CELDAS GALVANICAS

UNIVERSIDAD UNIVERSIDAD NACIONAL DE D E CHIMBO C HIMBORAZ RAZO O

INGENIERÍA INDUSTRIAL

INDICE DE CONTENIDOS

1. INTRODUCCIÓN INTRODUCCIÓN .............................................. ....................................................................... ..............................................1 .....................1 2. OBJETIVOS .............................................. ........................................................................ ................................................ .............................1 .......1 2.1.

OBJETIVO OBJETIVO GENERAL .............................................. ....................................................................... ..............................1 .....1

2.2.

OBJETIVOS OBJETIVOS ESPECÍFICOS .............................................. ....................................................................1 ......................1

3. FUNDAMENTO FUNDAMENTO TEÓRICO .............................................. ....................................................................... ..............................2 .....2 3.1.

CELDA GALVÁNICA ............................................... ........................................................................ ..............................3 .....3

3.2.

PUENTE PUENTE SALINO .............................................. ....................................................................... ......................................4 .............4

3.3.

FUNCIONAMIENTO FUNCIONAMIENTO DE UNA UNA CELDA GALVÁNICA ........................5 ........................5

4. PROCEDIMIENTO PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL ............................................ ..........................................................6 ..............6 4.1. REACTIVOS:............................................................................................6 4.2.

MATERIALES: MATERIALES: .............................................. ....................................................................... ...........................................7 ..................7

4.3. PASOS:......................................................................................................7 5. RESULTADOS RESULTADOS ............................................. ...................................................................... ................................................ ..........................8 ...8 6. DISCUSIÓN DISCUSIÓN DE RESULTADOS RESULTADOS .............................................. ....................................................................9 ......................9 7. CONCLUSIONES CONCLUSIONES .............................................. ....................................................................... ..............................................9 .....................9 8. RECOMENDACIONES.................................................................................10 LINKOGRAFÍA: LINKOGRAFÍA: .............................................. ........................................................................ ................................................ ...........................10 .....10

UNIVERSIDAD NACIONAL DE CHIMBORAZO

INGENIERÍA INDUSTRIAL CELDAS GALVÁNICAS 1. INTRODUCCIÓN

Después de haberse planteado el tema del proyecto, se realizó una revisión exhaustiva de varios artículos relacionados con la construcción de celdas o pilas galvánicas con diferentes elementos, a través de esta labor no es difícil darse cuenta que a pesar de que la pila galvánica como sistema electroquímico encierra una gran cantidad de conceptos tanto físicos como químicos, esta solo estaba siendo utilizada para la enseñanza de la química. A partir de esto se hizo evidente la viabilidad del proyecto de implementar una propuesta didáctica para la enseñanza del concepto de potencial eléctrico mediante la construcción de pilas galvánicas a partir de la reacción de soluciones. En este informe, determinaremos la diferencia de potencial existente entre una celda galvánica constituida de soluciones de CuSO4 y ZnSO4 (pila de Daniells) a 1 M concentración, y a una temperatura de 25° C. Esta medida de potencial la calcularemos experimentalmente usando un multímetro y electrodos de Zinc y Cobre.

2. OBJETIVOS 2.1. OBJETIVO GENERAL -

Crear una celda electrolítica con el fin de producir energía electroquímica a partir de reacciones químicas de oxido-reducción.

2.2. OBJETIVOS ESPECÍFICOS

-

Identificar el tipo de materiales para realizar las celdas electrolíticas.

-

Analizar y calcular las soluciones químicas y sus concentraciones como fuente principal para producir dichas energías que queremos obtener.

-

Realizar pruebas de acuerdo al alcance de la energía a base de reacciones químicas y los elementos que influyen en este experimento.


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INGENIERÍA INDUSTRIAL 3. FUNDAMENTO TEÓRICO

En Khujut Rabuah, cerca de Bagdad fueron encontradas unas vasijas con un tubo de cobre central en cuyo interior había un cilindro de hierro, unido todo ello con una mezcla asfáltica. Junto a las vasijas se encontraban diferentes conjuntos cobre/hierro sin utilizar. ¿Podría haber sido una pila del siglo V antes de Cristo? Una explicación fue que la vasija era en realidad una pila, y las piezas de cobre y hierro, electrodos de reserva. Si la vasija se llenaba con un ácido orgánico (como ácido acético del vinagre, o zumo de frutas cítricas), se producía una cierta corriente. Los inicios de la electroquímica como ciencia, están marcados por las experiencias de Galvani y Volta a finales del siglo XVIII y principios del XIX. Las reacciones químicas que tienen lugar en los procesos electroquímicos son de tipo redox (oxidación-reducción), en las que se produce una transferencia de electrones entre las especies químicas. Siempre que exista una oxidación habrá una reducción y viceversa. Son muchos los procesos químicos y biológicos que tienen su fundamento en este tipo de reacciones como los procesos de obtención de metales, los de oxidación celular, etc. La electroquímica forma parte de la vida ordinaria; es decir, por ejemplo al utilizar todo tipos de pilas, su empleo en el arranque de los motores de los automóviles e incluso su utilización en la resolución de problemas medioambientales. Las reacciones electroquímicas tienen lugar en las llamadas celdas o pilas electroquímicas que pueden ser de dos tipos: -

Pilas galvánicas o voltaicas: proporcionan energía eléctrica a partir de energía química.

