de corriente se
hace mayor al aumentar el voltaje y la concentración del electrolito debido a
que la conductividad del mismo depende de la cantidad de iones disociados
en la solución (concentración).

10. Los parámetros que definen la conductividad de un electrolito son:
Carácter del electrolito
 Los electrolitos fuertes son capaces de disociarse completamente en
solución, mientras los electrolitos débiles son aquellos que no se disocian
completamente; la concentración de iones en una solución de un
electrolito débil es menor que la concentración de dicho electrolito.
Concentración
 El flujo de corriente eléctrica en un electrolito se hace mediante el
transporte de iones de un lugar a otro, por lo que a mayor cantidad de
iones presentes en la solución mayor será la conductividad de la misma.
Viscosidad del medio en el que los iones han de moverse (solución)
 El transporte de iones de un lugar a otro se hace más fácil conforme la
viscosidad disminuye. Como la viscosidad de un líquido disminuye con la
temperatura, la facilidad de transporte iónico y por tanto la conductividad
eléctrica aumentará a medida que se eleva la temperatura.
Voltaje aplicado
Tipo, número, carga y movilidad de los iones presentes
Viscosidad del medio en el que éstos han de moverse.

11. CONCLUSIONES
1. De acuerdo a los resultados obtenidos se puede comprobar que la unión de dos
metalesdentro de una solución da como resultado una reacción Redox.
2. Una diferencia marcada entre las pilas en la electrolisis y la corriente eléctrica, es que
esta última puede generaruna reacción química.
3. La electrolisis del agua, suele requerir de mucha energía, debido a su baja
conductividad eléctrica, para esto se puede mejorar con la ayuda de un electrolito
cualesquiera, una sal, unácido, o unbase.

12. BIBLIOGRAFÍA
 Vila. G. Corrosión. Electroquímica – Mecanismos y métodos de control.
Universidad Nacional de Colombia (1992).
 Brown Theodore L. (2004). Química la ciencia central Novena edición. 776-
800.
 Beltrán Jose, (1975). Química avanzada nuffield. 155-158.
 Laitinen Herbert (1.982). Análisis Químico. 227-228.
 Instituto tecnológico de canarias: Electrolisis del agua. Recuperado el 06 de
abril de 2013.