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17_CORROSIÓN_Y_RECUBRIMIENTO_RESOLUCIÓN DE EJERCICIOS - Contenido educativo

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Subido el 14 de mayo de 2024 por Luciano S.

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Introducción a corrosión y degradación de materiales. Tipos de corrosión y métodos de protección frente a la corrosión y degradación de materiales.

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Bueno, entiendo que veis mi pantalla compartida. Por favor, que alguien me diga simplemente que sí, que se oye y que va todo bien. 00:00:01
Sí, se ve, sí. 00:00:10
De acuerdo. Vale, como veis estamos aquí en la unidad de trabajo número 6 y en breve vamos a empezar, la próxima semana voy a habilitar esta parte de aquí de repaso general y vamos a comenzar con esta parte. 00:00:12
Hoy simplemente vamos a terminar, os puse por aquí, el otro día os he puesto la presentación esta y el vídeo donde hablamos, ¿recordáis? De los conceptos de oxidación, corrosión, degradación, lo que hablamos un poquito. 00:00:27
cómo se constituye una pila, hablábamos de ánodo, de cátodo, de qué es corrosión, cuál se corroe, cuál se reduce, qué es catódico, catódico es bueno para nosotros porque no es un corrido metal, los estándar, hablábamos de los tipos de corrosión, varios tipos, 00:00:44
luego después hablamos de, diferenciamos un poco reacción química que da corriente eléctrica 00:01:05
y corriente eléctrica que revierte 00:01:11
entonces tanto en un sentido como en otro se pueden producir corrosiones 00:01:14
hablamos por ejemplo de las corrientes eléctricas en los edificios 00:01:18
que pueden corroer parte de la estructura metálica o estructuras soterradas 00:01:22
o en las vías del tren como hay circuitos eléctricos 00:01:28
también hablábamos de corrosión química 00:01:31
o degradación o disolución 00:01:34
que es la que más afecta a los materiales cerámicos 00:01:36
bueno, hablábamos un poquito 00:01:38
un buen rato 00:01:41
esto os sirve para todo lo que vais a hacer 00:01:41
en análisis instrumental 00:01:45
o si alguien tiene análisis químico 00:01:47
hablábamos de la ecuación de Nernst 00:01:48
decíamos que cuando no son potenciales estándar 00:01:51
hay que tener en cuenta las concentraciones 00:01:53
que no son uno molar 00:01:55
entonces aparecía la ecuación esta 00:01:56
vamos a hacer unos ejercicios ahora 00:01:58
bien, hablamos por aquí de una pila de concentración 00:02:00
¿os acordáis que la pila de concentración 00:02:06
aunque tengas dos trozos de metal 00:02:08
o sea, el mismo metal 00:02:10
que tiene el mismo potencial de reducción 00:02:14
el hecho de que haya más oxígeno en una zona o menos 00:02:16
más agua o menos, hace que haya una dilución 00:02:19
mayor o menor 00:02:23
y el paso de electrones está más o menos diluido 00:02:25
por lo tanto se produce, la zona más diluida suele actuar 00:02:28
como ánodo y la más concentrada como cátodo. 00:02:31
Se crea una pila de concentración, produce corrosiones. 00:02:36
Por eso aquí intentamos utilizar soldaduras, airear las zonas 00:02:41
para que esté más o menos a una concentración lo más homogénea posible. 00:02:45
Hablamos por aquí de cómo proteger de la corrosión, 00:02:49
de los ánodos de sacrificio o de los drenajes eléctricos. 00:02:52
Hablábamos del pasivado, que es hacer una capa de óxido 00:02:57
en el material que a veces inhibe y prolifere la posterior corrosión. 00:03:00
También hablábamos del recubrimiento. 00:03:06
Si recubres, puede ser que limpies la zona y recubras con metal o con plástico. 00:03:09
