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Video Tema 7 Corrosión Parte 2 - Contenido educativo

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Subido el 7 de marzo de 2025 por Estefanía H.

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Entón, para os que non se conectaron a outra vez, 00:00:01
a ver, vou asegurarme de que todo o proceso de grabación 00:00:07
este indo adecuadamente, vale? 00:00:12
Pois, ben, dimos corrosión e recubrimiento, 00:00:18
dimos as generalidades do proceso, 00:00:23
que se vos acordáis, este é o aspecto cando un material se corrói, 00:00:25
e corrosión non é máis que un proceso de oxidación 00:00:31
onde viene implicado un deterioro, 00:00:34
un daño no material. 00:00:37
Entón, é algo non deseado en sí. 00:00:40
De acordo? 00:00:44
Viene dado por un proceso de oxidación. 00:00:46
Vimos as diferencias entre oxidación e corrosión, 00:00:49
o fenómeno de pasivación, 00:00:53
e, bueno, 00:00:56
que sucede realmente 00:00:59
cando se está produciendo a corrosión, 00:01:00
que é unha reacción de oxidación-reducción 00:01:02
que podemos, ademais, 00:01:04
esquematizar como se fose unha pila 00:01:08
onde tenemos un ánodo 00:01:11
que é o que se oxida 00:01:12
e un cátodo que é o que se reduce 00:01:14
e o que se oxida 00:01:16
que libera electrones 00:01:20
é aquel que se vai a corroer 00:01:22
dependendo do que pongamos ao lado 00:01:24
dependendo do potencial de reducción 00:01:27
dos materiales 00:01:30
que tengamos 00:01:32
así se corroerá unho ou outro 00:01:33
aqueles que ten 00:01:35
máis susceptibilidade a corroerse 00:01:37
é a dizer, tamén a oxidarse 00:01:40
son os que ten un potencial de reducción máis negativo 00:01:42
vale? 00:01:44
e así lo sabremos 00:01:45
logo vimos os tipos de corrosión 00:01:46
uniforme, galvánica 00:01:49
bajo tensión microbiológica 00:01:51
por picadura 00:01:54
selectiva por erosión por cavitación 00:01:55
e logo estuvimos vendo 00:01:58
as celdas electroquímicas 00:02:00
e ataque químico 00:02:02
os procesos de corrosión 00:02:03
pois se dan 00:02:06
formando celdas galvánicas 00:02:08
e electrolíticas 00:02:10
ou por corrosión química 00:02:11
de estas tres maneiras 00:02:14
entón, comenzamos 00:02:16
vendo as celdas galvánicas 00:02:18
que é o que vimos anteriormente 00:02:20
onde temos un ánodo 00:02:22
un cátodo 00:02:23
que a IUPAC 00:02:24
o que recomenda 00:02:27
é que o ánodo 00:02:29
se esquematice á esquerda 00:02:30
e o cátodo á direita 00:02:34
onde temos tamén 00:02:36
un electrolito 00:02:38
e unha corriente eléctrica 00:02:38
onde vemos como van os electrones 00:02:40
en que sentido se moven 00:02:43
así sabemos 00:02:45
tamén o ánodo é o que se vai oxidar 00:02:46
aí pondremos o que se vai oxidar 00:02:49
el que tiene potencial de reducción 00:02:51
más negativo y el cátodo 00:02:54
aquel que se va a reducir. 00:02:55
¿Vale? El que tiene potencial 00:02:58
de reducción más positivo 00:02:59
o mayor. 00:03:02
¿Vale? 00:03:04
Y esto es una celda galvánica que se da de manera 00:03:05
espontánea. 00:03:08
¿De acuerdo? 00:03:10
Por ejemplo, bueno, vimos este 00:03:11
ejemplo, vimos con 00:03:13
el hierro y el cobre. 00:03:15
Este es otro ejemplo. 00:03:18
y si ponemos zinc y hierro 00:03:20
pues es el zinc 00:03:22
aquel que se va a corroer 00:03:24
puesto que tiene un potencial de reducción 00:03:25
más negativo que el hierro 00:03:28
¿vale? 00:03:30
y lo que estuvimos viendo 00:03:32
es que con las celdas 00:03:34
galvánicas 00:03:36
bueno, el calcular 00:03:37
el potencial de pila 00:03:40
o la fuerza electromotriz 00:03:42
también se puede llamar 00:03:43
tiene por supuesto 00:03:45
que ver con esa serie 00:03:47
electroquímica que hemos visto 00:03:50
de los potenciales, ya que se calcula 00:03:51
el potencial de reducción del cátodo 00:03:54
menos el potencial de reducción del ánodo 00:03:55
y para ser una pila galvánica 00:03:57
que sea una reacción 00:03:59
espontánea, esto debe 00:04:01
ser positivo, siempre que esta 00:04:03
reacción no es de positivo 00:04:06
es porque va a ser espontánea 00:04:07
y es una celda galvánica 00:04:09
y estos potenciales de reducción 00:04:11
son los que tenemos 00:04:14
en la serie 00:04:15
electroquímica. 00:04:16
Aquí lo vemos 00:04:20
de menos a 00:04:21
más, es decir, los más 00:04:23
sensibles a oxidarse o correrse 00:04:26
y los menos 00:04:28
sensibles a hacerlo, es decir, 00:04:30
los que se van a reducir. 00:04:32
O tamén les podemos llamar agentes oxidantes 00:04:33
de estos. 00:04:36
Y esto se ve 00:04:38
en condiciones estándares, 00:04:43
pero que sucede cuando 00:04:44
tenemos los condiciones 00:04:46
de estándares son 25 grados 00:04:48
unha atmosfera 00:04:50
e unhas disoluciones 1 molar 00:04:51
pero cando 00:04:54
non é 1 molar 00:04:56
que ponemos diferentes disoluciones 00:04:57
en el cátodo ou en el ánodo 00:04:59
aquí vemos que é 1 molar 00:05:01
pero pode cambiar 00:05:04
e o máis normal é que sea diferente a 1 molar 00:05:05
que hai disoluciones 00:05:08
diferentes 00:05:10
entón 00:05:11
hai que aplicar 00:05:15
a ecuación de Nernst 00:05:17
que lo habéis visto en instrumental 00:05:18
todo esto, esto al final 00:05:20
es redox, y esta es la ecuación 00:05:22
de Nernst, donde el potencial 00:05:24
de el cátodo 00:05:26
o del ánodo 00:05:28
sería igual a su potencial estándar 00:05:29
más 0,059 00:05:32
partido el número 00:05:35
de electrones que se intercambian 00:05:36
por el logaritmo de la concentración 00:05:38
de la forma oxidada 00:05:40
también habéis visto la misma ecuación 00:05:41
pero en vez de ser más 00:05:44
menos 00:05:46
0,059 partido 00:05:47
o número de electrones intercambiados 00:05:49
por logaritmo de la inversa 00:05:51
de la forma oxidada. 00:05:53
Vale? E o potencial 00:05:55
de pila 00:05:57
se pode calcular 00:05:58
introduciendo agora 00:06:01
esta ecuación, este 00:06:02
ajuste aquí 00:06:05
para o cátodo 00:06:06
e a do ánodo aquí, 00:06:09
vale? Que é o máis sencillo. 00:06:11
Ou tamén podemos utilizar esta de aquí 00:06:13
que é ese incremento 00:06:15
do potencial de pila 00:06:19
o potencial de pila é igual 00:06:21
ao potencial de reducción 00:06:23
do cátodo menos o do ánodo 00:06:26
menos 0,051 de partido 00:06:27
en o número de electrones 00:06:32
por logaritmo da constante de equilibrio 00:06:34
entón, realmente 00:06:36
isto podemos verlo, vamos a verlo nos problemas 00:06:39
pero con saber isto 00:06:42
e que aquí iría isto 00:06:44
e aquí iría aquí 00:06:45
o sea, perdón, aquí iría isto 00:06:46
e aquí iría isto 00:06:48
la del cato del ánodo 00:06:50
me dá igual a manera que la queráis calcular 00:06:52
a que máis acostumbrados estéis 00:06:55
pois ya, perfecto 00:06:57
vale? 00:06:59
de hecho, vimos un problema 00:07:00
que lo tenemos aquí 00:07:02
donde ahora tenemos 00:07:04
esta pila 00:07:06
del hierro e del cobre 00:07:08
pero en vez de 1 molar, 0,1 molar 00:07:10
vale 00:07:12
si fuese 1 molar 00:07:14
pues nos daría 00:07:16
más 34 00:07:18
menos 00:07:22
menos 0,44 00:07:23
vale, y daría 00:07:25
0,78 00:07:27
sin embargo 00:07:29
si lo ajustamos 00:07:31
vale 00:07:35
si lo ajustamos 00:07:38
vemos 00:07:40
que 00:07:42
tenemos 00:07:43
más 0,34 00:07:45
más 0,051 00:07:49
de partido 2 00:07:51
por el logaritmo de 0,1 00:07:52
0,3105 00:07:54
e igual aquí 00:07:57
menos 0,44 00:07:59
más 0,051 de partido 2 00:08:00
por logaritmo de 0,1 00:08:03
y da menos 00:08:05
0,4695 00:08:06
¿Vale? 00:08:08
Perdona, una pregunta 00:08:10
Sí, dime 00:08:11
Estuve repasando un ejercicio 00:08:14
y es que en instrumental la fórmula es diferente 00:08:16
y no la entiendo muy bien aquí 00:08:18
La del menos logaritmo 00:08:19
la que usamos 00:08:22
pero es siempre uno 00:08:23
es que nosotros ponemos arriba 00:08:26
el reductor y abajo el oxidante 00:08:28
Es el reductor arriba 00:08:30
¿Y por qué es uno? No lo entiendo 00:08:31
¿Siempre es uno? 00:08:34
Eh... 00:08:37
bueno, é uno 00:08:38
porque se supone que é uno molar. 00:08:40
Vale? 00:08:44
Sí, o sea... 00:08:46
Pero non sempre é uno molar. De hecho, esa fórmula 00:08:48
se usa cando non é uno molar, non? 00:08:50
Sí, pero... 00:08:52
A ver, sí, lo único que aquí 00:08:55
se pone uno molar en el sentido de que 00:08:58
el que... 00:09:01
O sea, é... 00:09:02
Uno molar se considera 00:09:04
al que 00:09:06
al metal, por decirlo 00:09:07
de alguna manera 00:09:09
o sea, é certo que eu tampouco 00:09:10
sinceramente tampouco la veo moi clara 00:09:13
por iso eu utilizo a del más 00:09:16
era por non liarme 00:09:18
e usar a mesma en ambas asignaturas 00:09:19
pero claro, en instrumental 00:09:22
non ponemos un, ponemos a concentración 00:09:24
