UNIVERSIDAD MAYOR DE SAN ANDRES FACULTAD DE INGENIERI I NGENIERIA A
LABORATORIO DE ELECTROQUIMICA
PILAS GALVANICAS
NOMBRE: FLORES DELGADO NOEMI YESENIA
DOCENTE: ING GABRIEL MEJIA
GRUPO: " A"
FECHA: 04 de juni de! 0#$
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PILAS GALVANICAS
8.1 OBJETIVO.
Obtener energía eléctrica sobre la base de reacciones de oxidación y reducción, en una pila galvanica.
8.2 FUNDAMENTO TEORICO.
Muchas reacciones de oxidación y reducción pueden llevarse a cabo de manera tal que generan electricidad. En principio esto puede hacerse siempre en reacciones acuosas de oxidación - reducción como en la autooxidación del !"O"#. $na disposición de este tipo para la producción de corriente eléctrica se llama pila elementos# galv%nica. &os requisitos experimentales son' &os agentes oxidantes y reductores no est%n entre sí en contacto (ísico, sino que est%n contenidos en compartimientos separados llamados semipilas. )ada semicelula contiene una disolución y un conductor met%lico electrodo#. El agente oxidante y reductor es una semipila que puede ser el propio electrodo, una sustancia sólida depositada en el electrodo, un gas que burbu*ea en torno al electrodo o un soluto en la disolución que ba+a el electrodo. &as disoluciones de las dos semipilas est%n conectados de tal (orma que permitan la circulación de los iones entre ellas. Entre los posibles medios para conseguirlo est%n' a# $na cuidadosa superposición de la disolución m%s ligera sobre la m%s pesada. b# &a separación de las dos disoluciones por una sustancia porosa, tal como cierto vidrio, porcelana sin vitri(icar, o una (ibra permeabiliada con algn electrolito. c# nserción de una disolución de electrolito para obtener la conexión, o puente salino, entre las dos disoluciones. El potencial desarrollado entre los dos electrodos da lugar a una corriente eléctrica entre ellos si se unen por un conductor externo. )onsidérese la (igura que es una ilustración de una celda galv%nica que implica la reacción entre el cinc met%lico y el ion cprico.
2
Zn s
Cu 2
aq
Cu s
Zn 2
aq
&a celda consta de dos vasos de reacción, una de los cuales contiene una solución de Cu y una placa de cobre, y el otro una solución de Zn y una placa de cinc. 2
2
/e realia una conexión entre las dos soluciones por medio de un 0puente salino1, que es un tubo que contiene una solución de un electrolito , generalmente 2)l ó 3!43O5. /e impide que la solución salga el puente salino, ya sea tapando las terminales del puente con lana de vidrio o utiliando como electrolito del puente una sal disuelta en una materia gelatinosa. )uando se conectan las dos placas a través de un amperímetro hay inmediatamente la evidencia de que est% ocurriendo una reacción química. &a placa de 6n empiea a disolverse y el cobre Cu # se deposita sobre la placa de )u. &a solución de Zn se hace m%s concentrada y la de Cu m%s diluida. 2
2
2
El amperímetro indica que los electrones est%n (luyendo desde la placa de 6n hasta la placa de )u. Esta actividad continua mientras se mantengan la conexión eléctrica y el puente salino y queden cantidades visibles de reaccionantes. 7nalicemos ahora m%s cuidadosamente que pasa con cada vaso . 3otamos que los electrones (luyen desde la placa de 6n a lo largo del circuito externo y que se producen iones Zn mientras se disuelva la placa de 6n. 2
Zn
Zn
2
2e
en la placa de 6n#
8ambién observamos que los electrones (luyen hacia la placa de )u, mientras que loa iones cpricos de*an la solución y se depositan como cobre met%lico, segn' 2e
Cu
2
Cu
en la placa de )obre#
7dem%s debemos examinar la utilidad del puente salino. )omo los iones Zn se producen mientras que los electrones de*an el electrodo de 6n se tiene un proceso que tiende a producir una carga positiva en el lado de la iquierda. 9e igual manera la llegada de los electrones al electrodo de cobre y su reacción con los iones cpricos generan una carga neta negativa en el vaso de la derecha. El propósito del puente salino es impedir toda acumulación de carga neta en cualquiera de los vasos, permitiendo a los iones negativos que de*en el vaso de la derecha que se di(undan por el puente y que pase al vaso de la iquierda. 7l mismo tiempo puede haber una di(usión de los iones positivos desde la iquierda hacia la derecha. 2
3
/i no ocurre este intercambio de iones por di(usión, la carga neta acumulada en los vasos interrumpir% inmediatamente el (lu*o de los electrones por el circuito externo y la reacción de oxidación : reducción se detendría. 9e este modo, aunque el puente salino no participe químicamente en la reacción de la celda, es necesario para que este pueda (uncionar. El an%lisis de (uncionamiento de esta celda galv%nica sugiere de modo muy natural que la reacción completa de oxidación : reducción pueda ser separada en dos medias reacciones' Zn
Zn
2
Cu
2
2e
0
Zn
Cu
2
2e
oxidación
reducción
Cu Zn
2
Cu
0
Muchas otras reacciones de oxidación : reducción pueden e*ecutarse con óxidos en las celdas galv%nicas y es natural considerar a estos casos de celdas como divididos en las medias reacciones que ocurren en los dos electrodos. /in embargo, toda reacción de oxidación : reducción que ocurre ba*o cualquier circunstancia puede conceptualmente ser dividida en medias reacciones, las venta*as son estas' ;# El concepto de la media reacción puede ayudar enormemente en el balanceo de las ecuaciones de oxidación : reducción. "# &as medias reacciones (orman un marco que se emplea para comparar la (uera de los diversos agentes de oxidación y de reducción.