Y ahí, en los recubrimientos hablábamos, se puede hacer de varias formas. 00:03:15
Una electrólisis va electrodepositando átomos. 00:03:19
Si lo meto en un baño, se puede recubrir de un metal 00:03:24
que luego solidifica. Puedo metalizar yo proyectando o chapando. 00:03:29
Hablamos de que, por ejemplo, con fosfato podemos fosfatar la superficie 00:03:36
o con sales de hierro pagonar o el caso del aluminio típico de las ventanas 00:03:40
que lo que se hace es que crea una capa ancha y anodiza. 00:03:46
O sea, es un recubrimiento superficial, pero que en el caso de la unión se llama anodizado. 00:03:51
¿Y qué más? Por aquí hablábamos un poco de los esmaltes y de los plásticos. 00:04:02
Cuando con los metales no es posible, se utilizan materiales plásticos o polímeros, poliméricos, para proteger. 00:04:07
hablábamos de los ensayos 00:04:14
a largo plazo 00:04:18
o los acelerados 00:04:19
fue un poquito el resumen 00:04:20
de este tema, terminamos con los diagramas 00:04:24
de Purwa 00:04:26
que controlaban el potencial 00:04:26
y el pH 00:04:30
y puede hacer que un material genere 00:04:31
un óxido que le pasiva 00:04:33
le protege de la corrosión 00:04:35
o que no 00:04:38
bueno, aquí tenéis 00:04:39
Vale, bien, bueno, pues yo voy a hacer una cosa, ahí tenéis la tarea, la voy a subir luego corregida, pero es importante que respondáis a estas preguntas de aquí, aunque lo vais a tener corregida, porque las cuestiones tipo test os van a aparecer, ¿vale? 00:04:42
Entonces, van a aparecer las cuestiones tipo test, por lo tanto, nos sirve para estudiar el tema. 00:05:02
Entonces, miráis un poquito esto de qué es corrosión, intentáis, luego lo subo corregido. 00:05:10
De todas formas, si queréis lo comentamos un poco, venga, os ayudo. 00:05:17
Aunque intentéis resolverlo vosotras o estudiarlo, la corrosión es una degradación de materiales 00:05:21
que están expuestos a distintos ambientes, es lo que hemos hablado en el tema. 00:05:28
El oxígeno se reduce, es oxidante, el agua, el CO2, ácidos ambientales, electricidad, temperatura, radiación. 00:05:32
Hemos dicho que es un proceso que degrada los materiales. 00:05:39
Simplemente una oxidación de un material metálico, la corrosión se refiere generalmente a los metales y produce un deterioro del material. 00:05:42
Se va disolviendo hasta dos oxidados y se van liberando a todos. Se degrada el material. 00:05:51
En el caso de los cerámicos, recordad que hablábamos de corrosión, pero también hablábamos de degradación, porque es una disolución química lo que tiene lugar. Por ejemplo, ambientes de CO2 con agua que dan ácido carbónico, o vapores nitrógeno, o sea, NOX, SOX, que dan nítrico, sulfúrico. 00:05:58
esa lluvia ácida, lo que se llama lluvia ácida 00:06:20
con los cambios de temperatura que suben y bajan 00:06:23
por la mañana sabes que hay una niebla 00:06:26
entonces esa niebla que cae sobre los coches 00:06:28
o esa humedad, ese relente de la mañana 00:06:31
suele ser ácido y entonces puede producir 00:06:35
degradación de cerámicos porque los disuelve 00:06:38
se habla también de degradación 00:06:40
en cambio con los polímeros se habla de degradación pero frutal 00:06:42
y de disolución porque en los polímeros 00:06:46
No hay electroquímica, son enlaces covalentes, no tiene lugar la degradación por electrólisis ni por cerdas galvánicas, sino por disolución en disolventes orgánicos porque ataca la radiación ultravioleta y lo degrada por efecto de la temperatura. Es un poco diferente, por eso se habla más de degradación y disolución. 00:06:49