que nos dan do reductor 00:09:26
entón non entendo moi ben 00:09:28
se queres, lo vemos logo con os ejemplos 00:09:31
vale? 00:09:34
en realidad esta é a inversa 00:09:35
pero, o sea, bueno, yo le digo la inversa 00:09:37
pero es uno molar 00:09:39
entonces, lo vemos con los ejemplos que seguro 00:09:40
que va a quedar más claro, ¿eres Sandra? 00:09:42
Tania 00:09:45
Tania, vale, que tenéis la voz 00:09:46
muy parecida, Tania 00:09:48
pues, Tania, lo vemos con los ejemplos 00:09:49
y así nos aclaramos 00:09:53
¿vale? Mejor, con un ejemplo 00:09:55
te lo, o sea, lo podremos explicar 00:09:57
mejor. Vale, gracias 00:09:59
Sí, sí, y utilizar, bueno 00:10:00
pues la que más, con la que más 00:10:03
familiarizados estéis 00:10:04
Entón, bueno, como veis aquí 00:10:06
Eu he utilizado a del más 00:10:12
Se fosse a del menos 00:10:14
Aquí seria 1 partido 0,1 00:10:16
Vale? 00:10:19
E daría isto 00:10:21
A del potencial do ferro 00:10:22
Nos dá menos 4,695 00:10:26
O interesante aquí tamén 00:10:28
E a suma dá 0,78 00:10:31
En realidad 00:10:33
esta 00:10:35
a ver, 10 00:10:36
10, es que lo estoy haciendo de memoria 00:10:39
nos da 00:10:42
si os deis cuenta 00:10:44
nos ha dado lo mismo 00:10:45
que si no son condiciones 00:10:47
estándar 00:10:50
vale, aquí 00:10:51
o sea, esta de aquí 00:10:53
estoy haciendo un sobreesfuerzo para mover 00:10:56
el ratón, porque aquí no me va a ver 00:10:58
pero bueno 00:10:59
puede ser que tenga esa misma fuerza electromotriz 00:11:01
Pero sí que hay que hacer 00:11:04
Esos ajustes 00:11:06
Interesante ver 00:11:08
Que realmente como yo digo 00:11:10
Pensar que es un ajuste 00:11:12
Es decir, en condiciones estándar 00:11:14
Tenemos el cobre 00:11:16
Más 0,34 00:11:17
Y 0,1 molar 00:11:19
Nos da más 0,31 00:11:22
Es decir 00:11:25
No va a ser 00:11:26
Un disparate 00:11:27
Super diferente 00:11:29
A no ser que nos den 00:11:31
Unas concentraciones 00:11:33
extremadamente diluídas 00:11:34
ou extremadamente concentradas. 00:11:37
E iso pode dar pistas 00:11:39
nos exercicios 00:11:41
para saber se está 00:11:42
ben ou está mal. 00:11:45
É a dizer, vai ser algo similar 00:11:46
á anterior. 00:11:48
É a dizer, ajustado. Por iso falo de ajuste. 00:11:50
E no ferro, igual. 00:11:53
No ferro, 00:11:55
temos que en condiciones estándar 00:11:57
son menos 0,44 00:11:58
e aquí nos dá menos 0,4695. 00:11:59
veis 00:12:04
vale 00:12:05
a ver si 00:12:07
tenemos 00:12:10
vale, aquí 00:12:11
esto ya digo, estamos repasando 00:12:13
ya lo vimos en el anterior, lo tenéis también en el otro vídeo 00:12:16
y esto es para 00:12:18
comentaros que 00:12:22
si veis, si ya lo vemos 00:12:24
aquí en el ejemplo 00:12:26
veis que se ha hecho menos positivo 00:12:27
al diluir y se ha hecho 00:12:30
más negativo 00:12:32
ao diluir. 00:12:33
E é que, cando diluímos, 00:12:37
se é máis propenso 00:12:40
a oxidarse. 00:12:41
O sea, hai maior 00:12:44
sensibilidade 00:12:47
a corroerse 00:12:49
cando se dilúen. 00:12:50
E isto nos dá 00:12:53
tamén 00:12:55
a posibilidad de facer pilas 00:12:56
de concentración. 00:12:59
esto es un tipo 00:13:00
de corrosión que vimos 00:13:04
a iración diferencial donde 00:13:06
conteniendo 00:13:08
el mismo elemento 00:13:10
o el mismo material 00:13:12
pero a diferentes concentraciones 00:13:14
se va a generar unha pila 00:13:16
e va a producirse 00:13:18
un proceso de corrosión 00:13:20
e iso se os acordáis no anterior vídeo 00:13:22
sucedía 00:13:24
cando había 00:13:26
diferencia de oxígeno 00:13:27
en el ambiente, por ejemplo, 00:13:29
cando teníamos unha pieza 00:13:31
anclada a outra, 00:13:32
non soldada, 00:13:37
sino que estaba junta, 00:13:39
entón, aí 00:13:42
había menos oxígeno 00:13:43
entre as piezas 00:13:45
e moito máis oxígeno 00:13:46
fora de esa 00:13:48
junta 00:13:50
en sí. 00:13:53
Entón, iso faz que 00:13:55
haya más oxígeno fuera, 00:13:56
menos oxígeno en la junta 00:13:59
y se genera una pila. 00:14:01
Por eso, esas zonas se suelen 00:14:02
corroer más. Y es 00:14:04
interesante, en ese sentido, 00:14:06
no juntar piezas, 00:14:08
no atornillarlas, sino 00:14:10
soldarlas. Siempre soldarlas, 00:14:12
porque, senón, son muy propensas 00:14:15
a corroerse. 00:14:16
Y también, sobre todo, en ambientes 00:14:18
corrosivos, como pueda ser también debajo 00:14:20
del mar. Y también 00:14:22
mantener las mismas condiciones ambientales 00:14:24
airear la zona constantemente 00:14:27
también se suele utilizar 00:14:29
¿vale? lo vamos a ver ahora después 00:14:31
entonces 00:14:33
si por ejemplo tenemos 00:14:35
zinc 0,1 molar 00:14:36
y zinc 0,01 molar 00:14:39
¿vale? 00:14:41
en contacto con metal zinc 00:14:43
¿si? 00:14:45
pues por eso lo del metal zinc 00:14:47
Tania, porque esto lo considera 00:14:49
como 1 molar 00:14:51
como, bueno, de ahí que 00:14:52
se ponga uno 00:14:55
arriba, pero bueno, vamos a verlo 00:14:57
mejor en los ejercicios 00:14:59
se origina la siguiente 00:15:01
pila 00:15:03
el zinc tiene potencial de reducción 00:15:03
menos 0,76, lo introducimos 00:15:06
aquí, más 0,059 00:15:09
partido 2 por logaritmo de 0,1 00:15:11
y nos da menos 0,79 00:15:13
veis que es un pequeño ajuste 00:15:15
más negativo 00:15:17
porque lo hemos 00:15:18
diluído, e o outro 00:15:20
que está máis diluído 00:15:23
10 veces máis, se le 00:15:25
facemos ese ajuste 00:15:27
de potencial de reducción con 00:15:29
a ecuación de Nernst, vemos 00:15:31
que nos dá menos 0,82. 00:15:33
Veis que se 00:15:36
ha hecho máis negativo todavía. 00:15:37
Vale? Se aquí 00:15:40
hiciésemos o potencial de pila, 00:15:41
nos daría 0,03. 00:15:43
Por tanto, é unha 00:15:45
reacción espontánea. 00:15:47
espontánea que se va a dar a cabo 00:15:48
e se va a oxidar 00:15:52
se va a oxidar 00:15:54
el más diluído 00:15:56
va a estar en el ánodo 00:15:56
se va a corroer 00:15:58
esta es la pila de concentración 00:16:00
se aquí hiciésemos tania con el menos 00:16:04
arriba pondríamos el 1 00:16:06
1 como si fuese 00:16:09
el metal que se va a reducir 00:16:12
1 molar 00:16:14
vale? 00:16:15
vamos a ver se vemos algún ejercicio 00:16:17
se non, Tania 00:16:20
déjame buscar algo 00:16:21
e o vemos juntas 00:16:23
no próximo día, ou en unha tutoría 00:16:25
que queiras, vale? 00:16:27
vale, gracias 00:16:28
bien, pois isto 00:16:30
outros exemplos que já 00:16:33
hemos comentado, pois o que decíamos 00:16:35
piezas sumergidas, existencia 00:16:36
de gotas sobre metal, contactos sobre metales 00:16:39
contacto de metales, vale? 00:16:41
en tuberías, en tuercas, veis unha tuerca 00:16:43
en las tuercas 00:16:46
donde también tienes luego un tornillo 00:16:48
tienes una arandela 00:16:50
pues por ejemplo eso 00:16:52
ahí se generan diferencias de concentración 00:16:54
entonces rayas de un material 00:16:57
donde pueda introducirse mejor 00:17:00
el oxígeno 00:17:02
y peor en otros lados 00:17:04
en las rayas se van generando 00:17:09
diferencias de concentración 00:17:10
bien, y nos quedamos aquí 00:17:12
en la celda electrolítica 00:17:15
donde todo lo anterior 00:17:16
son espontáneos 00:17:18
son reacciones que ocurren 00:17:21
en la naturaleza sin tener que suministrarle 00:17:22
una energía 00:17:25
en este caso, con la celda electrolítica 00:17:25
también vamos a producir 00:17:29
un proceso de oxidación y de corrosión 00:17:30
pero vamos a 00:17:33
inducir la reacción química 00:17:35
vamos a suministrar 00:17:37
la energía para que 00:17:39
se produzca, e o vamos a conseguir. 00:17:41
Como 00:17:44
le vamos a suministrar energia, e esa 00:17:45
ya la podemos modular, estas reacciones 00:17:47
van a ser máis rápidas. 00:17:49
Más complejas, porque non van a ser espontáneas, 00:17:51
pero son máis rápidas. 00:17:53
Sin embargo, as outras, pues, bueno, 00:17:55
pueden ser lentas 00:17:57
e limitadas. 00:17:59
Dependiendo, 00:18:01
pueden darse rápidamente, 00:18:03
tamén, si tenemos, pues, bueno, 00:18:05
dos metales que se 00:18:07
encuentran uno moi arriba e outro moi abaixo 00:18:09
dentro da serie electroquímica, 00:18:11
pero, por lo general, son corrosiones lentas 00:18:12
que ocorren na natureza. 00:18:15
Entón, como 00:18:18
celdas electrolíticas, 00:18:19
ejemplos, tenemos 00:18:21
as corrientes de retorno en vías de tren, 00:18:22
estructuras metálicas de edificio, 00:18:25
líquidos conductores que circulan 00:18:28
por tuberías, tipo como 00:18:29
os calentadores de agua, 00:18:31
as instalacións marinas, depósitos enterrados. 00:18:33
Aquí hai celdas 00:18:36
electrolíticas. 00:18:37
E as tenemos 00:18:38
así representadas 00:18:40
vale, tenemos que seguir 00:18:42
o sea 00:18:44
igualmente, bueno, aquí han puesto 00:18:45
cátodo y aquí han puesto 00:18:49
