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Conceptos claves, construcción y utilidades
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SALESIANOSINSTITUTO TÉCNICO RICALDONE
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS NATURALES
“ CELDA ELECTROQUÍMICA”
INTEGRANTES: ESPECIALIDAD:
CRISTIAN MOISÉS CERRITOS BERNAL. ECA I
RODRIGO SALVADOR PARRAS CASTILLO. ECA I
KELVIN ADONAY PALACIOS DEL CID INFO I
LUIS ALEJANDRO RIVAS BONILLA INFO I
KEVIN FRANCISCO VÁSQUEZ GRANDE INFO I
RICARDO ALEXANDER HERNÁNDEZ MINERO DISG I
GRADO Y SECCIÓN:
2, A-2.
PROFESORA:
LICDA. NANCY NATALIE SÁNCHEZ ZALDAÑA
SAN SALVADOR, 11 DE MAYO DE 2015
ÍNDICE
INTRODUCCIÓN...................................................................................................................i
OBJETIVOS..........................................................................................................................ii
GENERAL:........................................................................................................................ii
ESPECÍFICO:....................................................................................................................ii
DELIMITACIÓN....................................................................................................................1
PLANTEAMIENTO DEL PROBLEMA.................................................................................2
JUSTIFICACIÓN...................................................................................................................3
MARCO TEÓRICO...............................................................................................................4
1. CELDA ELECTROQUÍMICA ENFOQUE QUÍMICO.................................................4
1.1 FUNCIONAMIENTO DE LA CELDA ELECTROQUÍMICA.....................................4
1.2 PUENTE SALINO....................................................................................................8
1.3 REACCIONES REDOX.........................................................................................11
1.4 TIPOS DE CELDA ELECTROQUÍMICA...............................................................14
2. CELDA ELECTROQUÍMICA ENFOQUE FÍSICO:.....................................................29
2.1 ELECTRICIDAD....................................................................................................29
2.2 ELECTRODO........................................................................................................29
2.3 FUERZA ELECTROMOTRIZ................................................................................32
2.4 PILA ELÉCTRICA.................................................................................................33
2.5 BATERÍA ELÉCTRICA.........................................................................................35
2.6 LA LEY DE OHM...................................................................................................37
2.7 LEY DE COULOMB..............................................................................................39
3. CELDA ELECTROQUÍMICA ENFOQUE BIOLÓGICO:............................................41
HIPÓTESIS.........................................................................................................................45
DISEÑO DEL EXPERIMENTO...........................................................................................46
ANÁLISIS DE DATOS........................................................................................................49
CONCLUSIÓN....................................................................................................................50
RECOMENDACIÓN............................................................................................................51
BIBLIOGRAFÍA..................................................................................................................52
ANEXOS.............................................................................................................................53
INTRODUCCIÓN
La electricidad es la forma de energía más usada debido a su facilidad de
transformación en otras formas de energía, lo que facilita su utilización. En
numerosas circunstancias se hace uso de la electricidad sin que se disponga de
acceso a la red eléctrica. Este es el caso del servicio eléctrico del automóvil,
linternas, etc. Hay otras circunstancias que requieren utilizar baterías como
solución al problema que se plantea cuando se produce un corte en el suministro
de la red, como es el caso de la iluminación de quirófanos, protección de la
información de computadores, etc.
Las baterías están en partes, en nuestros automóviles, computadores, radios o
equipos de sonido portátil, linternas, teléfonos celulares etc. Una batería es
esencialmente un recipiente lleno de sustancias químicas que producen
electrones.
Las reacciones químicas en las que intercambian electrones se denominan
reacciones electroquímicas. En base a lo anterior indagar más en el tema
aclarando algunas situaciones específico como por ejemplo el funcionamiento de
las distintas celdas, los tipos de celdas que existen, las aplicaciones en distintas
áreas de la ciencia, entre otros puntos que se darán a conocer a lo largo del
reporte, esperando dejar en claro los conceptos planteados en él.
i
OBJETIVOS
GENERAL:
Construir una celda electroquímica por medio del método científico
aplicando los conocimientos adquiridos de las ciencias química, física y
biología.
ESPECÍFICO:
Explicar el funcionamiento teórico de las celdas electroquímicas con
fundamentos de las ciencias química, física y biológica.
Identificar los beneficios de las celdas electroquímicas para demostrar la
importancia que tienen en los dispositivos, instrumentos y maquinas que
comúnmente usamos en la vida cotidiana
Conocer los principios fundamentales de cada una de las ciencias que se aplican en las celdas electroquímicas para desarrollar las competencias de análisis e interpretación científico en cada una de ellas.
ii
DELIMITACIÓN
Construcción de una celda electroquímica para des mostrar sus propiedades
desde la perspectiva de la química, física y biología y comprender su importancia
en la vida cotidiana.
En nuestro proyecto tenemos el objetivo de lograr el experimento de la celda
electroquímica, haciendo uso de conocimientos adquiridos y otra fuentes de
información para poder obtener toda la información necesaria y complementaria
para nuestro experimento, teniendo en cuenta su aplicación a las tres ramas de la
ciencia: Química, Física y Biología, llegaremos hasta el punto de demostrar cómo
funciona la energía en base a reacciones químicas. La generación de energía
química en la fotosíntesis es también un proceso electroquímico, así como la
producción de metales como aluminio y titanio y en el proceso de galvanización
con metales. Utilizaremos materiales como: Existen distintos procesos que pueden
incluir la electroquímica en distintos procesos biológicos tales como: La
fotosíntesis artificial y Cloroplasto artificial. Procesos bastante esenciales que
están dentro del experimento a desarrollar.
1
PLANTEAMIENTO DEL PROBLEMAHoy en día la humanidad ha percibido una gran cantidad de cambios, los cuales
se pueden ver en cosas cotidianas, cambios que abarcan muchos aspectos,
desde la forma en que se conocía el universo hace unas cuantas décadas hasta
nuevas tecnologías que retan muchas leyes que se creían irrefutables. Dichos
cambios involucran años de investigación y desarrollo de experimentos en base a
pruebas y errores vistos desde la gran diversidad de campos de las ciencias, tanto
naturales como sociales. Uno de los avances más grandes que ha percibido la
humanidad es en el campo de la tecnología (refiriéndose a todos aquellos inventos
o mejoras en el área de la comunicación electrónica como tablets, laptops,
teléfonos inteligentes, entre otros) el cual paso de ser una tecnología tediosa con
aparatos de gran tamaño y de poca facilidad de trabajo a ser algo totalmente
nuevo con dispositivos que fácilmente pueden ser llevados a cualquier lugar y
tener acceso a un sinfín de información. Estos dispositivos en general necesitan
siempre de una fuente de alimentación eléctrica portátil que permita que sus
circuitos funcionen y estos logren cumplir con todas aquellas funciones para lo que
fueron creado, también existen otros casos en el que se necesita de una fuente de
alimentación eléctrica para que el aparato o dispositivo funcione tal es el caso de
los automóviles y dispositivos de control remoto.
Por lo antes planteado se procede a hacer las siguientes interrogantes que han
dado origen a esta investigación: ¿De dónde proviene la energía que alimenta a
estos dispositivos que utilizamos tan comúnmente?, ¿Cómo estas fuentes de
energía pueden funcionar sin estar siempre conectadas a una fuente fija de
alimentación eléctrica?, ¿Todas las fuentes de energía son iguales?, ¿Cuál es el
beneficio de utilizar este tipo de fuentes de alimentación eléctrica?, ¿Qué efectos
tiene en el medio ambiente?
La importancia de esta investigación es conocer sobre cómo se produce la energía
que mantiene vivo el desarrollo de nuestro mundo, investigando particularmente
las “Celdas electroquímicas” desde los puntos de vista de las tres ciencias
principales: Física, Química y Biología.
2
JUSTIFICACIÓN
La celda electroquímica proporciona soluciones eficaces a problemáticas de la
vida cotidiana, esta contribuye en cada ciencia como se demuestra en la
fotosíntesis de las plantas y energías renovables aplicadas en electricidad. La
celda electroquímica contiene como fundamento explicar el funcionamiento de
información explicita en el medio ambiente que no podemos notar a simple vista,
proporcionando soluciones eficaces con un experimento que en si contiene una
gran riqueza de conceptos y enseñanzas. Este experimento muestra las
aplicaciones y fundamentos de la electricidad y como la electricidad ayuda a todos
los seres vivos, las diferentes reacciones químicas, leyes aplicadas en el
experimento que se reflejan en el funcionamiento del medio ambiente, el proceso
de la fotosíntesis es fundamental y comprender esa importancia es crucial para la
ciencia para que nos proporcione una respuesta, con el experimento logramos
enfocarnos en la distinción de diferentes factores de energía que están presentes
en el medio ambiente para lograr reconocerlos, analizarlos e interpretarlos como
parte de nuestra vida cotidiana.
La celda electroquímica también nos ayuda a centralizarnos en las diferentes
fuentes de energías existentes, analizando este experimento se logra informarse
sobre la importancia de la energía para el buen funcionamiento del medio
ambiente y la energía presente en el mismo.
3
MARCO TEÓRICO1. CELDA ELECTROQUÍMICA ENFOQUE QUÍMICO
Una celda electroquímica es un dispositivo
capaz de obtener energía eléctrica a partir
de reacciones químicas (o bien, de producir
reacciones química a través de la
introducción de energía eléctrica, cuando
se esté cargando la celda). Un ejemplo
común de celda electroquímica es
la pila (por ejemplo, la estándar de 1,5
voltios o la recargable de 1,2), que es
una celda galvánica simple, mientras
una batería consta de varias
celdas conectadas en serie o paralelo.
1.1 FUNCIONAMIENTO DE LA CELDA ELECTROQUÍMICA
La celda electroquímica es un dispositivo
experimental para generar electricidad
mediante una reacción redox espontánea
en donde la sustancia oxidante está
separada de la reductora de manera que los
electrones deben atravesar un alambre de
la sustancia reductora hacia la oxidante.