decíamos el otro día que el 5% del producto interglúteo se emplea 00:07:12
en este tipo de proteger de la corrosión, es importante 00:07:18
el aluminio no se corre tan rápido como el hierro 00:07:21
lo decíamos el otro día, ¿por qué? 00:07:24
porque cuando se empieza a oxidar 00:07:26
forma una capa de óxido de aluminio 00:07:29
esa capa de aluminio pasiva la superficie 00:07:32
decíamos que pasiva, es decir, esa capa de óxido de aluminio 00:07:37
impide que el oxígeno o el oxígeno con humedad, etc., 00:07:40
siga interactuando y produciendo la oxidación-corrosión, 00:07:48
según sea más o menos seca o húmeda. 00:07:55
De hecho, el aluminio, en la industria, esa capa de óxido de aluminio se provoca 00:07:57
y de unas pocas micras se pasa hasta 200 y pico micras, 00:08:03
sale una capa de óxido de aluminio mucho más grande 00:08:08
y es lo que se llama anodizado, aluminio anodizado. 00:08:12
Si os dicen cuál se oxida cuando pones en contacto dos metales, 00:08:16
pues hay que ir a la serie de potenciales electroquímicos 00:08:23
y la que tenga mayor potencial de reducción es la que se reduce. 00:08:26
Siempre se dan dos para comparar, en este caso magnesio y cromo, 00:08:30
el potencial reductor mayor se reduce 00:08:33
y provoca la oxidación del otro, ni siquiera lo opuesto 00:08:38
simplemente es cuestión de mirar y es lo que hay que hacer 00:08:40
el acero se recubre con zinc 00:08:43
y eso es lo que se llama galvanizado 00:08:47
¿por qué se recubre el acero con zinc? 00:08:51
porque el zinc tiene un potencial de reducción más bajo 00:08:53
se galvaniza la superficie y el zinc es un 00:08:56
ánodo de sacrificio 00:09:00
se va desgastando el zinc a expensas 00:09:02
de proteger el acero 00:09:05
aquí vuelve a preguntar lo de la pasivación 00:09:06
que lo hemos dicho antes 00:09:08
la capa de óxido, película de óxido 00:09:11
que generan algunos materiales 00:09:12
y que les protege de que continúe 00:09:14
la oxidación o corrosión 00:09:16
lo acabamos de decir, la corrosión por aireación 00:09:18
diferencial es una pila de concentración 00:09:21
basta que haya más concentración 00:09:23
de oxígeno o menos 00:09:25
o una parte metida en agua 00:09:26
sumergida en agua y otra no 00:09:28
o unas gotas de agua que han caído en una zona u otra se producen oxido-reducción. 00:09:30
Generalmente la parte menos cargada de oxígeno, la más diluida, es la que suele actuar de algo, ese corro. 00:09:36
Bueno, aquí os he puesto algo de corrosión por hidrógeno, os he puesto un enlace, pues si queréis verlo, en el enlace 1. 00:09:43
Es que el hidrógeno es complejo, ¿vale? Porque el hidrógeno, el protón o hidrógeno oxidado o reducido, 00:09:50
procede, sabéis que los ácidos tienen el protón que se oxida o reduce 00:09:56
y puede provocar una corrosión ácida. 00:10:00
Luego, si entráis aquí en este enlace que os he puesto, pues leéis un poquito más. 00:10:03
Bueno, los polímeros hemos dicho que no se producen por electrólisis 00:10:08
o por electroquímica, sino con radiaciones combinadas con temperatura, 00:10:11
disolventes orgánicos. 00:10:18
Bueno, aquí os he hablado un poquito de la biodegradabilidad de los polímeros 00:10:23
y en ocasiones es importante que se degraden y en otras no. 00:10:27
O sea, es necesario que se degraden los plásticos, por ejemplo, las bolsas de plástico, 00:10:32
si se biodegradan y se compostan, genial. 00:10:37
Pero cuando te ponen, por ejemplo, un implante o unos puntos o hilos de sutura en el organismo, 00:10:40
lo que necesitas es lo contrario, que esté inhibida la biodegradación. 00:10:46
