Artículo Científico / Scientific Scienti fic Paper
CELDAS GALVÁNICAS Malla Marco1, Morocho Bryan2, Palacios Esteban3, Rodríguez Gabriel4, Yunga Adrian5
Resumen
Abstract
En el presente documento se reúne los resultados de una revisión bibliográfica realizada a través de distintos medios, con lo cual reunimos la información suficiente y adecuada acerca de celdas galvánicas, los mismo que han sido puestos a la practica por medio de la construcción de una Pila de Daniel que a través de su sencilla elaboración se basa en una variedad de conceptos químicos y físicos, preparados para que quienes se interesen por el presente articulo tengan el mismo entusiasmo entus iasmo al leerlo que nosotros al elaborarlo. Entre los temas que vamos a abordar se encuentra los procesos oxidación-reducción, celdas voltaicas, puente salino los mismo que reunidos desde varias fuentes y debatidos han sido plasmados en el siguiente trabajo, dándole un carácter simple de comprender pero completo en cuanto a la información.
The present document gathers the results of a bibliographic review carried out through different means, which brings together sufficient and adequate information about galvanic cells, the same that have been put into practice by means of the construction of a Pila Of Daniel that through its simple elaboration is based on a variety va riety of chemical and physical ph ysical concepts, prepared so that those who are interested in this article have the same enthusiasm to read it that we in elaborating it. Among the topics that we are going to address are the oxidation-reduction processes, voltaic cells, saline bridge the same that gathered from several sever al sources and debated have been captured in the following work, giving a simple character to understand but complete as far as information. Keywords: Anode, cathode, galvanic, voltaic
oxidation, reduction. ánodo, cátodo, galvánica, voltáica oxidación, reducción.
Palabras Clave:
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Artículo Científico / Scientific Paper
1. Introducción “Una celda electroquímica que emplea electricidad para impulsar una reacción química es una celda electrolítica” (Burns, 2011), para que exista la presencia de voltaje entre dos fases, debe haber una diferencia de potencial, la misma que se obtiene a través de los cambios químicos que se producen entre los dos electrodos sumergidos en vinagre, o zumo de limón que al entrar en contacto producen reacciones de oxidación- reducción y los electrones que se liberan/atraen se intercambian por los vasos a través de un cable. El presente artículo muestra los antecedentes y los resultados obtenidos en la elaboración de una pila galvánica. [2]
1.1 Reacciones Redox “La electricidad, puede producir cambios químicos, pero los cambios químicos también pueden producir electricidad” (Burns, 2011). Las reacciones oxidación-reducción, son el producto de la oxidación de un material, o lo mismo, que es la perdida del material y deterioro del mismo. Una reacción Redox, implica que se produjo una oxidación, o una pérdida de electrones por parte del agente reductor, por el contrario si hay una ganancia de electrones, se lo denomina agente oxidante. Es decir, en toda reacción Redox el agente reductor se oxida( pierde electrones), mientras que el agente oxidante se reduce(gana electrones).[1] 1.2 Celdas Galvánicas Las celdas galvánicas también llamada Pila galvánica, en honor a Luigi Galvani, es una pila que genera electricidad, convirtiendo la energía química, está conformada por 2 semiceldas.[3]
Se trata de un sistema electroquímico, donde existe una diferencia de potencial entre las interfaces, las mismas que originan una diferencia de potencial entre las terminales ánodo y cátodo.[2] En otras palabras existe una diferencia de potencial entre las 2 semiceldas, las mismas que se transfieren electrones que quedan libres entre del ánodo al cátodo y de la misma manera se transmiten hacia una fuente externa, generando voltaje respecto a la otra terminal.
1.2.1. Partes de una Celda Galvánica. Ánodo.- Es la semicelda donde se lleva a cabo la oxidación, su nombre viene de anión, debido a que gana electrones.[4] Cátodo.- Es la semicelda donde se lleva a cabo la reducción, su nombre viene de catión debido a que pierde electrones.[4] Electrodo ánodo.- Pieza metálica que conduce los electrones que se producen en la oxidación, también llamado electrodo negativo[4] Electrodo cátodo.- Pieza metáloca que capta los electrones, también llamado electrodo positivo.[4] Puente salino.- En el modelo original de la celda galvánica, este se conforma por un canal que lleva la misma solución y tiene como función. Separar físicamente las semiceldas. Unir eléctricamente las semiceldas. Evitar la polarización de las celdas. Actualmente el puente salino se ha reemplazado por diversas opciones, como la transferencia de los electrones por cable, el cual supone mayor duración de la batería.[4] • • •
1.2.2 Funcionamiento de una celda La celda consta de dos semiceldas conectadas mediante un conductor metálico o también mediante un puente salino, cada semicelda consta de un electrodo y un electrolito. =
Su funcionamiento se da cuando los electrodos sumergidos en el electrolito, reaccionan y comienzan a liberar electrones, en el caso del ánodo que se oxida, y en el caso del cátodo gana electrones, lo que genera una diferencia de potencial(voltaje), es entonces cuando los electrones sobrantes del ánodo pasan al cátodo por medio de un conductor externo de ambas celdas, generando así energía eléctrica.[4]
1.3 Corrosión galvánica. Se trata del proceso electroquímico donde un metal se oxida, de preferencia cuando este entra en contacto con un medio eléctrico, mientras se encuentra inmerso en un electrolito.[5] Este tipo de corrosión es aprovechada en las pilas para generar electricidad, debido a que dos metales inmersos en el mismo electrolito comparten electrones en un proceso continuo, mientras la reacción química se produce y esto genera energía eléctrica.[5]
2.2. Procedimiento. 1. Se prepara los electrodos, las piezas de zinc y de cobre. 2. Se une los electrodos a segmentos de cable de instalación N18 de aproximadamente 40 cm de longitud. 3. Se prepara el puente salino, que en este caso es un segmento de cable N18 de aproximadamente 20 cm. 4. Se llena los recipientes de vidrio, con la cantidad suficiente de solución de vinagre o zumo de limón. 5. Se sumerge los electrodos y se coloca el puente salino. 6. Conectamos los extremos de cable sobrantes al multímetro y anotamos el voltaje 7. Procedemos a intercambiar entre los distintos electrodos que contienen zinc y tomamos los nuevos datos. 8. Intercambiamos las soluciones y procedemos nuevamente a tomar datos.