Las celdas electroquímicas se pueden
realizar con una gran cantidad de
elementos diferentes siempre y cuando la
reacción entre estos sea una reacción redox
que logre generar cierto índice de voltaje. Para conocer más sobre el
funcionamiento de una celda electroquímica de tipo galvánica, se ha tomado como
referencia la reacción existente entre Sulfato de Cinc y Sulfato de Cobre, con sus
4
Figura 2: Funcionamiento de una celda galvánica de Cinc y Cobre.
Figura 1: Ejemplos de la aplicación de celdas
electroquímicas.
electrodos de Cinc y Cobre respectivamente (ver figura 2) a partir de acá se hará
referencia a la figura 2.
En una celda el agente reductor pierde electrones por tanto se oxida. El electrodo
en donde se verifica la oxidación se llama ánodo (Cobre en la figura 2). En el otro
electrodo la sustancia oxidante gana electrones y por tanto se reduce. El electrodo
en que se verifica la reducción se llama cátodo (Zinc en la figura 2).
La corriente eléctrica fluye del ánodo al cátodo porque hay una diferencia de
energía potencial entre los electrodos. La diferencia de potencial eléctrico entre el
ánodo y el cátodo se mide en forma experimental con un voltímetro, donde la
lectura es el voltaje de la celda.
Una celda voltaica aprovecha la electricidad de la reacción química espontánea
para producir energía capaz incluso de encender una pequeña lámpara, es decir,
convierte energía potencial química en energía eléctrica. Las tiras de cinc y cobre,
dentro de disoluciones de ácido sulfúrico diluido y sulfato de cobre
respectivamente, actúan como electrodos (el derecho actúa como cátodo y el
izquierdo como ánodo). El puente salino (en este caso cloruro de potasio) permite
a los electrones fluir entre los beakers con las sustancias sin que se mezclen las
disoluciones. Cuando el circuito entre los dos sistemas se completa (como se
muestra a la derecha), la reacción genera una corriente eléctrica.
Si ambas soluciones se conectan mediante un voltímetro su lectura será 1,10 V,
esto debido a que el potencial de oxidación del Zn++ es 0,763 V y el del Cu++ es
de -0,337 V, por lo tanto el cinc (de mayor potencial) le cede electrones al cobre
(de menor potencial).
Obsérvese que el metal de la tira de cinc se consume (oxidación) y la tira
desaparece. La tira de cobre crece al reaccionar los electrones con la disolución
de sulfato de cobre para producir metal adicional (reducción). Si se sustituye la
lamparita por una batería la reacción de una se invertirá, creando una celda
electrolítica, convirtiendo energía eléctrica en energía potencial química.
5
En la figura 3 se puede observar más detalladamente esta reacción que
expresada en notación queda de la siguiente
manera:
Semireacción de oxidación:
Zn(s) Zn2+(ac) + 2e-
Semireacción de reducción:
Cu2+(ac) + 2e- Cu(s)
Reacción global:
Cu2+(ac) + Zn(s) Zn2+(ac) + Cu(s)
Notación para una celda Galvánica:
Zn(s) │ Zn2 + (ac) || Cu2 + (ac) │ Cu(s)
En esta notación la semicelda de oxidación, es decir dónde va el ánodo siempre
se coloca a la izquierda y la semicelda de reducción o cátodo se coloca a la
derecha. Los dos electrodos están conectados eléctricamente por medio de un
puente salino el cual se indica con dos barras ||.
Como temas fundamentales se debe saber que una celda electroquímica se basa
en un proceso Redox (Del cual se habla más adelante), por lo tanto proviene de
una reacción espontánea.
Las principales características de las pilas (también llamadas celdas galvánicas)
son las siguientes:
6
Figura 3: Funcionamiento detallado de la celda electroquímica.
Los agentes reductores y oxidantes se conectan a través de un puente
salino y se encuentran en diferentes recipientes.
La f.e.m. (Fuerza electromotriz) producida por la pila genera una corriente
externa.
Los electrones pasan, a través de un hilo conductor, hacia el otro recipiente
produciendo la reducción de éste, con lo que queda claro que de donde
provenían los electrones, era el recipiente donde se produjo la Oxidación de
la solución.
El valor de la fem depende tanto de las concentraciones de las soluciones
como de la temperatura y del potencial de cada especie que participa en el
proceso Redox. Para lograr un patrón se definió al Potencial Normal de
Oxidación (E° oxidación) como aquel medido en CNPT (1 atmósfera, 1 M y
25°C) con respecto al cero, que en este caso lo tiene el electrodo de
Hidrógeno (en esas condiciones).
La ecuación para calcular el potencial de un electrodo fuera de esas
condiciones la descubrió Walther Nernst y viene expresada como:
E = E° - R * T/N°e- * F Ln { [Oxidación]x / [Reducción]y }
Dónde: X e Y: Son los coeficientes estequeométricos de la ecuación de Oxidación y
Reducción respectivamente.
N° e-: es el número de electrones en juego en el proceso Redox.
F: constante de Faraday.
[ ]: Indica concentración de las especies.
La fem de las Pilas se calcula como la diferencia entre el potencial del
electrodo donde se produce la Oxidación y el del electrodo donde se
produce la Reducción:
7
f.e.m.= E Oxidación - E Reducción
1.2 PUENTE SALINO
En la explicación del experimento se habló sobre puentes salinos, sin embargo
solo fue de una forma superficial y es de mucha importancia saber que el puente
salino no es algo que se pueda separar del experimento, es decir es parte
fundamental para que este funcione, por ello en esta sección se estudia a
profundidad este elemento importante dentro del funcionamiento de una celda
electroquímica.
Un puente salino, en química, es un dispositivo de laboratorio utilizado para
conectar las semiceldas de oxidación y reducción de una pila galvánica (o pila
voltaica), un tipo de celda electroquímica. La función del puente salino es la de
mantener la neutralidad eléctrica en las semiceldas, por lo general se utilizan dos
tipos: tubo de vidrio y papel de filtro.
PUENTE SALINO DE TUBO DE VIDRIO
Este tipo de puentes salinos
consisten en un tubo de vidrio en
forma de U lleno de
un electrólito relativamente inerte,
normalmente se utilizan yoduro de
potasio o sulfato de sodio, aunque
el diagrama de la figura 4 se ilustra
el uso de una solución de cloruro
de potasio. El electrólito es a
menudo gelificado con agar-
agar para ayudar a prevenir la
mezcla de líquidos que de lo
8
Figura 4: Esquema de uso del puente salino
contrario podrían ocurrir. La conducción de electricidad desde una solución
electrolítica a la otra ocurre por un desplazamiento de los iones positivos en el
puente en una dirección (ej. Na+ o K+) y de los iones negativos (ej. SO4-2, NO3
- o
Cl-).2
La conductividad de un puente salino de tubo de vidrio, depende principalmente de
la concentración de la solución electrolítica. Un aumento en la concentración por
debajo de la saturación aumenta la conductividad. Un contenido de electrolitos
mayor que la saturación y un diámetro de tubo estrecho pueden ambos disminuir
la conductividad.
PUENTE SALINO DE PAPEL FILTRO
El otro tipo de puentes salinos consiste
en un papel de filtro, también
empapado en un electrólito
relativamente inerte, generalmente
cloruro de potasio o cloruro de sodio, ya
que son químicamente inertes. No se
requiere ningún agente de gelificación
ya que el papel de filtro proporciona un
medio sólido para la conducción.
La conductividad de este tipo de
puentes salinos depende de una serie
de factores: de la concentración de la solución electrolítica, de la textura del papel
de filtro y de la capacidad de absorción del papel de filtro. En general, una textura
más suave y una mayor absorción equivalen a una mayor conductividad.
Un disco poroso o una barrera porosa de otro tipo entre las dos semiceldas se
pueden utilizar en lugar de un puente salino, sin embargo, básicamente sirven
para el mismo propósito.
9
Figura 5: Puente salino hecho con papel filtro.
IMPORTANCIA DEL PUENTE SALINO
Cuando los electrones salen de una semicelda de la pila galvánica y fluyen a la
otra, se establece una diferencia de potencial entre ellas. Si no se utilizará un
puente salino, esta diferencia de potencial evitaría el flujo de más electrones. Un
puente salino permite el flujo de los iones para mantener un equilibrio en
la carga entre los recipientes de la oxidación y la reducción mientras mantiene
separado el contenido de cada uno. Con la diferencia de carga equilibrada, los
electrones pueden fluir una vez más, y las reacciones de reducción y oxidación
pueden continuar. En general, es preferible mantener las dos celdas separadas
desde el punto de vista de la eliminación de las variables en un experimento.
Cuando no se permite el contacto directo entre los electrólitos, no es necesario
tener en cuenta las posibles interacciones entre las especies iónicas.
La técnica permite, más concretamente, la libertad de elección de los iones
en solución. Por ejemplo, una mezcla de dos cationes diferentes en la solución
podría resultar en la reducción preferencial del no deseado para los fines del
experimento. Con un puente salino, el catión deseado (átomos positivo) está
aislado en un recipiente, mientras que el catión en el otro recipiente puede ser
elegido para hacer el experimento más fácil, por ejemplo, utilizando una sal de la
especie aniónica (negativa) más soluble, o más estable.
10
1.3 REACCIONES REDOX La palabra REDOX es una sigla de óxido-reducción (en inglés, reduction-
oxidation), lo cual resume este tipo de reacciones: una sustancia se oxida y otra se
reduce. Por lo general, a la sustancia que se oxida se le denomina agente
reductor (debido a que provoca la reducción de la otra sustancia), mientras que a
la sustancia que se reduce se le llama agente oxidante (provoca la oxidación de la
otra sustancia). Pero, ¿En qué consiste este tipo de reacciones? Una reacción
REDOX consiste en el traspaso de electrones desde una sustancia X (agente
reductor) hacia una sustancia Y (agente oxidante). Una aplicación en la vida
cotidiana de este tipo de reacciones son las pilas que usamos a diario en varios
aparatos, como despertadores, calculadoras, relojes, celulares, entre otros.