ánodo 00:18:50
pero bueno 00:18:51
esta es la representación 00:18:56
de la celda electrolítica 00:18:58
como tal 00:19:01
y porque la IUPAC decía 00:19:01
disculpadme un momento 00:19:04
vale, para las celdas galvánicas 00:19:05
se utiliza a recomendación 00:19:11
da IUPAC 00:19:13
como veis isto é unha celda electrolítica 00:19:14
e bueno, já o representan así 00:19:17
o cátodo vai ser o polo negativo 00:19:19
puesto que se reduce 00:19:21
e absorve electrones 00:19:22
como é un polo negativo 00:19:26
atrae a electrolitos positivos 00:19:27
e o ánodo 00:19:30
é o polo positivo 00:19:32
é aquel que libera os electrones 00:19:33
portanto, ele se queda 00:19:35
con carga positiva 00:19:37
e, portanto, vai atraer aos electrolitos positivos. 00:19:38
Neste proceso de pila electrolítica, 00:19:42
de celda electrolítica, 00:19:46
necesitamos unha pila, 00:19:47
temos que suministrar a enerxía, 00:19:48
senón non funciona. 00:19:50
E o proceso de disociación e descomposición 00:19:53
da celda electrolítica se chama electrolisis, 00:19:55
que vamos a ver. 00:19:58
E que ecuaciones se utilizan aquí 00:20:02
que reglas, que leyes siguen 00:20:07
pois en este caso se utiliza 00:20:09
a lei de Faraday 00:20:11
as leyes de Faraday 00:20:12
e esta é a ecuación 00:20:14
onde aquí temos o peso 00:20:16
que se dá en gramos 00:20:18
o peso que se deposita 00:20:20
cátodo 00:20:26
que se vai a recubrir 00:20:28
de aquel elemento 00:20:31
que se oxidou no ánodo 00:20:32
portanto podemos falar 00:20:34
de depósito en gramos 00:20:36
del elemento 00:20:39
que se ha oxidado en el cátodo 00:20:40
que lo hemos 00:20:43
recubierto 00:20:44
o podemos hablar del peso 00:20:45
en gramos 00:20:48
del material perdido 00:20:49
que se ha 00:20:52
disuelto en el ánodo 00:20:54
porque se ha corroído 00:20:57
lo mismo va a ser aquel que se va a depositar en el cátodo 00:20:58
o aquel que se ha disuelto 00:21:01
como lo veis aquí 00:21:03
Lo digo por se hablamos tanto de corrosión como tal 00:21:05
o se hablamos de recubrimiento 00:21:08
de un metal 00:21:10
puesto que queremos recubrirlo 00:21:12
corroyendo ese metal 00:21:14
recubrimos 00:21:17
el otro que tenemos en el cátodo 00:21:18
para un proceso 00:21:20
porque queremos protegerlo 00:21:22
o porque queremos hacerlo más conductor, etc. 00:21:23
Podemos hablar de ambos aspectos. 00:21:26
Corrosión y disolución 00:21:30
perdida en gramos 00:21:32
o recubrimiento depósito 00:21:34
en el otro, en el cátodo. 00:21:36
Pero al final, 00:21:38
quien pierde los gramos o se deposita 00:21:39
es el mismo, es aquel elemento 00:21:42
que se va a corroer. 00:21:43
E ese peso es la P. 00:21:45
Luego tenemos el peso equivalente, 00:21:48
que es el peso molecular, 00:21:49
partido el número de electrones que se van a intercambiar, 00:21:51
por la intensidad de corriente 00:21:54
que tenemos que dar en amperios 00:21:56
para que la reacción se lleve a cabo, 00:21:58
por el tiempo 00:22:00
necesario o el 00:22:01
tempo que ha pasado 00:22:04
en esa celda electrolítica 00:22:05
para que se pierdan 00:22:08
esos gramos 00:22:10
partido la constante de Faraday 00:22:10
que son 96.500 00:22:14
coulombios. Esta constante 00:22:16
de Faraday se define como 00:22:18
que se necesitan 00:22:19
96.500 00:22:22
coulombios para depositar 00:22:23
un equivalente de sustancia 00:22:26
en el cátodo 00:22:28
o disolverse en el anodo. 00:22:29
¿Vale? 00:22:33
Tambén se pode representar con unha F, porque lo veis aquí. 00:22:34
Aquí hai outras formas de representar a lei de Faraday con ecuaciones individuales, 00:22:38
pero, bueno, vamos a utilizar esta, vale? 00:22:46
Pero que sepáis que esta F serían 96.500 coulombios, vale? 00:22:48
Entón, as leis de Faraday nos quedamos aquí en el anterior día, 00:22:55
as fórmulas que expresan 00:22:59
de maneira cuantitativa as cantidades depositadas 00:23:03
nos electrodos. A primeira 00:23:05
lei de Faraday de la Electrólisis 00:23:06
dice que a cantidad de masa depositada 00:23:09
nun electrodo é proporcional 00:23:11
á cantidad de electricidade que ha circulado 00:23:13
por el electrodo. É dicir, 00:23:15
cuanto máis energia, 00:23:17
máis corriente eléctrica le hemos dado, 00:23:19
máis masa se vai 00:23:21
a depositar, ou máis masa 00:23:23
se vai a disolver, 00:23:25
se vai a corroer. 00:23:27
isto é lógico 00:23:27
máis forza, máis energia 00:23:30
máis proceso 00:23:33
hemos podido 00:23:34
realizar 00:23:35
de corrosión 00:23:38
a segunda le defarada 00:23:39
e dice que a cantidad de masa depositada 00:23:42
de un elemento en un electrodo 00:23:44
é proporcional ao seu peso equivalente 00:23:46
cuanto máis 00:23:48
peso equivalente 00:23:50
tenga, máis masa 00:23:51
se podrá desprender ou depositar 00:23:53
de ese elemento 00:23:56
en la reacción que hagamos. 00:23:58
Y la tercera ley de Faraday 00:24:01
nos dice que la cantidad de electricidad 00:24:03
que es necesaria para que se deposite 00:24:05
un equivalente gramo de un elemento 00:24:07
son 96.500 coulombios, 00:24:09
como ya hemos dicho, 00:24:12
y que se puede representar también por F 00:24:14
y también se le nombra constante de Faraday. 00:24:15
Fijaos, tenemos también 00:24:22
un ejemplo 00:24:24
extraído, 00:24:26
este ejemplo lo podéis ver tamén 00:24:28
en los ejercicios, están ahí 00:24:30
pero vamos a hacerlo juntos 00:24:32
¿vale? donde tenemos 00:24:33
pues eso, un proceso de electrodeposición 00:24:36
¿vale? de cobre 00:24:38
se utilizan 15 amperios 00:24:40
de corriente eléctrica para corroer 00:24:42
cobre en un anodo y recubrir 00:24:44
un catálogo de hierro, o sea, queremos 00:24:46
que el hierro, la pieza de hierro 00:24:48
se nos recubra de cobre 00:24:50
¿vale? probablemente 00:24:52
bueno, pues buscamos 00:24:53
conductividade, buscamos tamén 00:24:55
que sea máis bonito, 00:24:58
con o color do cobre, quizá, 00:25:00
buscamos protección. 00:25:03
Suponiendo que non hai reacciones secundarias, 00:25:06
cuánto tempo tardará en corroerse? 00:25:08
8,5 gramos do ánodo. 00:25:10
Já nos están dicendo 00:25:13
que queremos corroer 00:25:14
8,5 gramos. 00:25:16
Entón, 00:25:21
onde situaremos 00:25:22
esos 8,5 gramos 00:25:24
del ánodo, que son? 00:25:26
Sabéis decirme alguno? 00:25:28
Que son los 8,5 gramos aquí 00:25:29
en la ecuación? 00:25:31
El peso. 00:25:39
Exacto. Se pone aquí, non? 00:25:42
Nos están dando 00:25:45
el peso 00:25:46
del metal que se va a corroer. 00:25:47
Ese é o dato que nos dan. 00:25:52
Sabemos 00:25:55
o peso molecular 00:25:55
del cobre 00:25:57
que son 63,55 00:26:00
sabemos que el cobre 00:26:01
intercambia dos electrones 00:26:03
por tanto lo dividimos entre dos 00:26:05
sabemos la corriente que nos la han dado 00:26:07
15 amperios 00:26:09
y el tiempo es lo que nos están pidiendo 00:26:10
partido 96.500 00:26:14
colombios 00:26:16
pues ya está, despejamos T 00:26:17
tan sencillo como eso 00:26:20
96.500 00:26:22
pasar arriba, multiplicado por 8,5 gramos 00:26:23
partido, já hemos 00:26:26
hecho esta división 00:26:28
que nos dá 31,78 00:26:30
por 15 amperios 00:26:32
igual a 1721 00:26:34
segundos, que 00:26:36
bueno, convertidos en minutos 00:26:38
28,7 minutos, es decir 00:26:39
un poquito menos de media hora 00:26:42
podemos disolver 00:26:43
cobre o podemos 00:26:46
recubrir hierro con 8,5 00:26:48
gramos de cobre 00:26:50
con unha corriente de 15 amperios 00:26:52
entendéis todo o proceso? 00:26:54
¿Cómo lo veis? 00:26:56
Se entiende, ¿verdad? 00:27:03
Es sencillo. 00:27:05
Bien, y vamos a pasar a la corrosión química. 00:27:09
En este caso, podemos utilizar un corrosivo 00:27:14
que puede ser un oxidante o no ser oxidante, 00:27:21
pero al final son ácidos. 00:27:25
es decir, como corrosivo 00:27:27
podemos utilizar tamén 00:27:30
el ácido sulfúrico 00:27:31
o ácido clorhídrico 00:27:34
e estes son ácidos considerados 00:27:36
no oxidantes 00:27:38
o que van a facer é 00:27:39
unha reacción de ácido 00:27:40
ácido 00:27:44
ácido base 00:27:45
onde se generan 00:27:47
sus protones se convierten en hidrógeno 00:27:49
e desa maneira 00:27:53
al final se liberan 00:27:53
electrones del metal, vale? 00:27:55
Y luego tenemos, 00:28:01
bueno, en este caso, por ejemplo, 00:28:04
si el recipiente está cerrado, 00:28:05
pues no dejaríamos que saliese el hidrógeno 00:28:07
y se alcanza un equilibrio, vale? 00:28:09
Por ejemplo, en esta reacción. 00:28:12
Y no ataca metales nobles, 00:28:14
como no es oxidante, 00:28:15
no ataca metales nobles, vale? 00:28:17
Estas reacciones de corrosión química, 00:28:19
que es una pila de corrosión, 00:28:22
pero mediante unha disolución química. 00:28:25
E logo temos ácidos oxidantes 00:28:30
