Descripción: este es un marco teórico que habla sobre algunos aspectos de relevancia de lo que son las Celdas Solares
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Descripción: Celdas galvánicas, fundamentos y aplicación experimental. Reacciones químicas
Descripción: Celdas de Flotación hidrometalurgia
1. Armar
CELDAS GALVÁN ICAS
OBJETIVOS: una celda galvánica. Determinar que elemento se oxida y se reduce.
Medir el voltaje de la celda y determinar la trasferencia de electrones.
2. MARCO MARCO TEÓRICO: TEÓRICO: Las baterías o pilas galvánicas fueron inventadas en el ao de 1!"" por el físico italiano Alessandro #olta. #olta descubri$ que cuando se ponen en contacto dos metales de diferente tipo se produce una corriente el%ctrica. &xperimentando con diferentes tipos de metales #olta construyo su primera batería mediante el apilamiento' de a(í el nombre de pila' en una columna de vidrio) de placas alternadas de cobre) papel secante empapado en salmuera) y *inc) sucesivamente (asta completar la columna. +inalmente +inalmente al unir los dos extremos mediante un cable conductor circula una corriente el%ctrica al trav%s del cable. &l descubrimiento de #olta (i*o posible el manejo controlado de la corriente el%ctrica grac gracia iass a lo cual cual fue fue posi posibl ble e prod produc ucir ir la elec electr tr$l $lis isis is)) que que co cond nduj ujo o a impo import rtan ante tess descubrimientos como la composici$n química del agua y de muc(as otras sustancias. &n la actualidad existe un sinn,mero de artefactos) desde los autom$viles (asta los sat%lites) que dependen para su funcionamiento de diferentes tipos de baterías el%ctricas. •
-eldas galvánicas
/na celda galvánica es un sistema que permite obtener energía a partir de una reacci$n química de $xido'reducci$n. Dic(a reacci$n es la resultante de 0 reacciones parciales semirreacciones2 en las cuales un elemento químico es elevado a un estado de oxidaci$n superior semirreacci$n de oxidaci$n2) a la ve* que otro elemento es reducido a un estado de oxidaci$n inferior semirreacci$n de reducci$n2. &stos cambios de estado de oxidaci$n impli implican can transf transfer erenc encia ia de ele electr ctrone oness del ele elemen mento to que se oxida oxida al ele elemen mento to que se reduce. &l diseo constructivo en una pila determina que cada una de estas 0 semirreacciones ocurra en 3compartimentos4 independientes llamados (emiceldas. &l medio que posibilita el transporte interno de carga el%ctrica entre ambos compartimentos es una sustancia conductora llamada electrolito. A su ve*) cada (emicelda está constituida por un electrodo metálico y una soluci$n de una de las sales del metal. 5e denominan electrodos a las super6cies metálicas sobre las cuales se producen las semirreacciones semirreacciones de oxidaci$n oxidaci$n y de reducci$n. Ánodo
&s el electrodo en el cual se produce la reacci$n de oxidaci$n el electrodo negativo de la pila2.
-átodo &s el electrodo en el cual se produce la reacci$n de reducci$n el electrodo positivo de la pila2.
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78/9 &5 /: /: ;/&:<& 5AL=:>? /n puente salino es un dispositivo que contiene una dispersi$n i$nica puede ser una soluci$n salina2.
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#oltímetro y Amperímetro
#oltímetro &s un aparato que mide la diferencia de potencial entre dos puntos. ;ara efectuar esta medida se coloca en paralelo entre los puntos cuya diferencia de potencial se desea medir. La diferencia de potencial se ve afectada por la presencia del voltímetro. ;ara que este no inuya en la medida) debe de desviar la mínima intensidad posible) por lo que la resistencia interna del aparato debe de ser grande. Amperímetro es un instrumento que se utili*a para medir la intensidad de corriente que está circulando por un circuito el%ctrico. &n t%rminos generales) el amperímetro es un simple galvan$metro instrumento para detectar pequeas cantidades de corriente2) con una resistencia en paralelo) llamada Bresistencia s(untB. Disponiendo de una gama de resistencias s(unt) se puede disponer de un amperímetro con varios rangos o intervalos de medici$n. Los amperímetros tienen una resistencia interna muy pequea) por debajo de 1 o(mio) con la 6nalidad de que su presencia no disminuya la corriente a medir cuando se conecta a un circuito el%ctrico.
3. MATERIALES Y REACTIVOS @.1 ' ' ' ' ' ' ' '
Materiales
Algod$n C vasos grandes C cocodrilos y alambrecillos 0 focos led de 1. v 0 láminas de *inc 0 láminas de cobre Multitester Ealan*a Digital
@.0 Feactivos ' :a-l sal2 ' Agua ' -u5>C ' Gn5>C
4. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: 1. 0. @. C.
. I. J. !.
Femojando una tira de algod$n en una soluci$n de agua y sal ;esamos dos láminas de *inc y dos alambre de cobre imagen 12 -olocamos un puente salino en cada celda &n una media celda se puso una lámina de *inc unida en un extremo por un cocodrilo al alambrecilloH en la otra media celda se coloc$ alambre de cobre unida en un extremo por un cocodrilo al alambrecillo. 5e repite el procedimiento en la otra celda imagen 02 &n la media celda que tenía el alambre de cobre se le agrego -u5>C y en la otra media celda q tenía la lámina de *inc se agreg$ Gn5>C .se repite el procedimiento en la otra celda imagen @2 5e form$ un circuito en serie con las 0 celdas imagen C2 5e mide el voltaje y el amperaje en el circuito imagen 2 5e conect$ un foco led de 1. v al circuito y encendi$ imagen I2
5. CÁLCULOS Y RESULTADOS: -
Celda A:
;eso inicial del alambre de -u 1.K" gr. ;eso inicial de lámina de Ginc 1.K0 gr. -
Celda B:
;eso inicial del alambre de -u 0."" gr. ;eso inicial de lámina de Ginc 1.JC gr.
Reacción en las celdas:
−¿( ánodo ) ¿ 2 +¿+ 2 e Zn →Zn
¿
−¿ → Cu ( cátodo ) ¿ 2 +¿+ 2 e Cu
¿
+¿+ Cu ¿ 2 +¿ → Zn ¿ Zn + Cu 2
Voltaje en el circuito:
1.J1 v Amperaje en el circuito:
0.IC A -
Celda A:
;eso 6nal del alambre de -u 1.! gr. ;eso 6nal de lámina de Ginc 1.KJgr. -
Celda B:
;eso 6nal del alambre de -u 1.KC gr. ;eso 6nal de lámina de Ginc 1.!" gr.
6. CONCLUSIONES: ' 5e concluye que el Gn es el que se oxida observándose un cambio de color de plateado a negro y el -u se reduce. ' 5e comprob$ la transferencia de electrones mediante el encendido del foco led.