Cabe destacar que en este tipo de reacciones, tanto la oxidación como la
reducción ocurren de manera simultánea (al mismo tiempo). A pesar de eso, la
manera en la que se equilibra su ecuación química separa ambas situaciones,
formándose lo que se denominan las semirreacciones (de oxidación y reducción,
respectivamente). En la primera, se anotan todas las sustancias involucradas en la
oxidación, es decir, en la parte donde debiesen ir los reactantes se anota la
especie que se va a oxidar, mientras que en lado de los productos se anota la
especie ya oxidada. Análogamente, se hace algo similar para la semirreacción de
reducción (S.R.R). Todo esto se puede observar en la figura 6, que muestra el
ejemplo de la reacción entre Ag y CuSO4.
11
Figura 6: Ejemplo de reacción redox entre Ag y CuSO4
Pero, ¿Qué significa el cero sobre el símbolo de la Plata (en reactantes) y del
Cobre (en productos)? Para contestar esta pregunta, se debe tener en cuenta el
término de Estado de Oxidación (E.O). El Estado de Oxidación es un número
irreal (no existe realmente, sino que es una creación humana para poder facilitar el
estudio de este tipo de reacciones) que indica la tendencia de dicho elemento a
captar electrones. Cada número de E.O va acompañado de un signo: Si el
elemento acepta electrones adquiere un signo menos (-), mientras que si cede,
adquiere un signo positivo (+). Existen ciertas reglas que nos ayudan a conocer el
E.O de todos los elementos de la tabla periódica, las cuáles son:
1. Si un elemento se encuentra en su estado fundamental, su E.O es igual a
cero (0).
2. El Oxígeno presenta E.O igual a -2 en todos los compuestos que forma,
salvo en los Peróxidos donde su E.O es -1.
3. El Hidrógeno presenta un E.O igual a +1 en todos sus compuestos, salvo
en los Hidruros Metálicos, donde su E.O es -1.
4. Los cationes y aniones presentan un E.O igual a su carga.
5. Si un Compuesto es neutro eléctricamente, entonces la suma de los E.O de
sus elementos constituyentes es igual a 0.
6. Si un Compuesto está cargado eléctricamente, entonces la suma de los
E.O de sus elementos constituyentes es igual a la carga.
Con lo estudiado anteriormente se puede decir que si una especie aumenta su
Estado de Oxidación, dicha especie se oxidó; mientras que si una sustancia
disminuye su E.O, entonces se redujo. También cabe destacar que cuando un
elemento presenta E.O = 0, se le coloca un 0 sobre su símbolo químico, tal y
como lo que pasó con la Plata y el Cobre, en la figura 5; y que si existe más de un
elemento en un mismo compuesto, el E.O de dicho elemento se multiplica tantas
veces como átomos hayan del elemento, por ejemplo, en el ácido sulfúrico
(H2SO4) existen 2 Hidrógenos y 4 Oxígenos, por lo cual, para calcular el E.O del
azufre, la ecuación matemática quedaría:
12
2 x H + S + 4 x O = 0
2 x (+1) + S + 4 x (-2) = 0
2 + S - 8 = 0
S - 6 = 0
S = +6
Regresando al ejemplo de la figura 6, se puede simplificar la semirreción de
oxidación (S.R.O) y la semirreacción de reducción (S.R.R) eliminando los
contraiones (en este caso, el ión sulfato), ya que no aportan nada para el equilibrio
de la ecuación. Por ende, dichas semirreacciones quedarían tal y como aparecen
en la figura 7:
13
Figura 7: Semirreacciones del ejemplo mostrado en la figura 6
1.4 TIPOS DE CELDA ELECTROQUÍMICAHay dos tipos fundamentales de celdas electroquímicas y en ambas tiene lugar
una reacción redox y la conversión o transformación de un tipo de energía en otra:
La celda galvánica o celda voltaica transforma una reacción química
espontánea en una corriente eléctrica, como las pilas y baterías. Son muy
empleadas en muchas cosas que nos rodean diariamente, el ejemplo
mostrado al principio en la figura 2 es un ejemplo de celda galvánica.
La celda electrolítica transforma una corriente eléctrica en una reacción
química de oxidación-reducción que no tiene lugar de modo espontáneo. En
muchas de estas reacciones se descompone una sustancia química por lo que
dicho proceso recibe el nombre de electrolisis. También se la conoce
como cuba electrolítica. A diferencia de la celda voltaica, en la celda
electrolítica, los dos electrodos no necesitan estar separados, por lo que hay
un sólo recipiente en el que tienen lugar las dos semirreacciones.
A continuación se habla acerca de estos dos tipos de celda electroquímica y sobre
otros tipos también existentes:
CELDA GALVANICA
La celda galvánica o celda voltaica,
denominada en honor de Eduardo Galván , es
una celda electroquímica que obtiene la
energía eléctrica a partir de reacciones
redox espontáneas que tienen lugar dentro de
la misma. Por lo general, consta de dos
metales diferentes conectados por un puente
salino, o semi-celdas individuales separados
por una membrana porosa. Galván fue el inventor de la pila voltaica, la primera
pila eléctrica.
En el uso común, la palabra pila es una celda galvánica única y una batería
propiamente dicha consta de varias celdas, conectadas en serie o paralelo.
14
Figura 8: Celda galvánica
En 1780, Luigi Galvani descubrió que cuando dos metales diferentes (cobre y zinc,
por ejemplo) se ponían en contacto y, a continuación, ambos tocaban diferentes
partes de un nervio de un anca de rana, hacían que se contrajesen los músculos
de dicha extremidad. Llamó a este fenómeno "electricidad animal" y sirvió de
modelo para el diseño de la primera pila. La pila voltaica inventada por Alessandro
Volta en 1800 es similar a la pila galvánica. Estos descubrimientos allanaron el
camino para las baterías eléctricas.
Una celda galvánica consta de dos semipilas (denominadas también semiceldas o
electrodos). En su forma más simple, cada semipila consta de un metal y una
solución de una sal del metal. La solución de la sal contiene un catión del metal y
un anión para equilibrar la carga del catión. En esencia, la semipila contiene el
metal en dos estados de oxidación, y la reacción química en la semipila es una
reacción redox, escrito simbólicamente en el sentido de la reducción como:
M n+ (especie oxidada) + n e- M (especie reducida)
En una pila galvánica de un metal es capaz de reducir el catión del otro y por el
contrario, el otro catión puede oxidar al primer metal. Las dos semipilas deben
estar separadas físicamente de manera que las soluciones no se mezclen. Se
utiliza un puente salino o una placa porosa para separar las dos soluciones.
El número de electrones transferidos en ambas direcciones debe ser el mismo, así
las dos semipilas se combinan para dar la reacción electroquímica global de la
celda. Para dos metales A y B:
A n+ + n e- A.
B m+ + m e- B.
m A + n B m+ n B + m A n+
Esto no es toda la historia ya que los aniones también deben ser transferidos de
una semicelda a la otra. Cuando un metal se oxida en una semipila, deben
transferirse aniones a la semipila para equilibrar la carga eléctrica del catión
producido. Los aniones son liberados de la otra semipila cuando un catión se
15
reduce al estado metálico. Por lo tanto, el puente salino o la membrana porosa
sirven tanto para mantener las soluciones separadas como para permitir el flujo de
aniones en la dirección opuesta al flujo de electrones en el cable de conexión de
los electrodos.
El voltaje de la pila galvánica es la suma de los potenciales de las dos semipilas.
Se mide conectando un voltímetro a los dos electrodos. El voltímetro tiene
una resistencia muy alta, por lo que el flujo de corriente es realmente
insignificante. Cuando un dispositivo como un motor eléctrico se conecta a los
electrodos fluye una corriente eléctrica y las reacciones redox se producen en
ambas semipilas. Esto continuará hasta que la concentración de los cationes que
se reducen se aproxime a cero.
Para la pila Galvánica, representada en la figura, los dos metales
son zinc y cobre y las dos sales son los sulfatos del metal correspondiente. El zinc
es el metal más reductor de modo que cuando un dispositivo se conecta a ambos
electrodos, la reacción electroquímica es
Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu
El electrodo de zinc se disuelve y el cobre se deposita en el electrodo de cobre.
Por definición, el cátodo es el electrodo donde tiene lugar la reducción (ganancia
de electrones), por lo que el electrodo de cobre es el cátodo. El ánodo
atrae cationes, que tienen una carga positiva., por lo que el ánodo es el electrodo
negativo. En este caso el cobre es el cátodo y el zinc es el ánodo.
Las celdas galvánicas se usan normalmente como fuente de energía eléctrica. Por
su propia naturaleza producen corriente. Por ejemplo, una batería de plomo y
ácido contiene un número de celdas galvánicas. Los dos electrodos son
efectivamente plomo y óxido de plomo.
La celda Weston se adoptó como un estándar internacional para el voltaje en
1911. El ánodo es una amalgama de mercurio (elemento) y cadmio, el cátodo está
hecho de mercurio puro, el electrólito es una solución (saturada) de sulfato de
cadmio y el despolarizador es una pasta de sulfato de mercurio (I). Cuando la
16
solución de electrólito está saturada el voltaje de la celda es muy reproducible, de
ahí su uso como un estándar.
NOTACIÓN DE CELDAS
La celda galvánica, como la que se muestra en la figura 2, convencionalmente se
describe utilizando la siguiente notación:
(ánodo) Zn(s) | ZnSO4(aq) || CuSO4(aq) | Cu(s) (cátodo)
Una notación alternativa para esta celda podría ser:
Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+
(aq) | Cu(s)
Donde se aplica lo siguiente:
(s) denota sólido.