onde ten doble acción, 00:28:33
por lo que son moi potentes. 00:28:35
Este é potente, 00:28:38
o ácido sulfúrico, 00:28:39
por iso se utiliza. 00:28:40
Pero se ten doble acción, 00:28:42
máis potentes, 00:28:45
como pode ser o ácido nítrico. 00:28:46
Cando vengáis ás prácticas, 00:28:49
faremos unha práctica, 00:28:51
ya lo comentamos en el anterior 00:28:52
vídeo 00:28:54
donde vamos a sumergir 00:28:55
diferentes metales en diferentes 00:28:58
disoluciones 00:29:01
diferentes ambientes corrosivos 00:29:04
y veremos que sucede 00:29:06
en este caso 00:29:08
hay un ataque oxidante 00:29:11
puesto que 00:29:17
lo que hace es atraer 00:29:18
a los electrones 00:29:21
e tamén 00:29:22
hai unha acción de ácido 00:29:23
e entón se forma óxido nitroso 00:29:25
e agua 00:29:28
á elevadas concentraciones permanece o ataque oxidante 00:29:28
e forma películas de óxido 00:29:31
que protegen ao metal 00:29:33
tamén 00:29:34
e estes casos se dan en el caso de la lluvia ácida 00:29:36
con ácido carbónico 00:29:40
con ácido 00:29:41
con el dióxido de azufre 00:29:42
con el óxido nitroso 00:29:45
que se combinan con el agua 00:29:47
esto se da sobre todo en ambientes 00:29:48
onde hai moita contaminación 00:29:51
e se generan ácidos 00:29:53
ácidos carbónicos, sulfúrico, nítrico 00:29:56
e se generan no ambiente 00:29:59
con o qual 00:30:00
estaríamos exponendo 00:30:01
a este ambiente ácido 00:30:04
a este ambiente químico 00:30:06
aos materiales 00:30:13
aos metales 00:30:17
por lo que se acelerará este proceso de corrosión 00:30:18
se tenemos tamén lluvia ácida 00:30:20
en el ambiente. 00:30:22
Bien, pasamos ahora 00:30:28
a ver el penúltimo 00:30:29
punto, que é recubrimiento y protección 00:30:32
de la corrosión, 00:30:34
donde vemos, pues, 00:30:35
diferentes métodos de protección. 00:30:37
Vamos a ver diferentes métodos de 00:30:40
protección y luego pasaremos a los 00:30:41
recubrimientos, ¿vale? 00:30:43
¿Cómo podemos proteger 00:30:45
a los materiales 00:30:47
de la corrosión? Esto es 00:30:49
lo que realmente interesa 00:30:51
realizar, hacer 00:30:53
dentro de 00:30:55
la industria como tal. 00:30:56
É o que se busca, 00:30:59
que esos materiales que salgan ao mercado 00:31:00
e que sean utilizados, 00:31:02
que non se corroan en ningún momento. 00:31:04
Para iso, se utilizan diferentes 00:31:06
ou, unha vez que já se está 00:31:09
en uso, utilizando, 00:31:11
que sistemas podemos emplear 00:31:12
para evitar 00:31:15
a corrosión como tal. 00:31:16
Entón, tenemos o pasivado. 00:31:19
O pasivado 00:31:21
ya hemos hablado antes, hablamos en la sesión anterior 00:31:22
se forman capas de óxido 00:31:26
que disminuyen la velocidad de corrosión 00:31:29
y por tanto la protegen 00:31:31
es decir, el propio material se oxida 00:31:32
se puede oxidar de manera natural 00:31:35
o lo podemos acelerar de manera artificial 00:31:37
formando esas capas de óxido 00:31:41
y por tanto, si ya el material tiene una capa de óxido 00:31:44
ya está oxidado 00:31:47
por tanto, ya no va a ser sensible a la corrosión, 00:31:49
ya no se va a oxidar más. 00:31:54
Y esto es muy empleado. 00:31:56
Luego tenemos modificando el ambiente. 00:31:59
Pues lo que decíamos, aireando permanentemente 00:32:01
para que no haya gradientes de concentración, 00:32:03
o agitando, o utilizando uniones soldadas 00:32:06
en lugar de atornilladas, como decíamos, 00:32:09
para evitar esas diferencias de concentración. 00:32:12
Utilizando inhibidores también, agentes inhibidores, 00:32:15
que son sustancias químicas 00:32:19
que reaccionan con o oxígeno. 00:32:21
Poderían ser, por exemplo, 00:32:22
se tivéssemos unha pila 00:32:24
nos electrolitos. 00:32:25
E desta maneira, 00:32:27
reaccionan con os agentes 00:32:28
que causan a corrosión, 00:32:30
disminuindo esta velocidade. 00:32:32
Hay diferentes agentes oxidantes 00:32:34
que non nos vamos a meter. 00:32:35
Perdón, agentes inhibidores. 00:32:37
E, tamén, por protección catódica, 00:32:40
onde tenemos 00:32:43
donde tenemos 00:32:44
dos sistemas. 00:32:49
Lo que van a hacer estos sistemas 00:32:52
es modificar 00:32:53
el potencial electroquímico, 00:32:55
suministrando electrones. 00:32:57
¿Cómo lo hacemos? Por drenajes 00:32:59
eléctricos, donde lo que se hace 00:33:01
es mandar una corriente de electrones 00:33:03
contraria, 00:33:05
mediante un rectificador 00:33:06
eléctrico, como lo veis 00:33:09
aquí. Aquí del ánodo 00:33:11
saldrían los electrones para allá, 00:33:12
sin embargo, mediante un rectificador 00:33:14
mandamos electrones hacia acá 00:33:17
vale, ya estamos 00:33:19
pues eso, evitando 00:33:20
ese proceso de liberación de electrones 00:33:25
y esa oxidación 00:33:27
y luego también tenemos uno muy interesante 00:33:28
que es el ánodo de sacrificio 00:33:31
y es decir, se va a poner 00:33:33
como ánodo un metal 00:33:35
o material que tenga 00:33:37
mayor capacidad de oxidación 00:33:39
que el 00:33:41
material ou a estructura 00:33:43
que nos queramos proteger. 00:33:45
É a dizer, ponemos algo 00:33:48
que tenga maior propensión a oxidarse. 00:33:49
Por exemplo, neste caso, 00:33:52
tenemos unha tubería de acero, ponemos 00:33:53
un anodo de magnesio. 00:33:55
Pois é ele que se oxidaría, é ele 00:33:57
que se corroiría. Por iso se chama anodo de sacrificio. 00:33:59
Eu me sacrifico 00:34:02
por o outro. 00:34:03
E o que acontece aquí 00:34:06
é que se gastan, se consumen. 00:34:07
E entón, cada 00:34:11
a certo tempo, 00:34:11
hai que ir cambiándolos, 00:34:12
os anodos de sacrificio. 00:34:14
E, logo, tamén tenemos 00:34:16
os recubrimientos, 00:34:17
que os vamos a ver a continuación, 00:34:19
que son outra maneira 00:34:21
de proteger de la corrosión. 00:34:22
Antes de recubrir 00:34:25
e antes de explicar 00:34:26
estes métodos de recubrimiento, 00:34:27
que existen de dos tipos, 00:34:30
metálicos e non metálicos, 00:34:33
o primer paso de todos 00:34:34
é o decapado. 00:34:35
É a dizer, 00:34:37
temos de deixar a peça limpa 00:34:38
e ben pulida, 00:34:40
vale? Para que 00:34:44
se adiera perfectamente 00:34:45
o nosso recubrimiento, vale? 00:34:47
Entón, como o facemos? 00:34:49
Pois limpiamos con disolventes adecuados 00:34:51
e posterior eliminación 00:34:53
de la cascarilla e outros residuos 00:34:55
añadidos, vale? 00:34:56
Pois iso, todo aquello que 00:34:58
sean, pois iso, 00:35:00
as capas que non nos interesen, 00:35:03
lo eliminamos, vale? Para que 00:35:05
haya unha boa adherencia. Que tipos 00:35:07
hai mecánicos, mediante 00:35:09
cepillos, chorros de arena 00:35:10
ou de perdigones, químicos 00:35:12
mediante ácidos e 00:35:15
electrolíticos 00:35:16
igual, mediante 00:35:18
unha pila que se conecta como 00:35:21
ánodo, o metal se conecta como 00:35:22
ánodo 00:35:24
e se vai liberando 00:35:25
esas capas que non nos 00:35:28
interesa 00:35:30
que queremos quitar 00:35:32
bien, pois os recubrimientos 00:35:34
metálicos 00:35:37
tenemos 00:35:38
cuatro tipos 00:35:39
electrolisis, inmersión 00:35:41
metalización, chapado 00:35:44
o laminado 00:35:46
entonces 00:35:47
se produce un recubrimiento de la superficie 00:35:49
con unha capa de metal 00:35:53
lo máis compacta e adherente posible 00:35:53
e de espesor adecuado 00:35:55
protección catódica 00:35:57
se llama 00:36:01
porque o que vamos a recubrir 00:36:01
é o cátodo 00:36:04
entón temos 00:36:05
a electrólisis 00:36:08
a electrólisis é algo 00:36:10
moi utilizado 00:36:12
onde unha cuba 00:36:14
ou unha pila electrolítica 00:36:16
vamos a poner o metal a recubrir 00:36:18
que é o cátodo 00:36:21
e o metal que recubre é o anodo 00:36:21
e se aplican as leis de Faraday 00:36:24
a cantidad de electricidade aplicada 00:36:27
aplicamos electricidade 00:36:30
pois é proporcional a cantidad de substancia 00:36:31
que se vai a depositar 00:36:33
Vamos a disolver o ánodo para llevárnoslo ao cátodo 00:36:34
e producir o recubrimiento. 00:36:40
Que metales se utilizan no ánodo de sacrificio? 00:36:42
Aquellos que se van a diluir, a corroer para recubrir o outro 00:36:46
e así evitar que ese se coroa. 00:36:51
Pois tenemos ao cobre, ao níquel, que se chama niquelado, 00:36:53
ao cromo, que se chama cromado, 00:36:58
ao zinc sobre hierro e acero, que se chamaría galvanizado. 00:37:00
tamén hai un proceso de estañado 00:37:04
é un recubrimiento de estaño sobre acero e hierro 00:37:07
originando a hoja lata 00:37:10
a hoja lata se dá desta maneira 00:37:11
se consiguen recubrimientos moi finos 00:37:16
e aquí, por exemplo, estamos vendo acero 00:37:20
recubierto de unha capa de zinc 00:37:23
onde o zinc, aquí tenemos un ambiente corrosivo 00:37:26
que vai suceder? 00:37:30
pois que é o zinc 00:37:31
aquel que se vai a corroer 00:37:34
