Lab2-ProyectoCorrosion (1)

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Universidad Tecnológica de Panamá
Centro Regional de Chiriquí
Facultad de Ingeniería Mecánica
PROYECTO FINAL:
CORROSIÓN GALVÁNICA
PROFESOR:
 MARTÍN VALDÉS
OCTUBRE DEL 2021
INTRODUCCIÓN
En este proyecto de laboratorio se tratará un tema muy importante en la actualidad, que involucra las edificaciones, construcciones y demás infraestructuras que involucran el uso de metales, en esta ocasión, se hablará de la corrosión galvánica, que para ya ir entrando en tema no es nada más que un fenómeno electroquímico que se produce entre dos metales en contacto ante la presencia de un electrolito, que puede ser simplemente el agua contenida en la humedad ambiental. Cada uno de los metales se comportará bien como ánodo o bien como cátodo. El metal que actúa como ánodo es el que sufre la corrosión y el metal que actúa como catado se reduce. Además para saber cuál de los dos metales se comportará como ánodo tenemos que conocer su índice anódico, o de modo más sencillo, su ubicación en una lista o tabla en la que en se ordenan de mayor índice anódico a menor. La celda galvánica o voltaica es aquella en la que una reacción química espontánea genera una tensión eléctrica. Para lograrlo, uno de los reactivos debe oxidarse y otro reducirse simultáneamente. No debe haber contacto entre ambos, pues de lo contrario, los electrones fluirían directamente del agente reductor al agente oxidante. Por tanto, el agente reductor y oxidante debe estar físicamente separados y unidos solamente por una conexión eléctrica, de forma que los electrones estén forzados a circular por un circuito externo para ir de un reactivo al otro (del reductor al oxidante).
1. OBJETIVO GENERAL
Obtener mediante este proyecto la generación de una fuerza electromotriz mediante la oxidación galvánica de dos metales, en una solución electrolítica.
2. OBJETIVOS ESPECÍFICOS
· Generar un voltaje de 0.5 Voltios con la oxidación aluminio-cobre.
· Demostración de encendido de un led con el proceso de oxidación reducción.
· Identificar cual el ánodo y el cátodo mediante el uso de voltímetro digital.
3. MATERIALES Y MÉTODOS
En el desarrollo de este proyecto de laboratorio hemos utilizado una serie materiales descritos a continuación:
· Agua. 
· Alambre de cobre para las conexiones.
· Aluminio 2 pies.
· Bombillo Led.
· Cloro.
· Envases de acrílico.
· Envases plásticos de cuatro secciones. 
· Lamina de cobre.
· Lamina de Zinc
· Multímetro Digital.
· Sal de mesa.
· 6 vasos desechables.
Lo que realizaremos en este proyecto está basado en el principio de la celda galvánica o celda voltaica, la cual, relacionada a una reacción química espontánea entre dos metales y un electrolito, dando como resultado obtener en una corriente eléctrica, como las pilas y baterías.
· Materiales y reactivos
En esta sección tenemos los materiales que darán resultado a nuestra reacción química:
Agua.
Aluminio.
Cobre.
Cloro comercial.
Sal de mesa.
· Procedimiento experimental
Para realizar este laboratorio se siguieron estos pasos, los cuales fueron documentados con fotografías:
Debemos acomodar los vasos plásticos de acuerdo con la cantidad de voltaje que queremos obtener, en este caso vamos a obtener tres voltios, como se muestra en la figura 1. 
Figura 1. Colocación de los vasos desechables. 
Luego se procedió a agregar la sal de mesa, para la elaboración del electrolito. Cada vaso consta con una cucharadita de sal.
Figura 2. Adición de sal a los vasos desechables. 
Para diluir la sal se le agregan aproximadamente 200 ml de agua, también se le incorpora 14 ml de clorox. Revolvemos hasta disolver bien. Con esto ya tenemos lista nuestra solución. 
Figura 3. Agregación de agua. 
En este paso procederemos a introducir el cobre atado a extremo del aluminio, en cada vaso debe haber una pieza de aluminio y de cobre sin tocarse, entonces las partes que está amarrada queda una parte en un vaso y la otra en otro vaso, para así tener en el extremo una pieza suelta de cobre y una de aluminio, para su mayor compresión observe la figura 4. 