Entonces, bueno, aquí hay, según lo que quieras hacer, te puede interesar que se biodegrade o que no. 00:10:51
Y los cerámicos, pues bueno, los cerámicos, aunque se supone que están oxidados o corroídos, pero con los ácidos se degradan. 00:10:59
El vidrio es un material, la cerámica y el vidrio están en el mismo grupo, lo sabemos. 00:11:07
Y, por ejemplo, el vidrio se ataca por ácido fluorídrico, con humedad y con ácido fluorídrico. No se suelen atacar mucho, pero sí que se pueden degradar. Luego, los ensayos de corrosión se pueden hacer a lo largo del tiempo, como os decía, o acelerarlos con la cámara de neola salina u otros sistemas o con el potencióstato que utiliza varios potenciales, este que hemos dicho, ¿no?, para los diagramas de PURGUA. 00:11:13
A ver, vamos a los problemas estos de aquí 00:11:40
No sé si habéis intentado hacer este 00:11:44
Fijaos, dice que tenemos problema 1 00:11:47
Tenemos una pila galvánica 00:11:51
Consta de un electrodo de zinc 00:11:53
En una disolución 1 molar de zinc 00:11:55
De sulfato de zinc 00:11:58
Y otro electrodo de níquel 00:11:59
En una disolución 1 molar de sulfato de níquel 00:12:01
Ambas disoluciones están separadas por un tabique poroso 00:12:05
Para impedir que se mezclen 00:12:08
y un cable externo unido a un interruptor conecta ambos electrodos. 00:12:09
Justo cuando el interruptor se cierra, 00:12:15
entonces cuando pones en cuenta todos los dos y cierras, 00:12:19
¿en qué electrodo se produce la oxidación? 00:12:23
¿Qué electrodo constituye el ánodo de la pila? 00:12:25
¿Qué electrodo se corroe? 00:12:28
¿Y cuál es la fuerza electromotriz, la FEN? 00:12:30
Os he puesto aquí, tenía que haber aclarado fuerza electromotriz de la pila, 00:12:33
o sea, el potencial de pila. 00:12:36
Y os pongo la respuesta. 00:12:38
Entonces, ¿qué hay que hacer? Vas a la serie electroquímica, pienso en voz alta, yo voy a la serie electroquímica, si estamos en un examen y no te dan la serie electroquímica de potenciales, te darán los potenciales de reducción. 00:12:39
busca los potenciales de reducción 00:12:56
y vemos cuál se oxida, cuál se desluce 00:12:58
entonces, fijaos 00:13:00
buscas en la serie electroquímica 00:13:03
zinc 2 más para dar zinc 00:13:05
potencial de reducción 00:13:08
menos 0,763 00:13:09
níquel 2 más para dar níquel 00:13:14
potencial de reducción 00:13:16
menos 0,250 00:13:18
¿cuál de los dos? 00:13:20
pregunto, a ver si alguien me responde 00:13:23
¿Cuál de los dos potenciales es menor? 00:13:26
¿El del zinc o el del níquel? 00:13:29
Sí, el del zinc. 00:13:32
El del zinc es más grande, pero es más negativo, efectivamente. 00:13:34
Es más negativo. 00:13:38
Es más negativo, es más pequeño. 00:13:39
Sí, sí, me lo habéis dicho bien. 00:13:42
El que tiende a reducirse es el níquel, en el sentido de que el níquel dos más pasa a níquel cero. 00:13:44
cuando pasa a cero 00:13:51
es cuando 00:13:53
se transforma en metal y se 00:13:54
electrodeposita en la barra metálica 00:13:57
y este tiende 00:13:58
a darse en sentido inverso, el zinc 00:14:01
pasa a zinc 2 más 00:14:03
entonces, ¿qué electrodo se produce en la oxidación? 00:14:04
aquí, en el zinc 00:14:08
¿qué electrodo constituye el ánodo? 00:14:09
pues este, porque aquí pasa el zinc 00:14:11
a zinc 2 más, es el que se pondría 00:14:13
a la izquierda y liberaría 00:14:15
electrones y ese sería el 00:14:17
electrodo negativo 00:14:19
además también es el electrodo que se corroe 00:14:20
porque pasa a disolverse, está en disolución, se va degradando 00:14:23
y para calcular el potencial de pila 00:14:27