protegendo o acero 00:37:36
vale? 00:37:37
non se vai a corroer o acero 00:37:40
senón se vai a corroer o zinc 00:37:41
e aquí temos un vídeo 00:37:43
que é moi interesante 00:37:45
para que veáis exactamente 00:37:47
porque está moi ben comentarlo 00:37:48
pero 00:37:50
vamos a ver a este 00:37:51
pide de todo en Uber Eats 00:38:01
e algo para quitarme este tatu? 00:38:03
o escucháis? 00:38:05
Pide casi casi de todo 00:38:06
Yo soy 00:38:07
Youtuber 00:38:12
Yo tuve que decirle a mi seguro 00:38:13
Me voy a la moto 00:38:15
Escucháis el vídeo? 00:38:16
Un vídeo en el que vamos a ver 00:38:17
Unha técnica moi interesante 00:38:21
Bañado electrolítico de metro 00:38:22
No se escucha? 00:38:23
Vale, nos está pasando como la otra vez 00:38:28
Vale, pois yo os vou contando 00:38:31
Vale? 00:38:33
Mirad, el va a hacer 00:38:34
Un recubrimiento 00:38:36
De un acero 00:38:38
Lo va a recubrir de cobre 00:38:41
Vale? 00:38:44
Metales 00:38:50
Vamos a ver en que consiste 00:38:50
Fijaos 00:38:51
O plástico como teño yo 00:38:54
Unha botella 00:38:56
Por fin cualquier suficiente para hacer o baño 00:38:57
Unha fila 00:39:00
Normal y corriente 00:39:00
De un voltio e medio 00:39:01
De estas así 00:39:02
Más gorditas 00:39:03
Como a que usamos en el vídeo del grabado 00:39:04
Electrolítico 00:39:07
De unha chapa de metal 00:39:08
Que se non habéis visto 00:39:09
Lo dejo por aquí 00:39:09
el mismo tipo de pin 00:39:10
y unos cables 00:39:12
con los extremos pelados 00:39:13
cinta adhesiva 00:39:14
la que sea 00:39:15
después como vamos a trabajar 00:39:16
con sal fumar 00:39:18
agua fuerte 00:39:18
necesitaremos 00:39:19
los elementos de protección 00:39:20
como unos guantes 00:39:21
y unas gafas 00:39:22
y también 00:39:23
hacer este experimento 00:39:24
en un sitio ventilado 00:39:25
yo tengo una ventana 00:39:26
justo aquí arriba 00:39:27
también no vendrá muy bien 00:39:28
aunque es opcional 00:39:29
entonces 00:39:30
lo prepara 00:39:31
el sal fumar 00:39:32
es bastante 00:39:33
tres cuartas partes 00:39:33
en mi caso 00:39:37
el cable rojo 00:39:41
aquí está 00:39:42
hago la conexión 00:39:43
Y las dos piezas 00:39:44
Vamos a limpiarlas con alcohol 00:39:45
Por si que al estar tocándolas con las manos 00:39:47
Las ensuciamos de grasa 00:39:49
Para asegurarnos de que hace buena conexión 00:39:50
Lo limpiamos con alcohol un poquito 00:39:52
Las dos piezas, tanto el cobre como la pieza que queremos bañar 00:39:54
En este caso es la hoja de cúter 00:39:57
Vale, y en el otro 00:39:59
En el cable negativo pone 00:40:00
Le damos con alcohol para desengrasar 00:40:03
Y ahora nada, solo queda meter 00:40:05
Las dos piezas 00:40:07
Me voy a ayudar de unas pinzas 00:40:08
Para que se quede sujeto 00:40:10
Y las colocamos enfrentadas 00:40:11
unha e outra, aí estaría 00:40:14
veis que hai empezado a burbujear a hoja do cúter 00:40:15
já está a reacción en marcha 00:40:18
agora só temos que deixar un tempo 00:40:19
ir observándolo hasta que coja un color uniforme 00:40:22
e tengamos a peça a noso gosto 00:40:25
cuanto máis tempo o deixemos 00:40:26
a capa de cobre que se vai formar vai ser máis gruesa 00:40:27
e o proceso vai ser exactamente o mesmo 00:40:30
para cualquier metal que queramos bañar 00:40:33
en este caso vou facer tamén exactamente igual 00:40:35
unhas pezas con baño de zinc 00:40:38
e con baño de estaño 00:40:40
para que veáis distintos resultados 00:40:42
Bueno, pois já pasaron 20 minutos 00:40:43
E como veis, já se formou 00:40:45
Unha capa de cobre encima 00:40:47
De la hoja de cúter 00:40:49
Así que o sacamos, o enjuagamos 00:40:50
En outro recipiente con un pouco de agua 00:40:53
Para limpiar o ácido 00:40:55
Desconecto o cable 00:40:56
E o seco, con un pouco de lana de acero 00:40:58
Ou algún pulimento, o podemos usar 00:41:01
Solamente para pulir un poquito 00:41:03
E como veis, neste caso 00:41:05
Agora tenemos unha hoja de cúter 00:41:07
De cobre 00:41:09
O acero segue estando abaixo 00:41:10
Por tanto, vai seguir cortando ben 00:41:12
Ten embargo, o cobre 00:41:14
Ademais do cambio estético 00:41:15
Vai proteger a hoja de acero da oxida 00:41:17
Entón, é que como o estou escuchando 00:41:19
Muitas veces non posso falar 00:41:22
Pero veis que se ha recubierto 00:41:23
Fijaos, é un experimento que se pode fazer en casa 00:41:25
Onde le hemos recubierto 00:41:28
A hoja de acero 00:41:29
Pois le hemos recubierto de cobre 00:41:32
Creo que aquí 00:41:34
Fa o mesmo 00:41:35
E mete 00:41:36
vale, agora 00:41:38
ha metido zinc, como veis 00:41:49
vale, tamén ha esperado 00:41:51
e veis como se queda con zinc 00:41:53
o color anterior era 00:42:01
este, esperad 00:42:03
este lo he puesto antes 00:42:04
veis, este é o color anterior 00:42:07
de latón 00:42:11
esto es latón 00:42:15
ese es el color y le pone una capa de zinc 00:42:16
y luego mete 00:42:19
fijaos este es super bonito 00:42:25
una moneda 00:42:27
de oro nórdico 00:42:28
mirad 00:42:37
con un baño de estaño 00:42:38
fijaos 00:42:39
se nos queda una moneda 00:42:41
fijaos, de 20 centimos 00:42:43
en vez de dourada 00:42:45
está estañada 00:42:46
agora é acero inoxidable 00:42:49
e tamén outro baño de cobre 00:42:51
fijaos 00:42:53
veis? 00:42:54
estes son os procesos 00:43:00
fijaos 00:43:02
vale, pois estes son os procesos 00:43:06
que os comentaba 00:43:18
de ese ánodo de sacrificio 00:43:20
vale? 00:43:21
y que sirve de recubrimiento 00:43:24
para, bueno, pues lo que decíamos, 00:43:27
para protegerlo de la corrosión, 00:43:30
para hacerlo más bonito en ciertos materiales 00:43:33
o para aumentar la conductividad, etc. 00:43:38
Y luego tenemos el proceso de inmersión, 00:43:43
pues tan sencillo como sumergir la pieza 00:43:46
en un baño de la sustancia protectora. 00:43:48
Se forma una capa de mayor espesor, 00:43:51
como os acordáis aquí en la electrólisis 00:43:53
se consiguen recubrimientos 00:43:56
moi finos 00:43:58
e como veis parece que 00:43:59
se haya absolutamente 00:44:01
adherido aos materiales 00:44:04
non hai algo como máis gordito 00:44:05
en ese vídeo 00:44:07
pero neste caso estamos formando 00:44:08
unha capa de maior espesor 00:44:10
e se utiliza para o galvanizado 00:44:12
ese zinc en acero 00:44:14
o de estañado 00:44:17
etcétera 00:44:20
tamén se pode hacer estañado 00:44:21
con a inmersión. 00:44:22
Logo, tenemos metalización. 00:44:26
Tan fácil como eso, 00:44:29
con unha pistola que pode aplicarse 00:44:30
a pie de obra, 00:44:32
se pode metalizar, se forman capas máis gruesas. 00:44:33
Isto, en vez de sumergirlo, 00:44:37
tenemos a pistola 00:44:39
que le vai dar 00:44:40
o recubrimiento do metal que queremos. 00:44:42
Neste caso, se forman capas máis porosas 00:44:44
que poden tener 00:44:46
unha serie de aplicaciones que nos interesen. 00:44:47
Como nos motores, 00:44:50
por exemplo. E logo tenemos 00:44:52
o chapado laminado, tamén moi fácil 00:44:53
de recordar, puesto que 00:44:56
é superponer placas ou laminas 00:44:58
sobre metales. 00:45:00
Por exemplo, 00:45:01
aceros inoxidables, latón, 00:45:04
níquel, cobre. 00:45:06
Bueno, se utilizan 00:45:08
aceros inoxidables, latón, 00:45:10
níquel, cobre, para 00:45:12
laminar outra serie de materiales. 00:45:13
Estes son recubrimientos metálicos. 00:45:19
Vamos a ver os recubrimientos non metálicos. 00:45:21
Os recubrimientos non metálicos 00:45:24
temos recubrimientos 00:45:26
por conversión. 00:45:28
É a dizer, se conseguen 00:45:30
formar películas superficiales de óxidos 00:45:31
que protegen contra a corrosión. 00:45:33
Al final, é un fenómeno de pasivado 00:45:36
como o que hemos visto, 00:45:37
pero de maneira non metálica. 00:45:40
Entón, temos 00:45:44
o fosfatado, que é un tratamento 00:45:45
con fosfatos a elevada temperatura 00:45:47
que protege e favorece 00:45:49
o posterior impregnado da pintura. 00:45:50
Tambén tenemos pavonado, 00:45:53
que é calefacción con sales fundidas de hierro 00:45:55
que producen óxido de hierro 00:45:57
protector. 00:45:58
E tamén tenemos o anodizado. 00:46:00
O anodizado 00:46:03
realmente, bueno, 00:46:05
lo ponen aquí porque é un procedimiento 00:46:07
con disoluciones ácidas, 00:46:09
tamén con ácido sulfúrico, 00:46:11
pero realmente, 00:46:15
o sea, 00:46:17
se utiliza, por exemplo, 00:46:18
para a obtención do alumínio. 00:46:21
Entón, 00:46:24
poderíamos dizer que é 00:46:24
un recubrimiento 00:46:26
por conversión, 00:46:28
pero tamén utilizamos un metal. 00:46:30
Entón, o metal 00:46:34
a proteger como ánodo, 00:46:35
o ponemos no ánodo, 00:46:37
aquel que queremos proteger, 00:46:38
e se aplica unha corriente eléctrica. 00:46:40
En el ánodo se desprende oxígeno 00:46:42