(aq) significa un medio o disolución acuosa.
La barra vertical, |, denota una interfaz.
La doble barra vertical, ||, denota una unión líquida para la que el potencial de
unión es cero, tal como un puente salino.
CORROSIÓN GALVÁNICA
La corrosión galvánica es un proceso que
degrada los metales electroquímicamente.
Esta corrosión ocurre cuando dos metales
diferentes se ponen en contacto entre sí en
presencia de un electrólito, tal como el agua
salada, formando una pila galvánica. También
puede formarse una celda si el mismo metal se
expone a dos concentraciones diferentes de
electrólito. El potencial electroquímico
resultante desarrolla entonces una corriente
eléctrica que disuelve electrolíticamente el
material menos noble.
17
Figura 9: Corrosión galvánica en una cañería
Una reacción galvánica se aprovecha
en baterías y pilas para generar una corriente
eléctrica de cierto voltaje. Un ejemplo común es
la pila de carbono-zinc donde el zinc se corroe
preferentemente para producir una corriente.
La batería de limón es otro ejemplo sencillo de
cómo los metales diferentes reaccionan para
producir una corriente eléctrica.
Cuando dos o más diferentes tipos de metal
entran en contacto en presencia de un
electrolito, se forma una celda galvánica porque
metales diferentes tienen diferentes potenciales
de electrodo o de reducción. El electrolito
suministra el medio que hace posible la
migración de iones por lo cual los iones
metálicos en disolución pueden moverse desde el ánodo al cátodo. Esto lleva a la
corrosión del metal anódico (el que tienen menor potencial de reducción) más
rápidamente que de otro modo; a la vez, la corrosión del metal catódico (el que
tiene mayor potencial de reducción) se retrasa hasta el punto de detenerse. La
presencia de electrolitos y un camino conductor entre los dos metales puede
causar una corrosión en un metal que, de forma aislada, no se habría oxidado.
Incluso un solo tipo de metal puede corroerse galvánicamente si el electrolito varía
en su composición, formando una celda de concentración.
Un ejemplo común de corrosión galvánica es la oxidación de las láminas de acero
corrugado, que se generaliza cuando el recubrimiento de zinc de protección se
rompe y el acero subyacente es atacado. El zinc es atacado preferentemente
porque es menos noble, pero cuando se consume, se produce la oxidación en
serio del acero. Con una lata recubierta de estaño, como las de conservas, ocurre
lo contrario porque el estaño es más noble que el acero subyacente, por lo que
cuando se rompe la capa, el acero es atacado preferentemente.
18
Figura 10: Corrosión galvánica en la Estatua de la Libertad, en los puntos de contacto entre el recubrimiento y otras piezas de cobre con la estructura de hierro forjado
Un ejemplo bastante más espectacular ocurrió en la Estatua de la Libertad (ver
figura 10), cuando el mantenimiento periódico en la década de 1980 demostró que
la corrosión galvánica había tenido lugar entre el recubrimiento exterior de cobre y
la estructura de soporte, de hierro forjado. Aunque el problema se había previsto
cuando la estructura fue construida por Gustave Eiffelsiguiendo el diseño
de Frédéric Auguste Bartholdi en la década de 1880, el aislamiento de goma laca
entre los dos metales se deterioró tras un período, y dio lugar a la oxidación de los
soportes de hierro. Durante la renovación se sustituyó el aislamiento original
por PTFE. La estructura estaba lejos de estar en peligro debido a la gran cantidad
de conexiones no afectadas, pero fue considerado como una medida de
precaución ya que es considerada un símbolo nacional de EE.UU.
Un ejemplo anterior ocurrió en la fragata de la Royal Navy HMS Alarm. El casco
de madera de la embarcación había sido revestido de cobre para evitar el ataque
de los percebes. Pronto se descubrió que la cubierta se había desprendido del
casco en muchos lugares, porque los clavos de hierro que habían sido utilizados
para fijar el cobre a la madera se habían corroído completamente. Una inspección
más detallada reveló que algunos clavos, que estaban menos corroídos, estaban
aislados del cobre por un papel marrón que estaba atrapado bajo la cabeza del
clavo. El cobre había sido entregado al astillero envuelto en el papel que no se
quitó antes de que dichas planchas fueran clavadas al casco. La conclusión obvia,
pues, y la que figura en un informe al Almirantazgo de 1763, fue que no se debe
permitir el contacto directo del hierro con el cobre en un entorno de agua de mar si
se quiere evitar una severa corrosión del hierro. Más tarde, los buques se han
diseñado teniendo esto en cuenta. No sólo el agua de mar era un electrolito muy
bueno, debido a su alta concentración de sal, sino que el ataque de los clavos fue
favorecido por su área de exposición tan pequeña en comparación con el de la
cubierta de cobre del casco.
19
FACTORES QUE INFLUYEN EN LA CORROSIÓN GALVÁNICA
El uso de una capa protectora entre metales diferentes evitará la reacción de
los dos metales.
Tamaño relativo de ánodo y cátodo: Esto se conoce como "efecto de la zona".
Como es el ánodo el que se corroe más rápido, cuanto más grande sea el
ánodo en relación con el cátodo, menor será la corrosión. Por el contrario, un
ánodo pequeño y un cátodo grande hará que el ánodo se dañe fácilmente. La
pintura y el revestimiento pueden alterar las zonas expuestas.
La aireación del agua de mar. El agua pobremente aireada puede afectar a los
aceros inoxidables, moviéndolos más hacia el final de una escala anódica
galvánica.
Grado de contacto eléctrico - Cuanto mayor es el contacto eléctrico, más fácil
será el flujo de corriente galvánica.
Resistividad eléctrica del electrolito - Al aumentar la resistividad del electrolito
disminuye la corriente, y la corrosión se hace más lenta.5
Rango de diferencia de potencial individual entre los dos metales: Es posible
que los distintos metales podrían solaparse en su gama de diferencias de
potencial individual. Esto significa que cualquiera de los metales podría actuar
como ánodo o cátodo dependiendo de las condiciones que afectan a los
potenciales individuales.
Cubierta del metal con organismos biológicos: Los limos que se acumulan en
los metales pueden afectar a las zonas expuestas, así como la limitación de
caudal de agua circulante, de la aireación, y la modificación del pH.
Óxidos: Algunos metales pueden ser cubiertos por una fina capa de óxido que
es menos reactivo que el metal desnudo. Limpiar el metal puede retirar esta
capa de óxido y aumentar así la reactividad.
Humedad: Puede afectar a la resistencia electrolítica y al transporte de iones.
Temperatura: La temperatura puede afectar a la tasa de resistencia de los
metales a otros productos químicos. Por ejemplo, las temperaturas más altas
tienden a hacer que los aceros sean menos resistentes a los cloruros.
20
Tipo de electrolito - La exposición de una pieza de metal a dos electrolitos
diferentes (ya sean diferentes productos químicos o diferentes concentraciones
del mismo producto) pueden causar que una corriente galvánica fluya por el
interior del metal.
SERIE GALVÁNICA Y APLICACIONES
Los metales (incluidas las aleaciones) pueden ser ordenados en una serie
galvánica que representa el potencial que desarrollan en un electrolito dado frente
a un electrodo patrón de referencia. La posición relativa de los dos metales en
esta serie da una buena indicación de qué metal de la pareja es más probable que
sufra corrosión con mayor rapidez. Sin embargo, otros factores como la aireación
y el caudal de agua pueden influir considerablemente en el proceso.
La corrosión galvánica es de gran interés para la industria marina. Son muy
comunes la tablas con series galvánicas de metales en agua de mar, debido a la
amplia utilización del metal en la construcción naval. Es posible que la corrosión
de la soldadura de plata en una tubería de agua salada pudo haber causado un
fallo que condujo al hundimiento del buque USS Thresher y la muerte de todos sus
tripulantes.
La técnica común de la limpieza de la plata por inmersión de la plata y un trozo de
papel aluminio en un baño de agua con sal (generalmente bicarbonato de sodio)
es otro ejemplo de corrosión galvánica. Se debe tener cuidado, pues usando esta
técnica limpiará el óxido de plata que podría estar allí como decoración. Tampoco
es aconsejable limpiar así objetos de plata bañada en oro pues se puede introducir
la corrosión galvánica no deseada en el metal base.
21
COMPATIBILIDAD GALVÁNICA
La compatibilidad de dos metales distintos puede predecirse por medio del "índice
anódico" (véase anexos). Este parámetro mide el voltaje electroquímico que se
desarrolla entre el metal y el oro, tomado como electrodo de referencia. Para tener
el voltaje relativo entre dos metales, basta con hacer la diferencia de sus índices
anódicos.
Para ambientes normales, tales como almacenes u otros ambientes interiores sin
control de temperatura y humedad, la diferencia de los índices anódicos no
debería ser superior a 0,25 V. En ambientes interiores con temperatura y humedad
controladas, puede tolerarse hasta 0,50 V. Para ambientes más duros, tales como
intemperie, alta humedad, y ambientes salinos, la diferencia no debería superar
0,15 V. Así, por ejemplo, los índices del oro y la plata difieren en 0,15 V, y por
tanto serían compatibles para este tipo de ambientes.
A menudo, cuando el diseño requiere que metales diferentes estén en contacto, se
gestiona la compatibilidad galvánica entre ellos mediante los acabados y el
revestimiento. El acabado y el recubrimiento seleccionado facilitan que los
materiales disímiles estén en contacto y protegen así a los materiales de base de
la corrosión.
Generalmente el acero galvanizado se comporta bien en contacto con los metales
más habituales en la construcción cuando se encuentran expuestos a la
atmósfera, siempre que la relación superficial entre el acero galvanizado y el otro
metal sea alta. Por el contrario, en condiciones de inmersión el riesgo de ataque
por corrosión bimetálica se incrementa de forma significativa, por lo que
normalmente es necesario utilizar algún tipo de aislamiento entre ambos metales.