como son uno molar los dos 00:14:30
pues tenemos que aplicar los potenciales estándar 00:14:32
el níquel tiene mayor potencial y es el que se reduce 00:14:36
en cambio el zinc se oxida 00:14:39
el níquel tendría lugar en este sentido 00:14:40
el zinc en este otro 00:14:47
el electrodo de zinc es el que se usida, lo que estamos diciendo 00:14:48
es el ánodo y es el que se corrode 00:14:53
y luego después para calcular la fuerza electromotriz 00:14:57
pues el potencial sería el potencial del cátodo 00:15:00
que sería este de aquí menos el potencial del ánodo 00:15:05
entonces sería menos 0.250 00:15:09
menos 0.763 00:15:13
esto menos por menos pasa positivo 00:15:17
entonces tenemos más 0,76 00:15:21
y menos 0,250 00:15:24
me da 0,513 voltios 00:15:26
la fuerza electromotriz, el potencial 00:15:29
ese potencial es positivo y siempre que el potencial sea positivo 00:15:31
tiene lugar en ese sentido 00:15:36
¿Alguna pregunta? 00:15:38
Sí, con María José lo llamamos potencial de celda 00:15:40
si nos equivocamos te da igual, ¿no? 00:15:43
No, no, es el potencial de celda. Lo que pasa es que se llama potencial de celda o fuerza electromotiva, es lo que se estaba diciendo. Sí, sí, sí, sí, sí, sí. Por supuesto, está bien, potencial de celda. Genial, bien. 00:15:46
Bueno, vamos a ver el siguiente. En el siguiente ejercicio, ¿qué tenemos? Tenemos los mismos zinc y níquel, pero en este caso lo que ocurre es que las concentraciones ya son 0,1 molar de sulfato de níquel y 0,05 molar de sulfato de, perdón, 0,1 de zinc, 00:15:58
respectivamente con el 0,1 de sulfato de zinc 00:16:24
y 0,05 de sulfato de níquel. 00:16:28
¿Qué pasa? 00:16:32
Que ya no estamos en condiciones estándar. 00:16:32
Por lo tanto, para calcular el potencial de celda, 00:16:34
la diferencia de potencial, el potencial de celda, 00:16:39
la fuerza electromotriz de la pila esta, 00:16:41
es lo mismo, 00:16:44
lo que tenemos que hacer es aplicar la ecuación de Nars. 00:16:45
Tenemos los dos potenciales, ¿vale? 00:16:48
Yo, fijaos, los he puesto aquí 00:16:50
la fórmula o bien como potencial o bien como ecuación, ¿vale? 00:16:54
Se puede hacer, ir calculando los potenciales, lo hacemos de las dos formas, ¿vale? 00:16:58
Y luego después con la ecuación, para no liaros, fijaros. 00:17:02
Como tenemos que el zinc, el níquel, el potencial de, empiezo por el zinc, ¿vale? 00:17:07
El zinc tiene este potencial estándar más 0,059 partido por dos electrones por el logaritmo de 0,1. 00:17:15
Y ahora lo que tenemos es menos 0.793 en lugar de 0.763. 00:17:24
El potencial del níquel sería el potencial estándar más 0.059 partido por 2 logaritmo de 0.05 00:17:29
y me da menos 0.288. 00:17:35
Ahora después, como tengo los dos potenciales, veo que el del níquel sigue siendo, por supuesto, 00:17:40
el cátodo y este el ánodo. 00:17:47
Entonces el potencial de celda, potencial de celda, como vosotros decís, 00:17:49
aquí lo he puesto como celda, no como fuera de la elastomotriz, sería el del cátodo menos el ano, 00:17:52
es decir, menos 0,2 tal, menos, menos este de aquí, y me da 0,505. 00:17:57
Ha variado respecto del otro, el otro ejercicio nos daba 0, nos da lo mismo, prácticamente lo mismo. 00:18:03
O sea que aunque cambie las concentraciones, a veces el potencial no afecta tanto, ¿vale? 00:18:11
Siempre que, cuando tienes dos metales diferentes. 00:18:16
bien, y si lo pongo como reacción 00:18:19
fijamos como 00:18:24
con ecuación completa 00:18:25
lo que haces es escribes 00:18:27
como el níquel 00:18:28
se reduce y este se oxida 00:18:30
pones la reacción global 00:18:34
y entonces en la ecuación 00:18:36