2. Pila de Daniell Llamada así por su inventor John Daniell, quien en 1863 propuso esta nuevo diseño a la tradicional pila voltaica, la misma lleva un diseño distinto que se basa en los mismos conceptos y mejora la cantidad de voltaje obtenido, supuso una gran mejora. Fig1. Ensamblaje
2.1. Materiales 2.3. Explicación. 2 Recipientes de vidrio. Cable para instalaciones eléctricas N18. Al ser sumergido el Electrodo de Zinc en la Ácido cítrico C 6H8O7 (Zumo de solución, este comienza un proceso de oxidación el mismo por el cual libera Limón). electrones; en el otro vaso ocurre los mismo, Ácido Acético C 2H4O2 (Vinagre). Zinc (Sacapuntas, cable galvanizado, pero Cobre acoge 2 electrones, debido a esta diferencia de cargas existentes en los vasos, se clavos galvanizados) aprovecha y se coloca el puente salino, que Multímetro. tiene la tarea de proveer de esos electrones que Luces led. el cobre requiere.[6] Cobre (Cable Solido N8) • • •
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Por lo anteriormente mencionado, y los conceptos previamente expuestos, al cerrar el circuito por medio de los electrodos, comenzará a haber un flujo de electrones (e -) desde el Zinc, que es el potencial más negativo, hacia el Cobre que es el potencial más positivo, debido a la diferencia de potencial, esto genera un voltaje, el mismo que proviene de las reacciones químicas, pero que puede ser aprovechado para hacer funcionar aparatos de poco consumo, como luces led.
-La reacción del Zinc con el Acido Acético resulta: Zn + 2C2H4O2 Zn(CH3CO2)2 + H2
El vinagre y el zumo de limón son generadores químicos, porque transforman la energía química en energía eléctrica, demostrando así también que la energía no se crea ni se destruye, solo se transforma.[6] [4]
El voltaje fue más alto cuando los electrodos se encontraban sumergidos ambos en vinagre, esto se debe a que el acido acético es un líquido mas electrolítico que el zumo de limón, también se determinó que la concentración de Zinc es importante, debido a que el Sacapuntas, que es 100% Zinc obtuvo mejores resultados, mientras que el clavo y el alambre no, debido que son materiales que solo tienen recubrimiento de Zinc, a pesar de haber obtenido un voltaje mayor a 1,0V este no fue suficiente para encender el LED, mientras los Electrodos se encontraban sumergidos se produjo un efecto efervescente, que en realidad eran burbujas de H2 que se desrpendía de la reacción.
2.4. Notación de las Celdas. La celda galvánica, como la que se muestra en la figura 1, convencionalmente se describe utilizando la siguiente notación: (Ánodo) Zn(s) | ZnSO4(aq) || CuSO4(aq) | Cu(s) (cátodo) Una notación alternativa para esta celda podría
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-La reacción del Zinc con Acido Cítrico: 3Zn + 2C6H8O7 Zn3(C6H5O7)2 + 3H2 !
La reacción del Cobre con el Acido Acético resulta: Cu + 2C2H4O2 Cu(C2H3O2)2 + H2 !
-La reacción del Cobre con Acido Cítrico: 3Cu + 2C6H8O7 Cu3(C6H5O7)2 + 3H2 !
ser: Zn(s) | Zn+2(aq) || Cu+2(aq) | Cu(s) [4]
Se realizó con satisfacción la investigación y la demostración de una aplicación importante de las reacciones Redox, a través de la elaboración de una Pila, la cual es de gran aplicación en la vida cotidiana siendo la fuente de energía de diversos artefactos que nos facilitan ciertas actividades, el mismo voltímetro con que se tomaron las mediciones de voltaje, funciona por una pila.
Para nuestro caso:
3. Resultados y Discusión Se tomó los siguientes voltajes, según la siguiente tabla: Electrodos Clavo / Cobre Alambre/Cobre Sacapunta/Cobre
Vinagre 0,9 V 0,95V 1,2 V
Zumo 0,58 V 0,65 V 0,9 V
4. Conclusiones
Vinagre/Zumo 0,7 V 0,81V 0,8 V
Al realizar la practica de elaborar la pila se puede poner en practica los conceptos y comprender como funciona la transformación de la energía química en energía eléctrica.
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Referencias [1] R. Burns “Fundamentos de Química” 5ta Ed. 2011, Pearsons Education. [2] García J. “ DIDÁCTICA DE LAS CIENCIAS: resolución de problemas y desarrollo de la creatividad.” ED Magisterio 2003. [3] Iran N, Levine. “ Fisicoquímica: Graw Hill. Quinta Edición 2004.
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Mc
[4] Núñez C , Peláez E. “ Electroquímica iónica: estudio de los electrolitos en equilibrio” Universidad de la Habana. [5] Vera, Irene. Química General . Facultad de Ciencias Exactas y Naturales y Agrimensura Universidad Nacional del Nordeste. 2012 ! !
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[6] Cedrón J; Landa V; Robles J. Química General . Pontificia Universidad Católica del Perú. San Miguel, Lima – Perú. 2011. ! !
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