por hidrólisis del agua 00:46:44
e forma unha película de óxido protector, 00:46:46
é dicir, o pasivado. 00:46:49
A ver, o estou aquí comentando, 00:46:50
iso se utiliza para as ventanas, 00:46:52
onde se obtén unha capa de 20 micrómetros 00:46:54
se o facemos de maneira artificial, 00:46:56
superando os 2 micrómetros 00:46:59
que se consegue con un pasivado natural. 00:47:01
Al final, o pasivado do alumínio, 00:47:03
que é o que vamos a ver agora no vídeo, 00:47:06
é o trióxido de dialumínio. 00:47:08
Se forma ese óxido de dialumínio 00:47:11
de maneira natural en a naturaleza. 00:47:12
Pero que sucede? Que é tan interesante ese óxido de alumínio que a industria o levou a fazer todo un proceso de maneira artificial para conseguir acelerar, por suposto, o proceso e tamén aumentar ese trióxido de alumínio que ponemos como capa protectora. 00:47:15
E, portanto, se inventou o anodizado, onde se facen estas cubas electrolíticas con ácido sulfúrico al 10% e ese hidrolisis do agua. 00:47:34
Al final é unha pila electrolítica 00:47:51
E veamos aquí, neste vídeo 00:47:56
Que a Asociación Española de Aluminio 00:47:59
Nos reproduce 00:48:01
Logo podéis verlos 00:48:08
Podéis, non? 00:48:10
É mellor que o veáis 00:48:13
E así vos escucháis 00:48:14
E non me escucháis tamén 00:48:16
Que o vídeo é máis interesante que o vídeo 00:48:18
Saltamos 00:48:20
Sabéis que existe 00:48:25
Unha asociación española 00:48:39
Del alumínio 00:48:40
E tratamientos de superficie 00:48:41
O alumínio é un metal 00:48:43
Que presenta múltiples propiedades 00:48:59
Moito apreciadas 00:49:01
Como é o seu baixo peso específico 00:49:02
As suas boas cualidades mecánicas 00:49:04
Así como o seu extraordinario aspecto decorativo 00:49:06
Estas propiedades 00:49:09
Le han permitido ocupar 00:49:13
un lugar de privilegio 00:49:14
en as máis diversas aplicacións de uso industrial 00:49:16
e especialmente en a arquitectura. 00:49:18
Aplicacións estas que han ido aumentando 00:49:23
debido á obtención de numerosas aleaciones ligeras, 00:49:25
algunas das quais poseen propiedades moi notables 00:49:29
de dureza e resistencia. 00:49:32
O camino recorrido hasta obtener estes modernos materiales 00:49:37
ha sido largo. 00:49:40
En un primer momento se observou que a superficie do alumínio 00:49:41
Bajo a acción dos agentes atmosféricos 00:49:45
Se recubría de unha ligera capa de óxido natural 00:49:48
Se comprobou que esta película de óxido 00:49:51
Actuaba como pasivante 00:49:53
E tendía a proteger o alumínio de ulteriores corrosiones 00:49:55
Aunque non proporcionaba unha protección duradera 00:49:58
Estas observaciones dieron lugar a un proceso de investigación 00:50:02
Encaminado a obtener este óxido artificialmente 00:50:07
con resistencia e estabilidade superior 00:50:10
estas investigaciones 00:50:12
culminaron en 1911 00:50:14
con la patente del proceso 00:50:16
máis universalmente utilizado 00:50:18
el anodizado electrolítico 00:50:20
con ácido sulfúrico 00:50:22
veamos a continuación 00:50:24
un esquema del proceso 00:50:25
en primer lugar 00:50:27
preparamos químicamente 00:50:30
la superficie que vamos a anodizar 00:50:31
para ello la sometemos a un baño 00:50:33
de desengrase para asegurar 00:50:36
unha superficie limpia 00:50:37
A continuación se efectúa un lavado con abundante agua e agitación. 00:50:38
Despois un baño de decapado ou satinado químico, 00:50:47
que tine por objeto eliminar o óxido natural 00:50:51
e deixar o alumínio con un mellor aspecto sedoso e satinado. 00:50:53
Seguidamente efectuamos outro lavado, 00:50:58
máis un neutralizado, 00:51:00
para eliminar os posibles restos do decapado anterior. 00:51:01
Logo un neutralizado para eliminar os posibles restos do proceso anterior. 00:51:04
A continuación realizamos outro lavado para evitar contaminaciones ao proceso seguinte 00:51:08
e tener a superficie limpia e neutra. 00:51:20
Llegados a este punto, tenemos a superficie perfectamente preparada 00:51:25
para formar sobre o alumínio a oxidación anódica. 00:51:29
Para iso introducimos a carga de alumínio en un baño electrolítico 00:51:34
La oxidación anódica debe su nombre a que las piezas a tratar actúan anódicamente, 00:51:37
ya que el proceso consiste en la formación de una capa de óxido 00:51:45
formada a expensas del mismo material 00:51:48
y no aportando otros metales o productos. 00:51:50
El principio de la anodización es... 00:51:54
Se forma una oxidación anódica, 00:51:56
y lo que se pretende es que sea el propio material aquel que se oxide. 00:52:00
E entón eso se consigue con a electrolisis do agua 00:52:05
Por iso se forman H+, ou H- 00:52:09
E temos o cátodo e o ánodo 00:52:13
É o da electrolisis do agua 00:52:18
Bajo o efecto da corrente 00:52:20
Os íons H positivo e OH negativo do electrolito 00:52:23
Se dirigen á cátodo e á ánodo respectivamente 00:52:27
a los pocos segundos de aplicar 00:52:31
al electrolito una corriente 00:52:35
se produce oxígeno naciente en el ánodo 00:52:37
que al oxidar el aluminio 00:52:39
le recubre de una película de óxido de aluminio 00:52:41
esta película de alumina 00:52:44
es compacta y continua 00:52:46
dificultando el paso de la corriente 00:52:48
por lo que se denomina película barrera 00:52:50
bueno, tambien la llaman 00:52:53
película barrera 00:52:54
luego explican ahí a nivel estructural 00:52:55
cuando lo veáis 00:52:59
que eso, bueno, no nos vamos a meter más, vale? 00:53:01
O sea, con los cuatro minutos de vídeo 00:53:03
ya es suficiente, vale? 00:53:05
Si queréis 00:53:08
indagar más, por supuesto, que es muy interesante 00:53:09
que se forman ahí unos poros, etc. 00:53:11
Pero bueno, nosotros con esto 00:53:13
fenomenal. 00:53:15
Luego tenemos recubrimiento 00:53:18
con inorgánicos, con los 00:53:19
esmaltes, los borosilicatos 00:53:21
de calcio, plomo, potasio, vale? 00:53:23
Para los vidrios y cerámicos nitrificados. 00:53:25
Por ejemplo, 00:53:28
ya lo conocéis, el cristal que utilizamos 00:53:29
en el laboratorio, el cristal 00:53:31
Pyrex, pues tiene este tipo de esmaltado 00:53:33
las vitrocerámicas también 00:53:36
y todo esto hace mejorar 00:53:38
sus propiedades 00:53:39
de estabilidad, de resistencia 00:53:40
de dureza 00:53:44
se utiliza en utensilios de cocina 00:53:45
en laboratorios, en industrias 00:53:47
se utiliza el esmaltado de aceros 00:53:49
bueno, pues también 00:53:51
porque son fáciles de limpiar y resistentes 00:53:53
a la corrosión, por supuesto, es lo que buscamos 00:53:55
siempre, vale 00:53:57
Y luego tenemos los recubrimientos orgánicos, que son recubrimientos con plásticos, pinturas, lacas y muchos otros polímeros orgánicos. 00:53:58
¿Cómo se hace este recubrimiento? Pues con técnicas que ya hemos visto, por inmersión, por pulverización o pistola, que este era, bueno, le llamaban metalización porque era con metales, 00:54:08
pero bueno, é este proceso 00:54:22
con brocha, con laminados 00:54:25
como já hemos visto 00:54:26
e realmente este 00:54:28
esta protección 00:54:30
con estes plásticos, pinturas, lacas, etc 00:54:32
é o que mellor 00:54:34
faz a súa acción 00:54:36
en general unha protección deste tipo protege máis que cualquier outra 00:54:38
o ponerle este recubrimiento 00:54:41
de un material orgánico 00:54:45
e veamos por último 00:54:48
os ensaios de corrosión 00:54:51
tenemos 00:54:52
ensaios atmosféricos 00:54:54
que son aquellos que se hacen 00:54:57
en el ambiente 00:54:58
esa observación 00:55:01
del comportamiento de los materiales 00:55:03
frente a la corrección en condiciones reales 00:55:05
y estudiarlo 00:55:07
el inconveniente, pues que te puedes tirar 00:55:08
mucho tiempo 00:55:11
te puedes tirar días y días y días 00:55:12
y meses, por eso 00:55:14
una de las prácticas no la vamos a poder hacer 00:55:16
porque 00:55:19
te tiras 00:55:20
mes y medio creo que estuvieron 00:55:22
los chicos aquí, entonces eso 00:55:24
no podemos hacerlo 00:55:26
pero bueno, no pasa nada, haremos 00:55:28
otras que son muy interesantes 00:55:30
donde veremos todo esto 00:55:32
luego tenemos ensayos 00:55:35
acelerados, pues su propio nombre dice 00:55:36
es ahora 00:55:38
reproducir 00:55:40
las condiciones de ese 00:55:42
ambiente corrosivo 00:55:44
para acelerar el proceso 00:55:45
de corrosión y ver como se comporta 00:55:48
os materiales no laboratorio 00:55:50
e dos resultados obtenidos 00:55:53
se extrapolan 00:55:55
que hubiera sucedido 00:55:56
en condiciones atmosféricas 00:55:58
en outros ambientes 00:56:00
en condiciones similares 00:56:01
por exemplo, para isto 00:56:02
tenemos a cámara de niebla salina 00:56:07
aquí metemos a moestra 00:56:09
e se pulveriza con niebla salina 00:56:11
a 5% de cloruro sódico 00:56:14