tienes el potencial de reducción 00:18:38
de los estándar menos 0,059 00:18:40
por logaritmo de la cuesta de equilibrio 00:18:42
en la cuesta de equilibrio 00:18:44
entran los que tienen 00:18:45
los puros, líquidos puros 00:18:47
los sólidos puros, los disolventes puros 00:18:50
tienen actividad y no interfieren 00:18:52
entonces en este caso sería 00:18:53
pues veis el potencial de celda 00:18:54
estándar menos 0,592 00:18:57
me he saltado aquí, me falta un 0 00:19:00
vale 00:19:02
pero el cálculo está bien hecho, se me ha olvidado 00:19:02
poner el 0 aquí, vale 00:19:06
0,059 partido por el logaritmo 00:19:06
de la concentración de cintos 00:19:10
más, veis, partido por la de nickel 00:19:12
entonces esto da 0, ¿qué tal? 00:19:13
menos 0,059 00:19:16
0,10, 0,05 y al final 00:19:16
sale lo mismo también. Entonces, como veáis, yo me gusta, generalmente lo hago por partes, 00:19:19
voy así, con el positivo lo voy haciendo y luego lo aplico. Pero bueno, en otras ocasiones 00:19:27
también con la ecuación completa. Vale, voy con el tercer ejercicio. Fijaos, en este 00:19:33
caso, un extremo de alambre de hierro está introducido en un electrolito de iones de 00:19:42
hierro 2 0 0 2 molar y el otro en un electrolito 0 0 5 los dos electores están separados por una 00:19:45
membrana gruesa extremo de alambre se corroe y cuál es el potencial de celda o la diferencia 00:19:54
de potencial como veis este es el caso de que es se trata de una pila de concentración vale 00:20:00
porque es hierro que está en una zona a una concentración más baja que en otra entonces 00:20:07
Vamos a ver qué pasa si miramos el potencial de reducción del hierro, hierro normal para el hierro cero es menos 0,44 voltios, entonces fijaos, por ejemplo, cuando en el caso de que la concentración es 0,02, el potencial en ese electrodo sería 0,440 menos 0,59 partido del logaritmo de 0,2 y me da menos 0,49 voltios. 00:20:13
Cuando hago el mismo cálculo en el otro, que la concentración es más baja, me da menos 0,508. 00:20:43
Entonces, observad que en la zona donde esté más diluido, si bien el potencial del hierro es 0,44, 00:20:50
pero en la zona donde hay más dilución, el potencial es más bajo. 00:20:57
Este número es mayor, pero es negativo. 00:21:02
Entonces, esta parte de aquí actúa como ánodo y esta otra parte actúa como cátodo. 00:21:04
entonces tiene lugar una óxido reducción 00:21:10
el potencial es muy bajito 00:21:13
pero produce oxidaciones y corrosiones 00:21:15
las típicas de muchos 00:21:17
metales que hemos visto nosotros y sabemos 00:21:19
que con el tiempo se van deteriorando 00:21:21
vale, entonces el potencial 00:21:23
de celda, como siempre 00:21:26
después de calcular ambos potenciales 00:21:28
uno se nutre, o si aplicas 00:21:30
la ecuación 00:21:32
pues en este caso el potencial de celda 00:21:34
este menos este sería cero y al final 00:21:36
sería 00:21:38
esta diferencia de aquí, vale 00:21:39
pero el potencial es positivo 00:21:41
pequeñito pero positivo y tiene lugar 00:21:44
una óxido reducción 00:21:46
o corrosión 00:21:48
en estos casos sólo con la concentración 00:21:49
ya sabes cuál es el cátodo 00:21:54
y el ánodo 00:21:56
sí, en estos casos 00:21:57
en cuanto tú calculas el potencial 00:22:00
de cada uno de los electrodos 00:22:02
sabes cuál es 00:22:04
el cátodo y el ánodo, generalmente 00:22:06
después de hacer ejercicio nos solemos 00:22:08
dar cuenta de que cuanto en la zona 00:22:10
más diluida 00:22:12
suele ser el ánodo. 00:22:12
¿Veis? Mira, aquí 00:22:16
observa. Esto es hierro 00:22:17