Los recubrimientos galvanizados son más resistentes a la corrosión atmosférica y
a la corrosión provocada por el agua, porque los productos de corrosión del zinc
que se forman en tales medios, normalmente carbonatos básicos de zinc
hidratados, son insolubles, adherentes y poco porosos, y constituyen una capa de
pasivación que aísla eficazmente el recubrimiento galvanizado del contacto con el
medio ambiente agresivo.
22
TIPOS DE CELDAS GALVÁNICAS
Las celdas o células galvánicas se clasifican en dos grandes categorías:
Las células primarias transforman la energía química en energía eléctrica, de
manera irreversible (dentro de los límites de la práctica). Cuando se agota la
cantidad inicial de reactivos presentes en la pila, la energía no puede ser
fácilmente restaurada o devuelta a la celda electroquímica por medios
eléctricos.
Las células secundarias pueden ser recargadas, es decir, que pueden
revertir sus reacciones químicas mediante el suministro de energía eléctrica a
la celda, hasta el restablecimiento de su composición original.
CELDAS GALVÁNICAS PRIMARIAS
Las celdas galvánicas primarias pueden
producir corriente inmediatamente después de
su conexión. Las pilas desechables están
destinadas a ser utilizadas una sola vez y son
desechadas posteriormente. Las pilas
desechables no pueden ser recargadas de
forma fiable, ya que las reacciones químicas no
son fácilmente reversibles y los materiales
activos no pueden volver a su forma original.
Generalmente, tienen densidades de energía
más altas que las pilas recargables, pero las
células desechables no van bien en
aplicaciones de alto drenaje con cargas menores de 75 ohmios (75 Ω).
23
Figura 11: Batería de ácido de plomo de un automóvil.
CELDAS GALVÁNICAS SECUNDARIAS
Las celdas galvánicas secundarias
deben ser cargadas antes de su uso;
por lo general son ensambladas con
materiales y objetos activos en el estado
de baja energía (descarga). Las celdas
galvánicas recargables o pilas
galvánicas secundarias se pueden
regenerar (coloquialmente, recargar)
mediante la aplicación de una corriente
eléctrica, que invierte la reacciones
químicas que se producen durante su
uso. Los dispositivos para el suministro adecuado de tales corrientes que
regeneran las sustancias activas que contienen la pila o batería se llaman, de
modo inapropiado, cargadores o recargadores.
La forma más antigua de pila recargable es la batería de plomo-ácido (Ver figura
12). Esta celda electroquímica es notable, ya que contiene un líquido ácido en un
recipiente sellado, lo cual requiere que la celda se mantenga en posición vertical y
la zona de estar bien ventilada para garantizar la seguridad de la dispersión del
gas hidrógeno producido por estas células durante la sobrecarga. La celda de
plomo-ácido es también muy pesada para la cantidad de energía eléctrica que
puede suministrar. A pesar de ello, su bajo costo de fabricación y sus niveles de
corriente de gran aumento hacen que su utilización sea común cuando se requiere
una gran capacidad (más de 10A·h) o cuando no importan el peso y la escasa
facilidad de manejo.
24
Figura 12: Batería de ácido-plomo regulada por válvula de sellado, libre de mantenimiento.
CELDA ELECTROLÍTICA
Se denomina celda electrolítica al dispositivo utilizado para la descomposición
mediante corriente eléctrica de sustancias
ionizadas denominadas electrolitos.
Los electrolitos pueden
ser ácidos, bases o sales.
Al proceso de disociación o descomposición
realizado en la célula electrolítica se le
llama electrólisis.
En la electrólisis se pueden distinguir tres
fases:
Ionización - Es una fase previa antes
de la aplicación de la corriente y para
efectuar la sustancia a descomponer
ha de estar ionizada, lo que se consigue disolviéndola o fundiéndola.
Orientación - En esta fase, una vez aplicada la corriente los iones se dirigen,
según su carga eléctrica, hacia los polos (+) ó (-) correspondiente
Descarga - Los iones negativos o aniones ceden electrones al ánodo (-) y los
iones positivos o cationes toman electrones del cátodo (+).
Para que los iones tengan bastante movilidad, la electrólisis se suele llevar a cabo
en disolución o en sales. Salvo en casos como la síntesis directa del hipoclorito
sódico los electrodos se separan por un diafragma para evitar la reacción de los
productos formados.
CELDA DE CONCENTRACIÓN
Una celda de concentración o pila de
concentración es una celda
25
Figura 13: Esquema general de la celda electrolítica.
electroquímica que tiene dos semiceldas equivalentes del mismo electrolito, que
sólo difieren en las concentraciones (ver figura 14). Se puede calcular el potencial
desarrollado por dicha pila usando la ecuación de Nernst. Una célula de
concentración producirá una tensión o voltaje en su intento de alcanzar
el equilibrio, que se produce cuando la concentración en las dos semipilas son
iguales.
Los métodos de análisis químicos mediante celdas de concentración comparan
una disolución de concentración conocida con una desconocida, y determinan la
concentración de la desconocida a través de la ecuación de Nernst o mediante
tablas de comparación frente a un grupo de electrodos de referencia.
La corrosión galvánica por celdas de concentración ocurre cuando hay dos o más
áreas de una superficie de metal que están en contacto con diferentes
concentraciones de la misma disolución. Hay tres tipos generales de corrosión por
celdas de concentración:
CELDAS DE CONCENTRACIÓN DE IONES METÁLICOS
En presencia de agua, una alta concentración de iones de metal existirán en las
superficies de contacto, y una baja concentración de iones de metal existirán junto
a la grieta creada por las superficies de contacto. Un potencial eléctrico existirá
entre los dos puntos. El área del metal en contacto con la alta concentración de
iones metálicos será catódica y será protegida de la corrosión, y el área de metal
en contacto con la baja concentración de iones metálicos será anódica y será
corroída.
CÉLULAS DE CONCENTRACIÓN DE OXÍGENO O PILAS DE AIREACIÓN DIFERENCIAL
El agua en contacto con la superficie del metal normalmente
contiene oxígeno disuelto. Una celda de oxígeno se puede desarrollar en cualquier
punto donde no se permite que el oxígeno del aire difunda de forma uniforme en la
disolución, creando así una diferencia en la concentración de oxígeno entre dos
puntos. La corrosión se producirá en el área de baja concentración de oxígeno que
será anódica.
26
CÉLULAS ACTIVO-PASIVO
Es una celda de concentración donde el ánodo es un metal en estado activo, y
el cátodo es ese mismo metal en estado pasivo. Para los metales cuya protección
contra la corrosión dependen de que una capa pasiva esté adherida fuertemente
(normalmente un óxido) a la superficie, la sal que se deposita sobre la superficie
del metal en presencia de agua, en zonas donde se rompe la capa pasiva, el metal
activo que hay debajo de la película será expuesto al ataque corrosivo. Un
potencial eléctrico se desarrollará entre el área grande del cátodo (capa pasiva) y
el área pequeña del metal del ánodo (activo). El resultado será la rápida picadura
del metal activo.
Batería de Lasaña
Una "batería de lasaña" o "pila de lasaña" se produce accidentalmente cuando los
alimentos salados, como la lasaña, se almacenan en un recipiente para hornear
de acero y se cubre con papel de aluminio. Después de unas horas se desarrollan
en el papel unos pequeños agujeros en los puntos de contacto con la lasaña, y la
superficie del alimento se cubre de pequeños puntos compuestos de aluminio
corroído (óxido).
Esta corrosión metálica se debe a que cada vez que dos hojas de diferentes
metales se ponen en contacto con un electrolito, los dos metales actúan como
electrodos, y se forma una celda electroquímica, pila o batería. En este caso, los
dos terminales de la batería están conectados entre sí. Debido a que la lámina de
aluminio toca el acero, esta batería está en cortocircuito, aparece una corriente
eléctrica importante, y unas reacciones químicas rápidas tienen lugar en la
superficie del metal en contacto con el electrolito. Así, en esta pila de
acero/sal/aluminio, como el aluminio está más alto en la serie electroquímica
(mayor potencial), el aluminio sólido se oxida y se va disolviendo formando iones
disueltos, y el metal experimenta corrosión galvánica.
27
2. CELDA ELECTROQUÍMICA ENFOQUE FÍSICO:2.1 ELECTRICIDADLa palabra electricidad podemos dejar patente que tiene su origen etimológico en
el término griego elektron que puede traducirse como “ámbar”. Partiendo del
mismo se establece que la persona que acuñó este término fue más
concretamente el científico inglés William Gilbert quien en el siglo XVI habló de
28
Figura 15: Momento en el cual se comienza a producir una celda o batería de lasagna. Ejemplo que se da muy a menudo en los hogares de muchas familias en todo el mundo.
“eléctrico” para mencionar los fenómenos de cargas de atracción que descubrieron
ya los griegos.
La electricidad es una propiedad física manifestada a través de la atracción o del
rechazo que ejercen entre sí las distintas partes de la materia. El origen de esta
propiedad se encuentra en la presencia de componentes con carga negativa
(denominados electrones) y otros con carga positiva (los protones). La
electricidad, por otra parte, es el nombre que recibe una clase de energía que se
basa en dicha propiedad física y que se manifiesta tanto en movimiento (la
corriente) como en estado de reposo (la estática). Como fuente energética, la
electricidad puede usarse para la iluminación o para producir calor.
2.2 ELECTRODOElectrodos de referencia.
En muchas aplicaciones electro analíticas es deseable que el potencial de
semicelda de uno de los electrodos sea:
- Conocido
- Constante
- Insensible a la reacción estudiada.
Los electrodos que cumplen con estas características se denominan electrodos de
referencia. Ha estas cualidades básicas se debe aumentar las siguientes:
- Facilidad en el manipuleo
- Reproductividad en los datos
- El no cambio en el potencial debido al paso de pequeñas corrientes eléctricas.