Figura 4. Conexión Cobre-Aluminio. 
Como siguiente paso ya colocaremos el multímetro para la realización de las mediciones pertinentes. 
Figura 5. Medición del voltaje. 
4. RESULTADOS
Como resultado obtuvimos un voltaje de 0.55 a 0.65 v, por cada vaso. Cuando hicimos la pila galvánica de seis vasos, es decir teníamos 6 semi celdas logramos obtener un voltaje de 3.43 como se muestra a continuación.
Figura 6. Se obtuvo 3.43 V. 
Como nuestro sistema estaba conectado en serie, obtuvimos un amperaje bastante pequeño. 
Figura 7. Se obtuvo 0,12 mA.
Como objetivo final logramos encender tres leds, de distintos colores como fue el color verde, azul y blanco. Dando como resultado final que la celda galvánica cumple con las condiciones descritas arriba, ya que, mediante una reacción química, logramos una diferencia de potencial.
Figura 7. Leds encendidos.
5. DISCUSIÓN
Ya teniendo los resultados podemos decir que cada semicelda de un vaso, da un voltaje aproximado de 0.55 v a 0.65 v mostrado en la figura 8, también se hizo una prueba de una semicelda tres vasos, aquí se logró obtener un voltaje de 1.91 v comprobado por la figura 9. Con este voltaje no logramos encender un led. Por ende hicimos una celda galvánica de 6 vasos, obteniendo 3.43 v. Luego se hizo una prueba donde pusimos todo el cobre de un lado del envase y luego el aluminio del otro, para conseguir 0.1 mA.
Figura 8. Voltaje de una batería de vaso.
Figura 9. Voltaje de una batería de tres vasos. 
Figura 10. Prototipo semifinal de la celda galvánica. 
Cuando se obtuvieron todas las medidas pertinentes se procedió a darle una mejor presentación a nuestro proyecto, donde se modificó también la cantidad de materiales utilizados, por ejemplo en el ensayo del proyecto final, se usó: dos envases acrílicos, de cuatro cubículos, al cual se le agrego 150 ml de agua, 50 ml de clorox, 15 gramos de sal de mesa, dentro de cada cubículo estaba ubicada la lámina de cobre y una lámina de zinc, logrando cambiar los elementos de la tabla para así lograr demostrar un cambio en los resultados. Con esto se obtuvo que una celda galvánica obtuvimos un voltaje de 0.90 v. por cada celda dando como resultado mayor voltaje, el cual fue de 3.63 v, con lo cual logramos encender un Led. 
Figura 11. Prototipo final de la celda galvánica. 
Figura 12. Led encendido y vista superior de la celda galvánica.
Figura 13. Medición del voltaje 3.33v. 
6. CONCLUSIONES
En fin, podemos decir, que la corrosión es la causa general de la alteración y destrucción de la mayor parte de los materiales naturales o fabricados por el hombre. Si bien esta fuerza destructiva ha existido siempre, no se le ha prestado atención hasta los tiempos actuales, como efecto de los avances de la civilización en general y de la técnica en particular, la corrosión de los metales constituye, por lo tanto, y con un alto grado de probabilidad, el despilfarro más grande en que incurre la civilización moderna.
Cabe mencionar que dentro de lo aprendido la corrosión Galvánica es una de las corrosiones más comunes que se pueden encontrar. Es una forma de corrosión acelerada ya que puede ocurrir cuando metales con características distintas se unen eléctricamente en presencia de un electrolito. 
Además, este proyecto nos beneficia en la forma de adquirir nuevos conocimientos, y emplea elementos accesibles para la demostración, aplicación, y puesta en práctica de todos los puntos expuesto en clase.
7. BIBLIOGRAFÍA
Referencias Básicas
“Ciencia e Ingeniería de los Materiales”. W.F: SMITH, Editorial McGraw-Hill, (2007). 
Referencias Complementarias
“Ciencia e Ingeniería de los materiales: estructura y propiedades” J.A. Pero-Sanz Elorz, Editorial: Dossat 2000, (2000).
“Steels: heat treatment and processing principles”, G. Krauss, ASM international, 1990. 
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