y hierro. Y aquí hay menos concentración 00:22:19
y se ve que el potencial 00:22:21
ha disminuido, ¿ves? Es más bajo 00:22:23
que este. 00:22:25
¿Las pilas siempre son galvánicas? ¿Siempre será 00:22:28
este? 00:22:31
Sí, siempre ocurre eso. 00:22:32
Vale, gracias. 00:22:37
Y luego los dos próximos ejercicios 00:22:42
que tengo aquí, los dos son 00:22:43
son similares, en este caso son de las leyes de Faraday. 00:22:45
Fijaos, en un proceso de electroanálisis 00:22:50
estás intentando depositar cobre, 00:22:54
recubrir con cobre un metal, ¿no? 00:22:58
Electrodepositar es recubrir con cobre. 00:23:00
Entonces, tú aplicas, en este caso aplicas una corriente de 15 amperios. 00:23:03
Disuelves cobre en un ánodo 00:23:08
y luego recubres un cátodo de hierro, ¿vale? 00:23:10
O sea, lo que haces es, tienes un electrodo de cobre y otro de hierro. 00:23:13
Disuelves cobre y lo electrodepositas y al hierro se le pone una capa de cobre protectora por encima. 00:23:17
No hay reacciones secundarias, suponemos que todo es relativamente sencillo. 00:23:23
Y me pregunta que cuánto tiempo tarda en corroerse 8,5 gramos del ánodo. 00:23:29
Me da la respuesta, 28,7 minutos, y me dice el peso atómico del cobre 00:23:34
y me dice que el número de electrones intercambiados, que realmente la oxidación es, 00:23:39
De dos, dos electrones, ¿vale? 00:23:43
Entonces, fijaos, voy a calcular de las dos formas. 00:23:46
Con la ecuación esta de pit, pit, P y T, 00:23:50
partido por 95 y 500, que es una de las que suelo usar yo, 00:23:53
y luego utilizando las fórmulas que utilizáis en instrumental. 00:23:56
No sé si es instrumental. 00:24:00
Bien, entonces, fijaos, me pide el tiempo, 00:24:01
me da la intensidad, me la está dando, 15 amperios. 00:24:05
El peso, P, los 8,5 gramos del peso me los está dando. 00:24:09
Por lo tanto, solo necesito calcular el peso equivalente, y el peso equivalente es el peso molecular partido por la valencia. 00:24:13
Cobre, para dar cobre 2 más, se corroe, por lo tanto, fijaos y despejo el tiempo de la ecuación, 00:24:22
el 96.500 pasa así multiplicando por el peso, y estos dos de aquí pasan dividiendo, por lo tanto, 8,5 gramos, 00:24:29
me está pidiendo el tiempo, en este caso 8,5 00:24:36
bueno, 16.500 00:24:39
partido de 00:24:40
el peso atómico partido por el número 00:24:42
de electrones intercambiados por 15 00:24:45
me da estos segundos que 00:24:47
lo calculo, me da 28,7 00:24:49
minutos la respuesta 00:24:51
bueno, vale, y alguno de vosotros 00:24:53
dice, bueno, no quiero utilizar esto, quiero utilizar 00:24:55
las fórmulas de siempre 00:24:57
si utilizo la fórmula de siempre 00:24:58
tendré que calcular el número de moles 00:25:01
con la 00:25:03
intensidad de corriente, la carga y luego después el tiempo 00:25:05
con esta otra fórmula, ¿vale? Entonces dice, a ver, tengo 00:25:08
15 amperios, 8,5 gramos y esta masa molar, ¿vale? 00:25:13
O masa atómica, en este caso la masa molar o la masa 00:25:17
atómica molar sería el peso molvular expresado en gramos. 00:25:21
Los gramos que pesan un mol, ¿vale? Lo sabéis. 00:25:25
8,5 gramos por un factor de conversión de un mol estos gramos 00:25:30
tengo estos moles, ¿vale? 00:25:33
Pero yo no tengo esos moles, 00:25:35
sino que tengo dos moles de electrones 00:25:38
porque sé que cada cobre me da dos, 00:25:40
hay dos intercambios de los electrones. 00:25:42
Entonces, estos moles de aquí, 00:25:45
lo que tenéis que hacer es, 00:25:46
si dos moles uno de cobre, 00:25:48
pues lo que hace es el doble. 00:25:49
Ya tenemos los moles de cobre 00:25:52
que tenemos intercambiado, 00:25:54