8.3 MATERIALES.
MATERIALES.
REACTIVOS.
- "
>ml - ; 7mperímetro - )ables de conexión - ?uente salino - /oporte $niversal - &ana de vidrio - ?inas - ;
- 6n/O 4 - )u/O4 - 6n met%lico - )u met%lico - 3!43O5
8.4 FLUJOGRAMA DEL PROCEDIMIENTO.
4
INICIO
Armar el sistema de la figura.
%reparar un puente salino. Se lee la intensidad de corriente que circula por el sistema.
Se mide el tiempo.
El volt�etro se�la un voltaje caracter�tico
En la pila de Zn-Cu si las concentraciones de los iones de Zn++ Cu++.son de !". la tempera de #$ oC
FI N
8.5 DATOS Y OBSERVACIONES.
5
Cuo valor depende de los reactivos que intervienen en las reacciones electroqu�icas de sus concentraciones.
El voltaje es caracter� tico de la reacci�.
8.5.1 DATOS.
9ia(ragma de )artón 9ia(ragma de )uero 9ia(ragma de cartón prensado grueso 9ia(ragma de corcho
?laca 6n <; @voltsA# ;.>B ;.BC ;.>;
?laca 6n <" @voltsA#
;.>4=
;.>4>
;.>4 ;.>BD >.D
8.5.2 CALCULOS.
/e produ*o una ecuación de reacción redox' Zn
0
Cu Zn
0
Zn
Cu
2e
Zn
2e
Cu
0
Cu
0
/abemos que la em F Ep F GE 7plicando la ecuación' EHpila F EHcat - EHan. /abiendo por tablas que'
EH c%todo F EH )u F >,54 <
EH %nodo F EH 6n F ->,IB < /ustituyendo y operando'
EHpila F >.54 < : - >.IB v#
8.5.3 GRAFICAS.
Jra(icar GE en (unción del tiempo, segn la tabla anterior, lo cual solo haremos dos ya que los cuatro gr%(icos son idénticos. 97K7JM7 9E )7K8O3.
6
97K7JM7 9E )$EKO.
8.6 CUESTIONARIO. -
8.6.1.-Indicar como se forma el o!encial del elec!rodo de "n.
El potencial del electrodo se (orma a partir de la reacción y viendo si se oxida o se reduceL en este caso el 6n se esta oxidando y su potencial se saca de tablas, que es : >.IB voltios. Zn
-
0
Zn
2e
8.6.#.-Indicar como se forma el o!encial del elec!rodo de C$.
)omo ya explicamos anteriormente el cobre se esta reduciendo de acuerdo a la reacción y su potencial se saca de tablas que es >.54 voltios. Cu
2e
Cu
7
0
-
8.6.%.-&C$'l de(e ser el )alor !e*rico de +E.
El valor teórico de GE es ;.; volts, es el calculado anteriormente con las placas de 6n y )u, con sus respectivas reacciones y voltios.
8.7 CONCLUSIONES Y OBSERVACIONES.
/e pudo veri(icar que los volta*es se parecían o intentaban llegar a la unidad. )ualquier cambio en las placas estas cambiarían la reacción y por ende el volta*e también. ?or el tiempo no se pudo conseguir buenos datos para gra(icar y para hacer los c%lculos.
8.8 BIBLIOGRAFIA.
- E3))&O?E97 M)KO/O8 E3)7K87 ">>; - J$7 9E E&E)8KO$M)7 ng. Jabriel Me*ía
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