e a unha temperatura controlada 00:56:16
por tanto, as moestras 00:56:18
sempre están en constante condición 00:56:19
de corrosión, vale? 00:56:22
Esta niebla salida, vale? 00:56:24
E, bueno, 00:56:27
pois, de ahí que veamos 00:56:28
que comportamiento tíne 00:56:30
estes materiales que hemos metido 00:56:31
con esta niebla, 00:56:33
que é, bueno, 00:56:36
pois, é un 00:56:38
medio corrosivo. 00:56:40
Logo, tenemos tamén 00:56:43
a técnica de perdida de peso, 00:56:44
que esa é a que faremos en el laboratorio, 00:56:46
aquí, con unha cámara de inmersión 00:56:47
ou tamén un montaje de reflujo. 00:56:50
Nosotros o faremos incluso 00:56:52
moito máis 00:56:53
sencillo. 00:56:54
Na cámara de reflujo 00:56:58
o único que poderíamos controlar é o volumen 00:56:59
en todo momento. 00:57:01
Entón, o que facemos é sumergir 00:57:03
os diferentes materiales en medios corrosivos 00:57:05
e ver que suceden cada unho, 00:57:07
como se comportan, 00:57:09
que suceden en cada 00:57:11
medio. 00:57:13
E logo tenemos ensayo con potencio-estato. 00:57:15
a moestra se coloca en unha celda electroquímica 00:57:17
de tres electrodos, 00:57:19
trabajo, referencia e contraelectrodo, 00:57:21
e se simula un proceso de corrosión, 00:57:23
facendo circular unha corriente eléctrica. 00:57:26
En este caso, 00:57:28
entre a moestra 00:57:30
e o electrodo, 00:57:32
esa corriente eléctrica é proporcional 00:57:35
á velocidade de corrosión. 00:57:36
Cuanta máis corriente demos, 00:57:38
máis rápido se vai a corroer. 00:57:40
E este método, 00:57:43
o potencio-estato, 00:57:44
se poden facer estudios 00:57:45
de diagramas de PUR-B 00:57:49
os diagramas de PUR-B 00:57:51
o que representan son 00:57:53
o potencial de reducción 00:57:54
frente ao pH 00:57:57
entón, tú podes meter elementos 00:57:59
con o potencio estático 00:58:00
e sacar estes diagramas de PUR-B 00:58:02
para ver como se comportaría 00:58:06
en diferentes condiciones 00:58:07
que podamos poner 00:58:10
así que 00:58:10
bueno, aquí 00:58:15
nada, es un poco ver más la corrosión 00:58:17
de cerámicos y de polímeros 00:58:20
que lo hemos visto ya 00:58:22
en el 00:58:23
vídeo anterior, lo que vimos 00:58:26
aquí podéis ampliar un poquito más 00:58:28
y bueno, pues 00:58:30
aquí se acabó el tema 00:58:32
lo de acabar la teoría, no 00:58:34
porque esto es porque 00:58:35
porque se supone 00:58:37
que es el último tema 00:58:40
de la serie, pero bueno, tenemos 00:58:41
todavía que ver los 00:58:44
los metales 00:58:45
perdón, los 00:58:48
el tema 4 00:58:50
entonces, vamos a ver 00:58:53
no sé si lo tengo aquí 00:58:55
aquí 00:58:58
perfecto, decidme si tenéis 00:58:59
alguna duda 00:59:02
podéis hablarme por el chat 00:59:03
aquí veo la grabación 00:59:06
me podéis hablar por el chat 00:59:10
si queréis 00:59:12
¿tenéis alguna duda? 00:59:13
o pasamos a ver algún ejercicio en el tiempo que nos queda 00:59:19
pasamos a ver algún ejercicio 00:59:22
vale 00:59:26
a ver donde los teníamos 00:59:30
aquí 00:59:33
si porfa 00:59:34
si porfa 00:59:37
ejercicios entiendo 00:59:39
vale 00:59:40
pues mirad 00:59:41
veamos, estos son ejercicios resueltos 00:59:43
que tenéis, vale, vamos a verlos 00:59:47
conjuntamente. 00:59:48
Fijaos, por eso he querido repasar lo anterior 00:59:50
porque nos ejercicios ya nos va a hablar 00:59:52
por ejemplo de pila galvánica. 00:59:54
Entón tenemos unha pila galvánica, vale, 00:59:56
ya sabemos que é unha pila galvánica 00:59:58
que va a ser entonces espontánea 01:00:00
e que entonces 01:00:03
su potencial de pila va a ser positivo. 01:00:04
Vale, todo eso ya lo tenemos 01:00:07
que inferir al decirnos que é unha pila 01:00:08
galvánica, vale. 01:00:10
Consta de un electrodo de zinc 01:00:13
en unha disolución, unho molar 01:00:14
de sulfato de azufre 01:00:16
e no outro 01:00:19
eléctrodo temos níquel 01:00:20
en unha disolución 1 molar 01:00:22
de sulfato de níquel 01:00:23
é dicir, temos zinc a 1 molar 01:00:25
níquel a 1 molar 01:00:28
portanto, temos condiciones estándar 01:00:29
vale? 01:00:31
hasta aí me seguís? 01:00:33
ambas disoluciones están separadas 01:00:35
por un tabique poroso para impedir que se mezclen 01:00:37
un cable externo unido a un interruptor conecta 01:00:39
ambos eléctrodos, justo cando o interruptor 01:00:41
se cierra, bueno 01:00:43
Entón, nos preguntan 01:00:45
en que eléctrodo se produce la oxidación, 01:00:47
en que eléctrodo 01:00:50
constituye el ánodo, 01:00:51
que eléctrodo es el ánodo, 01:00:53
que eléctrodo se corroe 01:00:54
y cual es la fuerza electromotriz 01:00:56
o potencial de pila. 01:00:58
Entón, para iso, me diréis 01:01:00
que necesitamos saber. 01:01:03
A ver, alguien que quiera hablar? 01:01:06
Antes de nada, 01:01:08
que necesitamos saber? 01:01:17
Necesitamos saber 01:01:23
os potenciales de reducción, 01:01:24
para saber 01:01:26
qual vai ser aquel que se oxide 01:01:28
e qual vai ser aquel que se reduzca. 01:01:30
Entón, o zinc 01:01:35
teña un potencial de reducción 01:01:35
menos 0,76 voltios. 01:01:37
Ademais, é unha reacción 01:01:41
que se dá en condiciones estándar, 01:01:42
con lo cual, fenomenal. 01:01:44
Non teño que facer moito máis cálculo. 01:01:46
E, logo, teño o níquel, 01:01:48
que é menos 0,2 01:01:50
0,25 voltios 01:01:51
Por tanto, qual vai ser aquel 01:01:55
que se produzca a oxidación? 01:01:59
Que sea, por tanto, 01:02:03
o ánodo e que, por tanto, se corroa 01:02:04
A, B e C é a mesma 01:02:06
Realmente 01:02:07
Aquel que se oxida 01:02:09
tiene que estar en el ánodo 01:02:11
e el que se oxida é el que se corroe 01:02:12
Alguén que conteste? 01:02:14
Ou estáis escribiendo en el chat? 01:02:20
Queréis escribir en el chat? 01:02:29
lo estoy viendo 01:02:30
alguien que escriba en el chat 01:02:31
voy contando yo 01:02:41
pues 01:02:42
el que tiene un potencial de reducción 01:02:45
más negativo 01:02:48
es aquel que se va a oxidar 01:02:50
por tanto va a ser el zinc 01:02:51
el zinc se va a oxidar 01:02:54
el zinc vamos a tenerlo que poner 01:02:56
en el ánodo y el zinc es el que se va 01:02:58
a corroer 01:03:00
el níquel tiene mayor potencial por tanto se reduce 01:03:05
el cambio del zinc se oxida 01:03:09
e qual é o potencial de pila? 01:03:11
pois 01:03:15
o potencial do cátodo 01:03:16
menos o potencial do ánodo 01:03:18
portanto o potencial do cátodo 01:03:20
vai ser o níquel 01:03:22
porque o níquel vai ir no cátodo 01:03:23
e o potencial do ánodo 01:03:25
ou seja, é o del zinc 01:03:27
portanto, o potencial do cátodo 01:03:29
menos 0,25 01:03:31
menos 01:03:33
menos 0,763 01:03:34
menos 0,25 01:03:38
menos menos 0,763 01:03:42
es decir, un potencial de pila 01:03:46
de más 0,513 01:03:48
voltios 01:03:50
¿vale? lo veis aquí 01:03:51
fijaos que sencillo 01:03:54
¿veis? ya tenemos el primer ejercicio 01:03:57
resuelto 01:03:58
pasamos al segundo 01:03:59
si en el caso anterior 01:04:01
las disoluciones de sulfato de zinc 01:04:04
y de níquel son respectivamente 01:04:06
0,1 molar 01:04:08
y 0,05 molar 01:04:10
qual seria 01:04:12
a forza electromotriz 01:04:14
ou o potencial de pila 01:04:15
no momento da conexión 01:04:17
vale, aquí já 01:04:18
nos están indicando 01:04:20
que 01:04:23
já non son condiciones estándar 01:04:24
portanto, temos que aplicar 01:04:27
a ecuación de Nerns 01:04:29
vale 01:04:32
entón, temos que facer un pequeno ajuste 01:04:32
do cátodo e do ánodo 01:04:35
portanto 01:04:37
o comportamento anódico 01:04:38
ou catódico de un material 01:04:40
se conoce, bueno, como a serie de la ecotiroquímica, 01:04:42
bla, bla, bla. Por tanto, 01:04:45
cando sean 01:04:47
diferentes las 01:04:49
condiciones a las 01:04:49
estándares, aplicamos la ecuación de Nernst. 01:04:52
¿Vale? 01:04:55
Por tanto, 01:04:57
vamos a hacer ese ajuste. 01:04:58
Aquí lo hace con esta forma 01:05:01
de menos, coma 0,59, 01:05:03
Tania, 01:05:05
como la que utilizas tú. 01:05:06
Volvemos a tener los potenciales de reducción 01:05:08
do zinc e do níquel 01:05:10
e os metemos aquí 01:05:12
bueno, aquí veis 01:05:14
que mostra esta, pero logo 01:05:17
cando a vai utilizar, a pone en positivo 01:05:18
porque é máis sencilla 01:05:20
ao final, vale? 01:05:22
menos 0,76 01:05:24
máis 0,059 01:05:26
partido 2 01:05:29
que son os electrones 01:05:30
que se intercambian por logaritmo de 0,1 01:05:33
porque a de zinc estaba en 0,1 molar 01:05:35
e me dá 01:05:37
menos 0,79 01:05:39
es decir, un pequeno ajuste 01:05:40
se hace máis negativa 01:05:43
máis propensa a oxidarse 01:05:45
porque está máis diluída 01:05:47
agora tenemos el del níquel 01:05:49
menos 0,25 01:05:51
más 0,059 partido 2 01:05:53
por logaritmo de 0,01 01:05:55
igual a menos 0,28 01:05:57
perdón, sí, menos 0,28 01:06:01