que son 0,2. 00:25:55
Ahora, bueno, estos moles de aquí 00:25:57
los paso a la fórmula 00:26:00
de la carga 00:26:01
que serían estos moles 00:26:03
por 9,6 por 10 elevado a 4 00:26:06
la constante de Faraday 00:26:08
y me da estos columbios 00:26:10
y ahora 00:26:11
como ya tengo esta carga, despejo el tiempo 00:26:13
15 amperios 00:26:15
es igual a esta carga 00:26:18
para el tiempo, lo mismo. ¿Qué os parece? 00:26:19
¿Cómo lo soléis calcular? 00:26:24
Decidme, que responda alguien. 00:26:25
Lo soléis hacer más de esta forma, ¿no? 00:26:27
Sí, yo la pongo con esta 00:26:29
Vale, me la habéis entendido, ¿no? 00:26:32
Esta, si alguien quiere coger la fórmula 00:26:34
y ponerla, esta la pone 00:26:37
¿Vale? 00:26:38
Recordad que fijaos la fórmula, simplemente 00:26:38
Pero bueno, si os aclaráis con esta 00:26:40
pues lo hacemos con esta 00:26:44
Tengo aquí otro ejercicio 00:26:45
Fijaos, en este ejercicio 00:26:46
es un poco el mismo 00:26:48
Me dice, un tanque cilíndrico de acero 00:26:49
contiene agua aireada hasta el 60% de su nivel 00:26:53
y muestra una pérdida de peso debido a la corrosión de 304 gramos después de 6 semanas. 00:26:57
O sea, me da los gramos y en este caso me da el tiempo. 00:27:06
Calcular la intensidad de corriente de corrosión del tanque, o sea, estamos en lo mismo, ¿vale? 00:27:10
Lo único que las 6 semanas, fijaos que en la fórmula lo ponemos el tiempo en segundos, 00:27:17
las 6 semanas hay que pasar las segundos. 00:27:23
Entonces lo primero, yo siempre cuando me dan el tiempo, lo primero que hago es, fijaos, seis semanas, una semana siete días, un día veinticuatro horas, una hora tres mil seiscientos segundos. 00:27:25
Ya lo tengo en segundos. Tengo el tiempo en segundos. 00:27:36
Ahora, si aplicáis la fórmula que yo os digo, lo del peso igual a pi partido por la constante de Faraday, 00:27:41
Pues lo que me está pidiendo ahora es la intensidad. 00:27:51
Despejo la intensidad, tengo el peso, 304 gramos, los 96.500 colombios. 00:27:55
Luego tengo peso equivalente, que sería esto, por 2 electrones intercambiados. 00:28:02
Y por el tiempo, pues me da estos amperios. 00:28:07
Vale. 00:28:12
Vamos a calcularlo de la otra forma. 00:28:13
Empezamos con las fórmulas. 00:28:16
lo mismo, 300 gramos 00:28:18
lo de la semana no tenemos más remedio que pasar los segundos 00:28:20
que sería lo mismo, ¿vale? 00:28:22
6 semanas por 7 días, entre 4 horas 00:28:24
tal, tal, ya lo tenemos en segundo 00:28:26
ahora 00:28:28
tenemos la masa molar por el número de gramos 00:28:30
sabemos los moles 00:28:32
tenemos en cuenta 00:28:34
que el número de 00:28:36
los moles de electrones 00:28:37
son el doble, por lo tanto calculo 00:28:40
tengo 10,9 moles de electrones 00:28:42
la carga 00:28:45
vale, eso molejo la constante 00:28:46
y ahora después en la fórmula 00:28:49
escojo la intensidad 00:28:50
carga partido por 100 00:28:52
0,289 00:28:54
y aquí a mí me dio 0,289 00:28:56
también 00:28:59
quería llegar hoy hasta aquí simplemente 00:28:59
y ya dar por finalizada 00:29:02
esta parte 00:29:04
bien, ahora lo que voy a hacer es una cosa 00:29:05
¿tenéis alguna duda? 00:29:08
sobre alguno de estos ejercicios 00:29:10
decidme, ¿no hay ninguna duda? 00:29:12
Idioma/s:
es
Autor/es:
Luciano Sáez
Subido por:
Luciano S.
Licencia:
Todos los derechos reservados
Visualizaciones:
15
Fecha:
14 de mayo de 2024 - 19:07
Visibilidad:
Clave
Centro:
IES LOPE DE VEGA
Duración:
29′ 18″
Relación de aspecto:
1.78:1
Resolución:
1920x1080 píxeles
Tamaño:
160.28 MBytes

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