Electrodos metálicos.
Los electrodos metálicos son alambres o placas de un metal específico.
29
a) De primer orden para cationes.- Ag, Cu, Hg, Pb, Cd que sirven para cuantificar
los cationes del metal del que está constituido el electrodo.
b) De segundo orden para aniones.- Ag, Hg que responden de forma indirecta a
los aniones que forman precipitados poco solubles o complejos con su catión.
c) Para reacciones redox.- Au, Pt que son inertes y el potenciales solo
desarrollado por el sistema redox.
Electrodos de membrana.
Desde hace muchos años el método más adecuado para la medida de pH
consiste en medir el potencial que se desarrolla a través de una delgada
membrana de vidrio que separa dos soluciones con diferente concentración de
protones. Este fenómeno, descrito inicialmente por Cremer ha sido estudiado en
forma amplia por muchos investigadores. En consecuencia se conoce bastante
bien la sensibilidad y la selectividad de las membranas de vidrio frente al pH.
Voltaje
El Voltaje o la “diferencia potencial eléctrica” es una comparación de la energía
que experimenta una carga entre dos ubicaciones. Para comprender este
concepto de forma más simple, pensemos en un material con una carga eléctrica
de más electrones de lo que sus átomos pueden sostener (ionizado
negativamente) y un material carente de electrones (ionizado positivamente).El
voltaje es el diferencial eléctrico entre ambos cuerpos, considerando que si ambos
puntos establecen un contacto de flujo de electrones ocurriría una transferencia de
energía de un punto al otro, debido a que los electrones (con carga negativa) son
atraídos por protones (con carga positiva), y a su vez, que los electrones son
repelidos entre sí por contar con la misma carga.
30
Desde el punto de vista atómico, es la medición la energía que se requiere para
energizar un electrón y desplazarlo de su posición original en el átomo a otro
punto dado. Desde el punto de vista de un campo eléctrico estático, es el trabajo
que debe imprimirse por cada unidad de carga para moverla entre dos puntos. El
voltaje entre dos extremos de un conducto se calcula en función de la energía total
requerida para desplazar una carga eléctrica pequeña a través de ese conducto,
dividido entre la magnitud de dicha carga.
El voltaje puede ser causado por campos eléctricos estáticos, por corriente
eléctrica a través de un campo magnético, por campos magnéticos que varían con
el tiempo o una combinación de las 3. Se mide en voltios, coulombs o julios y se
simboliza como ∆V) y puede representar ya sea a la fuente de energía o una
energía perdida, usada o almacenada.
31
Figura 1: cargas y su funcionamiento para producir voltaje
2.3 FUERZA ELECTROMOTRIZEs una característica de cada generador eléctrico, y se define como el trabajo que
el generador realiza para pasar la unidad de carga positiva del polo negativo al
positivo por el interior del generador. Esto se justifica en el hecho de que cuando
circula esta unidad de carga positiva por el circuito exterior al generador, desde el
polo positivo al negativo, al llegar a este polo negativo es necesario realizar un
trabajo o sea, un consumo de energía (mecánica, química, etc.,) para el transporte
de dicha carga por el interior desde un punto de menor potencial (polo negativo) a
otro de mayor potencial (polo positivo) La F.E.M. se mide en voltios lo mismo que
el potencial eléctrico.
Se define como fuerza electromotriz (fem) la máxima diferencia de potencial entre
dos electrodos de una celda galvánica. La fem de una celda es una medida
entonces de la fuerza directriz de la reacción de la celda. Esta reacción se efectúa
en la celda en semi-reacciones separadas:
A estas contribuciones las llamaremos:
Potencial de oxidación y potencial de reducción.
32
Contribución del ánodo cuyo valor depende de la semireacción de oxidación para perder electrones.
FEM
Contribución del cátodo cuyo valor depende de la semireacción de reducción para ganar electrones
2.4 PILA ELÉCTRICASe llama ordinariamente pila eléctrica a un dispositivo que genera energía
eléctrica por un proceso químico transitorio, tras de lo cual cesa su actividad y han
de renovarse sus elementos constituyentes, puesto que sus características
resultan alteradas durante el mismo. Se trata de un generador primario.
Esta energía resulta accesible mediante dos terminales que tiene la pila, llamados
polos, electrodos o bornes. Uno de ellos es el polo positivo o ánodo y el otro es el
polo negativo o cátodo.
También se usa incorrectamente como sinónimo de pila el término batería, la
diferencia es que la pila no ha sido diseñada para poderse recargar y por el
contrario, la batería sí que puede considerarse un dispositivo recargable o
acumulador eléctrico. En este caso, se trata de generadores eléctricos
secundarios.
Tanto pila como batería son términos provenientes de los primeros tiempos de la
electricidad, en los que se juntaban varios elementos o celdas (en el primer caso
uno encima de otro, "apilados", y en el segundo adosados lateralmente, "en
batería"), como se sigue haciendo actualmente, para así aumentar la magnitud de
los fenómenos eléctricos y poder estudiarlos sistemáticamente. Las pilas actuales
están formadas a veces por un único elemento (como sucede con las de 1,5 V
que, por tanto, no son baterías en sentido estricto) y otras veces por un
apilamiento o batería de ellos (caso de las de 9 V, p. ej., que constan de seis
celdas).
La estructura fundamental de una pila consiste en piezas de dos metales
diferentes introducidas en un líquido conductor de la electricidad o electrolito.
El funcionamiento de una pila se basa en el potencial de contacto entre un metal y
un electrolito, esto es, el potencial que se produce al poner en contacto un metal
con un líquido.
La capacidad total de una pila se mide en amperios/hora (A·h); es el número
máximo de amperios que el elemento puede suministrar en una hora. Es cifra que
33
no suele conocerse, ya que no es muy esclarecedora, por variar con la intensidad
solicitada y con la temperatura. Cuando se extrae una gran corriente de manera
continuada, la pila entrega menos potencia total que si la carga es más suave.
También en esto las pilas alcalinas son mejores. Una de tipo D tiene una
capacidad de entre 9 Ah (con una carga de 1 A) y 12 Ah (con una carga de 1 mA),
mientras que los correspondientes valores para una de carbón-zinc son 1 y 7,5,
respectivamente.
Propiedades eléctricas de una pila
Estos condicionamientos físicos se representan
en el modelo de generador como una
resistencia interna por la que pasaría la
corriente de un generador ideal, es decir, de
uno que pudiese suministrar una corriente
infinita al voltaje predeterminado.
Conforme la célula se va gastando, su
resistencia interna va aumentando, lo que hace que la tensión disponible sobre la
carga vaya disminuyendo, hasta que resulte insuficiente para los fines deseados,
momento en el que es necesario reemplazarla.
Para dar una idea, una pila nueva de las ordinarias de 1,5 V tiene una resistencia
interna de unos 0,35 ohmios, mientras que una vez agotada puede tener varios.
Voltímetro o comúnmente llamado tester es un
instrumento eléctrico que posee la función de
indicar el estado de una pila; en circuito abierto
incluso una pila gastada puede indicar 1,4 V, dada
la carga insignificante que representa la resistencia
de entrada del voltímetro, pero, si la medición se
hace con la carga que habitualmente soporte, la
34
Figura 2: Diagrama eléctrico de fuentes de poder
Figura 3: medición del voltaje de una pila utilizando un multímetro.
lectura bajará a 1,0 V o menos, momento en que esa pila ha dejado de tener
utilidad. Las actuales pilas alcalinas tienen una curva de descarga más suave que
las previas de carbón; su resistencia interna aumenta proporcionalmente más
despacio.
2.5 BATERÍA ELÉCTRICASe denomina batería, batería eléctrica, acumulador eléctrico o simplemente
acumulador, al dispositivo que consiste en una o más celdas electroquímicas que
pueden convertir la energía química almacenada en electricidad. Cada celda
consta de un electrodo positivo, o cátodo y un electrodo negativo, o ánodo y
electrolitos que permiten que los iones se muevan entre los electrodos, facilitando
que la corriente fluya fuera de la batería para llevar a cabo su función.
Las baterías vienen en muchas formas y tamaños, desde las celdas en miniatura
que se utilizan en audífonos y relojes de pulsera, a los bancos de baterías del
tamaño de las habitaciones que proporcionan energía de reserva a las centrales
telefónicas y ordenadores de centros de datos.
35
Figura 4: ejemplo de baterías comunes y batería de carro
Los elementos suministradores de electricidad se clasifican en dos categorías:
Las celdas primarias, lo que antes se han llamado pilas, transforman la
energía química en energía eléctrica, de manera irreversible (dentro de los
límites de la práctica). Cuando se agota la cantidad inicial de reactivos
presentes en la pila, la energía no puede ser fácilmente restaurada o
devuelta a la celda electroquímica por medios eléctricos.1
Las celdas secundarias, lo que antes se han llamado baterías, pueden ser
recargadas, es decir, que pueden revertir sus reacciones químicas
mediante el suministro de energía eléctrica a la celda, hasta el
restablecimiento de su composición original.2
Las celdas primarias o pilas, (de un solo uso o de "usar y tirar") se usan una vez y
se desechan; los materiales de los electrodos se cambian irreversiblemente
durante la descarga. Los ejemplos más comunes son la pila alcalina no recargable
utilizada para linternas y una multitud de dispositivos portátiles.
Las secundarias o baterías (recargables) se pueden descargar y recargar varias
veces, debido a que la composición original de los electrodos puede ser
restaurado por la corriente inversa. Los ejemplos incluyen las baterías de ácido-
plomo usadas en los vehículos, las baterías de iones de litio utilizadas en
dispositivos electrónicos portátiles, como móviles, tabletas y ordenadores y las
baterías recargables de Ni-HM, utilizadas como alternativa o reemplazo de las
pilas alcalinas en dispositivos electrónicos portátiles que las emplean, como
cámaras fotográficas digitales, juguetes, radios portátiles, radiograbadores,
linternas, reproductores de MP3 y Minidisc, entre otros.