-

Pilas electrolíticas: proporcionan energía química a partir de energía eléctrica.

Por medio de este trabajo se dará a conocer el cómo funcionan e intervienen dichas celdas, especialmente las celdas galvánica y los distintos tipos de pilas existentes de acuerdo a diversos factores que permiten su clasificación.


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INGENIERÍA INDUSTRIAL 3.1. CELDA GALVÁNICA

Una celda galvánica o celda voltaica consta de dos semiceldas conectadas eléctricamente mediante un conductor metálico, y también mediante un puente salino. Cada semicélula consta de un electrodo y un electrolito. Las dos semicélulas pueden utilizar el mismo electrolito, o pueden utilizar electrolitos diferentes. Las reacciones químicas en la celda pueden implicar al electrolito, a los electrodos o a una sustancia externa (como en las pilas de combustible que puede utilizar el hidrógeno gaseoso como reactivo). En una celda voltaica completa, las especies químicas de una semicelda pierden electrones (oxidación) hacia su electrodo mientras que las especies de la otra semicelda ganan electrones (reducción) desde su electrodo. Un puente salino se emplea a menudo para proporcionar un contacto iónico entre las dos medias celdas con electrolitos diferentes, para evitar que las soluciones se mezclen y provoquen reacciones colaterales no deseadas. Este puente salino puede ser simplemente una tira de papel de filtro empapado en solución saturada de nitrato de potasio sodio

o cloruro de

. Otros dispositivos para lograr la separación de las disoluciones son vasijas

porosas y disoluciones gelificadas. Un recipiente poroso se utiliza en la pila de Bunsen. También se les denomina semirreacciones pues en cada una de ella tiene lugar una parte de la reacción redox: La pérdida de electrones (oxidación) tiene lugar en el ánodo. La ganancia de electrones (reducción) en el cátodo. Cuando la reacciones redox, son espontáneas, liberan energía que se puede emplear para realizar un trabajo eléctrico. Esta tarea se realiza a través de una celda voltaica (o galvánica). En resumen estas celdas son un dispositivo en el que la transferencia de electrones, (de la semireacción de oxidación a la semireacción de reducción), se produce a través de un circuito externo en vez de ocurrir directamente entre los reactivos; de esta manera el flujo de electrones (corriente eléctrica) puede ser


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INGENIERÍA INDUSTRIAL generado y utilizado. En la siguiente figura, se muestran los componentes fundamentales de una celda galvánica o voltaica:

3.2. PUENTE SALINO

Un puente salino se compone de un tubo en forma de "U" que contiene una solución muy concentrada de un electrólito, (por ejemplo: NaNO 3(ac), NH 4 NO 3(ac), NaCl(ac), KNO 3(ac), entre otros) cuyos iones no reaccionan con los otros iones de la celda ni con el material de los electrodos. El electrólito se suele incorporar en un gel para que la solución de electrólito no escurra cuando se invierte el tubo en U. A medida que se produce la oxidación y la reducción de los electrodos, los iones del puente salino emigran para neutralizar la carga en los compartimientos de la celda. Los aniones emigran hacia el ánodo y los cationes hacia el cátodo.


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INGENIERÍA INDUSTRIAL De hecho, no se producirá un flujo medible de electrones a través del circuito externo, a menos que se proporcione un medio para que los iones emigren a través de la solución de un compartimiento al otro, con lo que el circuito se completa.

3.3. FUNCIONAMIENTO DE UNA CELDA GALVÁNICA

En la semicelda anódica ocurren las oxidaciones, mientras que en la semicelda catódica ocurren las reducciones. El electrodo anódico, conduce los electrones que son liberados en la reacción de oxidación, hacia los conductores metálicos. Estos conductores eléctricos conducen los electrones y los llevan hasta el electrodo catódico; los electrones entran así a la semicelda catódica produciéndose en ella la reducción.


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4. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

En la pila Daniell se transforma la energía química del proceso redox Zn + CuSO4 – > Cu + ZnSO4 en energía eléctrica, para lo cual se separan las dos semirreacciones del proceso en dos semiceldas: Ánodo (oxidación): Zn – > Zn2+ + 2e Cátodo (reducción): Cu2+ + 2e – > Cu Que se unirán mediante un puente salino de NaCl. La fuerza electromotriz o voltaje de la pila resultante se medirá con un voltímetro o multímetro. 4.1. REACTIVOS: • Solución 1 M de ZnSO4 • Solución 1 M de CuSO4 • Solución de salmuera (saturada) de NaCl (poner gran exceso de sal)


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INGENIERÍA INDUSTRIAL • Electrodos de Zn y de Cu, con sus superficies lijadas para eliminar suciedad y