es decir, máis negativa 01:06:04
por tanto, tamén, bueno 01:06:05
se vuelve máis negativa 01:06:08
porque está máis diluída 01:06:10
cando facemos o potencial da pila 01:06:12
que o podemos calcular así tal cual 01:06:14
veis que nos dá 01:06:17
máis 0,505 01:06:18
é a dizer 01:06:20
nos ha dado 01:06:22
este era 01:06:23
0,513 01:06:30
e este é 0,505 01:06:34
nos dá 01:06:37
un poquito menos 01:06:38
pero segue sendo absolutamente 01:06:40
espontánea. 01:06:42
Vale? En este caso, 01:06:44
aunque esta este máis diluída, 01:06:48
pero como son, 01:06:51
non se forma ningún tipo de pila 01:06:52
de concentración. Acordaos 01:06:54
sempre que a pila de concentración 01:06:56
teñen que ser idénticos. 01:06:58
Vale? 01:07:01
Se non, todo funciona 01:07:02
como 01:07:04
vamos, 01:07:05
celda galvánica, etc. 01:07:08
Vale? Bueno, 01:07:10
aquí lo hace con esta fórmula tamén. 01:07:15
Como veis, pone o potencial de reducción do cátodo menos o potencial de reducción do ánodo, que se convierte en un máis, menos 0,059, isto está mal, partido 2, por o logaritmo do que se oxida partido do que se reduce. 01:07:17
En este caso, o zinc a 0,10 y o níquel a 0, el que se oxida partido el que se reduce. 01:07:39
De esta manera se poden calcular tamén. 01:07:56
Pois bien, pasamos ao punto 3. 01:08:00
Aquí tenemos unha pila de concentración. 01:08:07
Tenemos hierro, onde en un extremo do alambre está 0,02 molar 01:08:11
y en el otro a 0,005 molar. 01:08:16
Ya tenemos una pila de concentración. 01:08:19
Ya se va a dar una corriente eléctrica, 01:08:22
es decir, un intercambio de electrones 01:08:24
que de dónde a dónde irán. 01:08:25
Irán del más diluido 01:08:32
al menos diluido. 01:08:35
Es decir, se va a oxidar el más diluido. 01:08:38
¿Vale? 01:08:43
Siempre va a ser el más sensible 01:08:43
a corroerse, a oxidarse. 01:08:45
¿Vale? 01:08:47
Este es el que se va a corroer. 01:08:47
e qual é a diferencia de potencial 01:08:49
entre os dois extremos do alambre 01:08:52
o que é o potencial 01:08:54
desta pila que se formou 01:08:58
o que facemos é 01:09:00
a ecuación de Nernst 01:09:03
pois como non temos condiciones estándares 01:09:05
cogemos e aplicamos a ecuación de Nernst 01:09:07
o potencial de reducción do ferro 01:09:10
é menos 0,44 voltios 01:09:16
Para o cátodo, a menos diluída, ponemos menos 0,44 más 0,059 partido 2 por el logaritmo de esa concentración, 0,02. 01:09:18
Nos dá menos 0,49 voltios. Como veis, un pequeno ajuste. 01:09:33
Y la de 0,005 lo hacemos igual, aquí en concentración ponemos 0,005 y nos da menos 0,508 voltios. 01:09:38
Como veis, nos da más negativo que la de 0,02, porque es la que se va a oxidar, la más sensible a oxidarse, a corroerse. 01:09:53
e para calcular o potencial de celda 01:10:04
potencial de pila ou forza electromotriz 01:10:08
ou esa diferencia de potenciales 01:10:11
ponemos o potencial do cátodo menos o do ánodo 01:10:14
ponemos o do cátodo que temos obtenido 01:10:18
menos 4,9 menos menos 0,508 01:10:21
e nos dá máis 0,018 01:10:27
é pequeno? 01:10:30
si, pero existente 01:10:32
e, portanto, a reacción se va a dar. 01:10:33
Aquí lo tenemos. 01:10:40
Muestra un esquema de pila de concentración 01:10:41
constituída por dos electrodos de hierro. 01:10:43
E se produce. 01:10:48
¿Veis? 01:10:49
¿Veis los cálculos tamén para la pila de concentración? 01:10:50
Exactamente igual. 01:10:52
¿Vale? 01:10:54
Bien. 01:10:58
E, por último, tenemos... 01:10:59
Por último, no, perdonad. 01:11:02
Este de aquí 01:11:04
é o que hemos visto antes en clase, 01:11:05
para aplicar ya la ley de Faraday. 01:11:08
que es el que nos ha dado 28,7 minutos 01:11:10
que nos daban los 15 amperios 01:11:13
los 8,5 gramos 01:11:15
vale? 01:11:17
si queréis lo podemos recordar en un momento 01:11:19
que nos daban eso, cuanto tiempo tardara en corroerse 01:11:21
8,5 gramos del ánodo 01:11:23
del ánodo 01:11:27
donde tenemos 01:11:29
cobre que queremos recubrir 01:11:30
hierro en el cátodo 01:11:33
y vamos a utilizar una corriente de 15 amperios 01:11:35
pues entonces 01:11:38
aquí sustituímos todo 01:11:39
en la ecuación de Faraday. 01:11:41
¿Vale? 01:11:44
Donde ponemos 01:11:45
donde 01:11:46
bueno, en este caso lo que ha hecho es 01:11:48
despejar el tiempo ya directamente. 01:11:51
¿Vale? Pues entonces nos queda así, despejando 01:11:53
el tiempo. Tenemos P 01:11:55
por 96.500 partido 01:11:57
el peso equivalente por la intensidad 01:11:59
y ya hemos metido pues todos 01:12:01
los datos 01:12:03
que nos dan. Los 8,5 gramos 01:12:05
por 96.500 01:12:07
Amperios 01:12:09
perdón, Coulombios 01:12:11
que é a constante de Faraday 01:12:13
partido 63,5 01:12:15
porque é o peso 01:12:17
atómico do cobre 01:12:19
partido 2, que son os electrones 01:12:21
que vai intercambiar 01:12:23
por 15 Amperios 01:12:24
e isto nos dá 28,7 minutos 01:12:26
Poderíamos facerlo con as ecuaciones individuales 01:12:29
pero, bueno, non nos vamos a 01:12:35
complicar, echar un vistacillo 01:12:36
para facelo, 01:12:38
pero, bueno, teniendo esta, 01:12:40
ya nos vale. 01:12:42
E vamos a ver o último, agora, e así, 01:12:43
onde nos dice que 01:12:46
un tanque cilíndrico de acero dulce, 01:12:47
de acero, 01:12:51
vamos a deixarlo ahí, 01:12:52
contiene agua aireada 01:12:53
hasta el 60% de su nivel máximo 01:12:54
e moestra unha perdida de peso, 01:12:57
es decir, 01:12:59
el tanque cilíndrico 01:13:00
se va a corroer 01:13:01
por esta agua aireada, 01:13:03
por ese oxígeno, 01:13:07
que está por ahí dando vueltas, 01:13:08
se va a correr 304 gramos 01:13:11
despues de seis semanas. 01:13:14
¿Vale? 01:13:17
Calcular la intensidad de corriente de corrosión del tanque. 01:13:17
¿Vale? 01:13:21
¿Qué nos está dando aquí? 01:13:21
Nos está dando 01:13:23
la cantidad de acero 01:13:24
que se ha disuelto, 01:13:29
que se ha perdido. 01:13:31
¿Vale? 01:13:33
Ya no es tanto aquí 01:13:34
un recubrimiento 01:13:35
pero estamos hablando 01:13:40
de un proceso de corrosión, vale? 01:13:41
Se está perdiendo 01:13:44
masa 01:13:45
304 gramos de ese acero 01:13:47
que funciona como ánodo 01:13:49
vale? Porque el oxígeno 01:13:51
y el agua 01:13:53
están funcionando de cátodo 01:13:55
entonces, después de 01:13:57
seis semanas, que son el tiempo 01:13:59
vale? Antes de nada 01:14:01
tenemos que 01:14:04
que 01:14:04
cambiar as unidades de medida. 01:14:05
Tenemos seis semanas en o tempo, 01:14:09
pero temos que conseguir segundos. 01:14:10
Pois seis semanas, 01:14:13
pois quantos días, quantas horas, 01:14:15
quantos minutos, quantos segundos, 01:14:17
pois son 01:14:19
3,63 por 10 elevado a 6. 01:14:19
Vale? 01:14:24
É a dizer, 3.630.000. 01:14:25
Vale? 01:14:28
Non, 36.000.000. 01:14:32
Lo he calculado antes. 01:14:34
bueno, no hacerme caso 01:14:35
vamos a fijarnos en isto 01:14:37
serían 01:14:39
3.630.000 01:14:40
segundos 01:14:47
vale 01:14:48
el hierro intercambia 01:14:49
dos electrones, perfecto 01:14:52
pues ahora, que nos pide 01:14:54
la intensidad de corriente, pues es lo que 01:14:56
vamos a despejar 01:14:58
la intensidad de corriente 01:14:59
está en la 01:15:01
en la ecuación 01:15:03
de Faraday aquí, por tanto 01:15:06
96.500 pasa a multiplicar 01:15:08
al peso, y el peso equivalente 01:15:10
y el tiempo pasan bajo al denominador 01:15:12
vale 01:15:14
pues eso es lo que hemos hecho aquí 01:15:15
metemos todos los datos 01:15:18
que tenemos, 304 gramos 01:15:21
más 96.500, partido 01:15:22
el peso atómico del hierro que son 01:15:24
55,85 01:15:26
dividido entre los electrones 01:15:27
que intercambia por 01:15:31
3.630.000 segundos 01:15:32
e isto nos dá igual 01:15:35
a unha corriente de 2,8 01:15:37
perdón, de 0,289 amperios 01:15:39
veis que 01:15:43
logo, bueno, aquí lo hace 01:15:46
con as ecuaciones 01:15:49
máis cortitas 01:15:51
pero veis que 01:15:52
son, vamos 01:15:53
ejercicios moi sencillos 01:15:56
al final tenéis que ver que os dan 01:15:59
e que os piden 01:16:00
e despejar. 01:16:01
¿Vale? 01:16:05
Idioma/s:
es
Materias:
Química
Niveles educativos:
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  • Formación Profesional
    • Ciclo formativo de grado básico
      • Primer Curso
      • Segundo Curso
    • Ciclo formativo de grado medio
      • Primer Curso
      • Segundo Curso
    • Ciclo formativo de grado superior
      • Primer Curso
      • Segundo Curso
Autor/es:
Estefanía Hurtado
Subido por:
Estefanía H.
Licencia:
Reconocimiento
Visualizaciones:
32
Fecha:
7 de marzo de 2025 - 16:17
Visibilidad:
Clave
Centro:
IES LOPE DE VEGA
Duración:
1h′ 16′ 07″
Relación de aspecto:
1.78:1
Resolución:
1092x614 píxeles
Tamaño:
172.16 MBytes

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