36
2.6 LA LEY DE OHMLa Ley de Ohm, postulada por el físico y
matemático alemán Georg Simon Ohm, es una de
las leyes fundamentales de la electrodinámica,
estrechamente vinculada a los valores de las
unidades básicas presentes en cualquier circuito
eléctrico como son:
Tensión o voltaje "E", en volt (V).
Intensidad de la corriente " I ", en ampere (A).
Resistencia "R" en ohm () de la carga o
consumidor conectado al circuito.
Debido a la existencia de materiales que dificultan más que otros el paso de la
corriente eléctrica a través de los mismos, cuando el valor de su resistencia varía,
el valor de la intensidad de corriente en ampere también varía de forma
inversamente proporcional. Es decir, a medida que la resistencia aumenta la
corriente disminuye y, viceversa, cuando la resistencia al paso de la corriente
disminuye la corriente aumenta, siempre que para ambos casos el valor de la
tensión o voltaje se mantenga constante.
Por otro lado y de acuerdo con la propia Ley, el valor de la tensión o voltaje es
directamente proporcional a la intensidad de la corriente; por tanto, si el voltaje
aumenta o disminuye, el amperaje de la corriente que circula por el circuito
aumentará o disminuirá en la misma proporción, siempre y cuando el valor de la
resistencia conectada al circuito se mantenga constante.
Postulado general de la Ley de Ohm
37
Figura 5: ejemplo de los 3 fundamentos de la ley de ohm (voltaje, corriente y resistencia).
El flujo de corriente en ampere que circula por un circuito eléctrico cerrado, es
directamente proporcional a la tensión o voltaje aplicado, e inversamente
proporcional a la resistencia en ohm de la carga que tiene conectada.
Fórmula matemática general de representación de la ley de ohm
Desde el punto de vista matemático el postulado anterior se puede representar por
medio de la siguiente Fórmula General de la Ley de Ohm:
Variante practica
Con esta fórmula se pueden despejar los valores que se desea obtener ya sean
los cálculos de tensión, corriente y resistencia correspondientes a la Ley de Ohm.
38
Figura 6: formula de la ley de ohm.
Figura 7: despeje de variables de la ley de ohm
2.7 LEY DE COULOMBLa Ley de Coulomb, que establece cómo es la fuerza entre dos cargas eléctricas
puntuales, constituye el punto de partida de la Electrostática como ciencia
cuantitativa.
Fue descubierta por Priestley en 1766, y redescubierta por Cavendish pocos años
después, pero fue Coulomb en 1785 quien la sometió a ensayos experimentales
directos.
Entendemos por carga puntual una carga eléctrica localizada en un punto
geométrico del espacio. Evidentemente, una carga puntual no existe, es una
idealización, pero constituye una buena aproximación cuando estamos estudiando
la interacción entre cuerpos cargados eléctricamente cuyas dimensiones son muy
pequeñas en comparación con la distancia que existen entre ellos.
La Ley de Coulomb dice que "la fuerza electrostática entre dos cargas puntuales
es proporcional al producto de las cargas e inversamente proporcional al cuadrado
de la distancia que las separa, y tiene la dirección de la línea que las une. La
fuerza es de repulsión si las cargas son de igual signo, y de atracción si son de
signo contrario".
Es importante hacer notar en relación a la ley de Coulomb los siguientes puntos:
a) cuando hablamos de la fuerza entre cargas eléctricas estamos siempre
suponiendo que éstas se encuentran en reposo (de ahí la denominación de
Electrostática) cabe destacar que la fuerza eléctrica es una cantidad vectorial,
posee magnitud, dirección y sentido.
b) las fuerzas electrostáticas cumplen la tercera ley de Newton (ley de acción y
reacción); es decir, las fuerzas que dos cargas eléctricas puntuales ejercen entre
sí son iguales en módulo y dirección, pero de sentido contrario:
39
En términos matemáticos, esta ley se refiere a la
magnitud F de la fuerza que cada una de las dos
cargas puntuales q1y q2 ejerce sobre la otra
separadas por una distancia r y se expresa en
forma de ecuación como:
K es una constante conocida como constante
Coulomb y las barras denotan valor absoluto.
F es el vector Fuerza que sufren las cargas
eléctricas. Puede ser de atracción o de repulsión, dependiendo del signo que
aparezca (en función de que las cargas sean positivas o negativas).
q1 y q2 son las cargas interactúales
r es la distancia entre las cargas
Si las cargas son de signo opuesto (+ y –), la fuerza "F" será negativa, lo que
indica atracción
Si las cargas son del mismo signo (– y – ó + y +), la fuerza "F" será positiva, lo
que indica repulsión.
Recordemos que la unidad por carga eléctrica en el Sistema Internacional (SI) es
el Coulomb.
c) hasta donde sabemos la ley de Coulomb es válida desde distancias de muchos
kilómetros hasta distancias tan pequeñas como las existentes entre protones y
electrones en un átomo.
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Figura 8: sentido de las cargas según ley de coulomb
Figura 9: forma de ley de coulomb
3. CELDA ELECTROQUÍMICA ENFOQUE BIOLÓGICO:Existen distintas aplicaciones electroquímicas importantes en el marco de la
naturaleza y de la industria. La generación de energía química en la fotosíntesis es
también un proceso electroquímico, así como la producción de metales
como aluminio y titanio y en el proceso de galvanización con metales.
En el mecanismo de los alcoholímetros también aparece la electroquímica, donde
un metal se oxida mediante electro deposición y se detecta el nivel de alcohol de
los conductores ebrios gracias a la redox del etanol.
Los impulsos nerviosos en las neuronas están basados en la energía
eléctrica generada por el movimiento de los iones de sodio y potasio hacia dentro
y hacia afuera de las células. Ciertas especies de animales, como las anguilas,
pueden generar un fuerte potencial eléctrico capaz de incapacitar animales mucho
mayores que las mismas.
Existen distintos procesos que pueden incluir la electroquímica en distintos
procesos biológicos tales como:
La fotosíntesis artificial: Como se sabe, la fotosíntesis ocurre en las plantas verdes
-específicamente en los cloroplastos- y puede resumirse por la ecuación:
Figura 1: Ecuación de la fotosíntesis.
Uno de los puntos más importantes de recordar es que el oxígeno generado
proviene de la descomposición del H2O y no del CO2 como se creía
originalmente. La clorofila resulta ser de color verde porque absorbe
selectivamente las radiaciones características, del azul y del rojo en el espectro
visible. De esta manera, puede establecerse que el comportamiento de la clorofila
es análogo al de un material semiconductor que absorbe determinadas energías
en función de la magnitud de la banda prohibida. Hasta hace algunos años, la gran
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mayoría de los estudios en semiconductores se realizaban con materiales
inorgánicos puros, sin embargo, la investigación de muchos pigmentos o
colorantes, ente ellos la clorofila, ha demostrado que estos compuesto orgánicos
suelen poseer propiedades semiconductoras. Incrementando de esta manera el
estudio de los semiconductores orgánicos: Molécula de ftalocianina de magnesio
Figura 2: Moléculas de ftalocianina de magnesio y clorofila.
Con base en los conceptos anteriores, muchos científicos se han dedicado a la
construcción de sistemas artificiales de fotosíntesis, donde generalmente se
substituye el pigmento natural por otros colorantes de estructura semejante pero
más fáciles de obtener en el laboratorio, o bien, por semiconductores inorgánicos.
Uno de los objetivos principales es lograr una fotosíntesis "abiótica", o sea, no
asociada a un ser vivo y, por lo tanto, menos limitada en condiciones de presión,
temperatura o concentración. Tratar de simular en el laboratorio todas las
reacciones que ocurren naturalmente en las plantas durante la fotosíntesis es
evidentemente, una tarea muy difícil, sobre todo si se recuerda que no todos los
pasos químicos de esta reacción han sido claramente establecidos. Hasta ahora,
lo único que ha sido posible construir es un sistema que al iluminarse genera la
foto descomposición del agua para obtener hidrógeno y oxígeno:
Figura 3: Ecuación de la foto descomposición del agua.
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Cloroplasto artificial: Este dispositivo es miles de veces más grande que el
prodigioso cloroplasto natural y, mucho más costoso. Sin embargo, representa el
afán del hombre por desentrañar los secretos de la naturaleza en una primera
alternativa que suele ser la imitación. Los "micro-cloroplastos artificiales" de que
tenemos noticia hasta la fecha son en realidad pequeñísimas partículas de un
material semiconductor dispersadas en un medio acuoso. Estas partículas son
previamente recubiertas en forma parcial con platino, de forma que en la superficie
de la partícula ocurren tanto la reacción de oxidación como la de reducción. Esto
equivale a tener un micro celda electrolítica donde cátodo y ánodo están
contenidos en la misma partícula semiconductora. El recubrimiento parcial de
partículas semiconductoras con elementos metálicos es, por sí mismo, un proceso
de gran importancia tecnológica, ya que se utiliza en la preparación de
catalizadores, sustancias que ayudan a acelerar muchas reacciones químicas
tanto en el laboratorio como en la industria.