óxidos, facilitando el contacto eléctrico 4.2. MATERIALES: • 2 vasos de precipitación de 250 mL C Tubo en “U” • Balanza • Varilla de agitación • Voltímetro o

multímetro con cables y pinzas de cocodrilo

• Algodón • Gotero 4.3. PASOS:

1. Preparar el ánodo poniendo unos 100 mL de la disolución de ZnSO4 en un vaso de precipitados. Introducir el electrodo de Zn en esa disolución y unirlo mediante pinza y cable negro al conector COM del voltímetro 2. Preparar el cátodo poniendo unos 100 mL de la disolución de CuSO4 en el otro vaso de precipitados. Introducir el electrodo de Cu en esa disolución y unirlo mediante pinza y cable rojo al conector V (+) del voltímetro 3. Encender el voltímetro ¿Se observa fuerza electromotriz o alguna medida en voltios? 4. Preparar el puente salino llenando completamente el tubo en “U” con la

disolución saturada de salmuera (introduciendo además más sal en su interior), tapando los extremos con tapones de algodón y rellenando y humedeciendo finalmente el algodón con la salmuera. Se puede intentar substituir el puente salino por una tira de papel de filtro o un trozo de papel de secar manos. 5. Invertir el tubo en “U” (con cuidado para que no caiga la disolución) e

introducirlo en los vasos de precipitados, cada rama en cada tubo. No debe quedar


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INGENIERÍA INDUSTRIAL una zona hueca, sin disolución, en el tubo, pues se impediría el paso de iones de una semicelda a la otra. 6. Ahora el voltímetro marcará un voltaje. Anotarlo. 7. Sustituir el puente salino por una tira de papel de filtro ¿Funciona?

5. RESULTADOS



En la escala del voltímetro la fuerza electromotriz de la celda galvánica utilizada fue de = 1.07 V.



La oxidación se produce en el ánodo y la reducción en el cátodo.



Los electrones fluyen espontáneamente desde el ánodo negativo hacia el cátodo positivo.



El circuito eléctrico se completa por el movimiento de los iones en solución: Los aniones se mueven hacia el ánodo y los cationes hacia el cátodo.


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INGENIERÍA INDUSTRIAL 

Los compartimientos de la celda pueden estar separados por una barrera de vidrio poroso (como en la celda de Daniell) o por un puente salino.

6. DISCUSIÓN DE RESULTADOS

Cuando se conectó el multímetro en serie con cada celda galvánica y se cerró el circuito, el instrumento sufrió una deflexión que indica que la corriente pasa por el circuito, y este paso es una evidencia de que existe una diferencia de potencial entre los electrodos. 7. CONCLUSIONES

La celda galvánica está basada en la oxidación - reducción donde se produce un cambio en los #s de oxidación de las sustancias. Los electrones tienen que fluir por el circuito externo desde el electrodo negativo al positivo. En el electrodo negativo tiene lugar la oxidación y la reducción se verifica en el electrodo positivo. Al sumar las reacciones de oxid. Y red. Resulta la celda. Si las soluciones son diluidas, entonces se puede reemplazar en la Ec. Nernst las concentraciones por la actividad, por lo que se tiene que la diferencia entre actividad y molaridad es mínima. El uso del puente salino es importante pues concentra a las dos soluciones, evita su mezcla además que elimina completamente el potencial de unión y que la fem medida es simplemente la suma de los dos potenciales electrolíticos. La diferencia de potencial varía con la concentración, es decir mientras más diluida es la solución, el potencial decrecerá La masa desprendida en un electrodo de una solución es proporcional a la cantidad de electricidad que está pasando. Y por último hemos concluido en sacar aplicaciones en la vida cotidiana utilizando celdas galvánicas en nuestros hogares como pilas de computadoras portátiles, relojes de pulsera y calculadoras, siendo esta pila hecha por medio de estos procesos estudiados y más avanzados.


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INGENIERÍA INDUSTRIAL 8. RECOMENDACIONES

Cuando se prepara las soluciones se debe tener cuidado de hacerlo en recipientes bien limpios, pues el potencial varía con la concentración. Además debemos tener cuidado de los signos que adjudicamos a los electrodos de una celda voltaica. Hemos visto que se liberan electrones en el ánodo conforme el zinc se oxida y fluyen al circuito externo. Puesto que los electrones tienen carga negativa, adjudicamos un signo negativo al ánodo. Por el contrario, los electrones fluyen hacia el cátodo, donde se consumen en la reducción del cobre. En consecuencia, se confiere un signo positivo al cátodo porque parece atraer a los electrones negativos. LINKOGRAFÍA: 

http://inmacufisiqui.files.wordpress.com/2013/01/practicaslaboratorioud5. pdf



http://metallurgyheart.blogspot.com/2011/12/informe-de-laboratorio-pilasdaniell.html



http://celdaelectroquimica.blogspot.com/



http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/42-celdas-galvanicaso-celdas-voltaicas



http://www.youtube.com/watch?v=lezZVUfAAY8



http://www.youtube.com/watch?v=nNG5PMlHSoA


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