Los músculos artificiales basados en: los polímeros conductores electrónicos han
sido estudiados desde 1955. En años más recientes, en el laboratorio de
Electroquímica de la Facultad de Químicas de San Sebastián, se ideó y patentó un
dispositivo de doble capa. Este dispositivo fue realizado recubriendo un electrodo
metálico con una película de polipirrol electrogenerada de 15 µm, a la cual luego
se le adhirió una película polimérica comercial no conductora, de 30 µm. La
bilámina formada entre el polipirrol y película adherente fue despegada del
electrodo y empleada como nuevo electrodo en una solución acuosa. Este
dispositivo puede ser utilizado en diferentes tipos de reacciones electroquímicas y
su desarrollo posterior le ha dado una gran utilidad en el estudio de los músculos
artificiales. El estado actual de desarrollo de los músculos artificiales permite estar
trabajando en aplicaciones para micro-robótica, en equipos quirúrgicos manejables
al final de una sonda, en los catéteres para controlar su flexibilidad y facilitar su
penetración, en equipos ópticos como posicionadores y como sensores-
actuadores en sistemas de detección y alarma. El dispositivo es capaz de
desarrollar trabajo mecánico y puede soportar un peso varios cientos de veces
superior al del polímero conductor adherido al extremo libre del mismo. Al estar el
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movimiento relacionado con la carga consumida mediante paso de corriente, el
movimiento se puede detener, invertir, o acelerar en cualquier momento, sin más
que hacer lo propio con la densidad de corriente. El músculo natural se diferencia
de los músculos artificiales en que en el primero el pulso eléctrico es solamente un
disparador de la transformación de energía química en energía mecánica,
mientras que en el artificial la corriente eléctrica es el motor del proceso. El
músculo artificial trabaja tanto en contracción como en expansión, mientras que el
natural solamente trabaja en contracción.
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HIPÓTESIS
La celda electroquímica proporciona un muestreo de la energía presente en el
medio ambiente, este experimento resulta eficaz al momento de explicar
gráficamente los diferentes fenómenos que están presentes en el medio ambiente,
como lo son las baterías que usamos (baterías de carro, comunes, etc.), presentes
en reacciones químicas en la naturaleza, la energía producida por la fotosíntesis
de las plantas, este proceso es de suma importancia para la vida de las plantas a
tal punto que afecta a todo su ecosistema. Las fuentes provenientes de esta
energía son por el movimiento de electrones y este movimiento produce la
energía eléctrica es así como diferentes proceso se muestran aplicados en el
medio ambiente, no es necesario que la energía eléctrica esté presente en
electrodomésticos ya que en la naturaleza se ejemplifica de mejor manera la
importancia de la energía eléctrica como son los cambios de temperatura, la
fotosíntesis, las células electrolíticas, etc.
No es necesario que una fuente de energía se presente conectadas entre sí para
su buen funcionamiento ya que no todas las fuentes de energía son iguales y se
manifiestan de igual manera, reconocer y ejemplificar el beneficio de estas
fuentes de energía eléctrica es crucial porque moldean nuestro diario vivir, el
efecto que estos procesos tiene en el medio ambiente contienen una gran
magnitud y riqueza funcional en su proceso que podemos observar gráficamente
con un experimento llamada “celda electroquímica” que nos ayuda a observar,
analizar e interpretar no solo datos sino que la funcionalidad que la energía
eléctrica contiene dentro del medio ambiente y observar su gran importancia.
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DISEÑO DEL EXPERIMENTOPara el desarrollo de este experimento se siguieron ciertos pasos los cuales son:
Elección del tema: El tema que se decidió desarrollar fue la “Construcción
de una celda electroquímica” enfocada en el tipo “Celda galvánica”.
Investigación experimento: Luego de tener una base de conocimientos
previos sobre el tema se procedió a la investigación de cómo realizar el
experimento correctamente.
Recolección de materiales a utilizar: Una vez definido el tipo de
experimento y la forma de realizarlo se procedió a hacer la recopilación de
todos los materiales necesarios, los cuales son:
Material CantidadBeakers 2Sulfato de cobre Aproximadamente medio litroSulfato de cinc Aproximadamente medio litroCloruro de potasio Aproximadamente un cuarto de litroPlaca de zinc 1Placa de cobre 1Pinzas caimán 2Cable 1 metroPapel toalla 1 rolloMultimetro o tester 1
Desarrollo del experimento: Equipo de
protección: Como
medida de seguridad
ante cualquier tipo de
eventualidad peligrosa
lo primero en hacer es
asegurarse de contar
con el equipo de
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protección necesario para la práctica: Guantes, gabacha y lentes de
protección.
Preparación de sustancias: Se vierte
un poco de Sulfato de
cobre y Sulfato de cinc
en dos beakers
diferentes con una
proporción equitativa
entre ambos.
Puente salino: Se coloca un
puente salino (Se puede utilizar
un puente de vidrio o papel filtro,
en este caso se optó por usar
papel filtro debido a sus
propiedades de conducción)
entre las dos sustancias, es de
recordar que al puente se le tiene
que agregar Cloruro de potasio para que este cumpla con la función
deseada.
Placas de Cinc y Cobre: Se colocan las placas de
cinc y cobre en sus
respetivas sustancias
(cinc con sulfato de cinc y
cobre con sulfato de
cobre).
Cableado: Se procede a
conectar el cable
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previamente soldado a unas pinzas caimán a cada una de las
placas.
Comprobación: Se procede a comprobar el funcionamiento del
experimento haciendo uso del tester para medir el voltaje que se ha
obtenido de dicha reacción.
Conclusiones: Para esta parte se procede a identificar que eventos
suceden en el transcurso de la reacción química el porqué de dichos
eventos.
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ANÁLISIS DE DATOS
A partir de la información
encontrada a través de diferentes
medios y las fórmulas de los
potenciales de reducción
((oxidado)-(reducido)= V) en un
primer momento se creyó en que
los resultados obtenidos con este
experimento serían los que han
sido documentados es decir que se
obtendría un voltaje total de 1.10 V. Sin embargo se aplicó lo que las leyes de la
ciencia mandan, que es comprobar la teoría por medio de la experimentación,
para así dar un veredicto de si la teoría es válida o no.
Con lo antes dicho se procedió a realizar el experimento en el cual se demostró
que el voltaje que tendría que tener este experimento según la teoría, no siempre
se cumple, debido a que existen muchas condiciones diferentes que permiten o no
que este resultado se obtenga, condiciones como la concentración de las
sustancias, del puente salino, si el puente salino es de vidrio o es de papel filtro,
entre otras. A pesar de que el resultado obtenido fue de 0.95 V la teoría no se
puede descartar ya que en efecto se obtuvo un voltaje con una diferencia de
apenas 0.10 V, por lo que se llega a la conclusión que el experimento en teoría es
aceptable y su resultado depende de distintos factores en el transcurso de la
reacción química.
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CONCLUSIÓN
En el ámbito de las ciencias químicas la celda electroquímica se encuentra
básicamente con una reacción redox, debido a que hay transferencia y aceptación
de electrones por parte de especies distintas dentro de la reacción. En este caso,
el hierro y el zinc en el cual el hierro es el cátodo y el zinc el ánodo
La celda electroquímica es teóricamente espontánea, ya que la suma de los
potenciales de las semirreacciones es positiva, lo que habla de una generación de
electricidad; esta espontaneidad se ve corroborada con la experimentación y en
ello se fundamentan los principios básicos en el área de las ciencias físicas
El marco teórico que abarca la reacción del proyecto se trata de una corrosión ya
que se forma cloruro férrico, que produce el deterioro del hierro comprobándose
en el funcionamiento de la celda electroquímica.
Las celdas electroquímicas en la actualidad son muy importantes principalmente
se evidencian en las pilas y baterías las cuales dan soluciones a diversos
problemas y generan aportes para el funcionamiento de aparatos electrónicos y
mecánicos en los cuales suministra la energía necesaria para el óptimo
desempeño de estos.
El sentido de la corriente tanto para una celda electrolítica y par una celda
galvánica es el mismo.
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RECOMENDACIÓN
La celda electroquímica está basada en la oxidación - reducción donde se produce un cambio en los números 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 oxidación y reducción resulta la celda.
Si las soluciones son diluidas, entonces se puede reemplazar en la ecuación. 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 (Fuerza Electromotriz) medida es simplemente la suma de los dos potenciales electródicos.
La diferencia de potencial varía con la concentración, es decir mientras más diluida es la solución, el potencial decrecerá por lo que son directamente proporcionales.
La masa desprendida en un electrodo de una solución es proporcional a la cantidad de electricidad que está pasando.
Cuando se prepara las soluciones se debe tener cuidado de hacerlo en recipientes bien limpios, pues el potencial varía con la concentración.
Cuando se trabajan en compuestos como el hidrogeno se debe tener mucho cuidado cuando se está efectuando el desprendimiento, al igualar la presión en la pera y la bureta, así como de medir en tiempo exacto.
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BIBLIOGRAFÍA. Celda electroquímica:
http://es.slideshare.net/JFSN1986/electroquimica-14087625
http://es.wikipedia.org/wiki/Celda_electroqu%C3%ADmica
Potenciales de reducción:
http://www.quimitube.com/wp-content/uploads/2012/04/Tabla-de-potenciales-
estandar-reduccion.pdf
Celda galvánica:
http://es.wikipedia.org/wiki/Celda_galv%C3%A1nica
https://www.youtube.com/watch?v=hUl3hlsICpQ
Reacciones REDOX: http://es-puraquimica.weebly.com/reacciones-redox.html
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Conceptos claves:
Cátodo: Sin importar el tipo de celda (electrolítica o voltaica) se define como el
electrodo en el cual se produce la reducción ya que algunas especies ganan
electrones. Este posee carga negativa y a él migran los iones o cargas
positivas.
Ánodo: Al igual que en el cátodo no importa si la celda es electrolítica o
voltaica el ánodo se define como el electrodo en el cual se produce la
oxidación ya que algunas especies pierden electrones. Este posee carga
positiva y a él migran los iones o cargas negativas.
Puente salino: Es un tubo con un electrolito en un gel que está conectado a
las dos semiceldas de una celda galvánica; el puente salino permite el flujo de
iones, pero evita la mezcla de las disoluciones diferentes que podría permitir la
reacción directa de los reactivos de la celda.
Electrodo: Es un conductor eléctrico utilizado para hacer contacto con una
parte no metálica de un circuito, por ejemplo un semiconductor, un electrolito,
el vacío (en una válvula termoiónica) o un gas (en una lámpara de neón).
Voltaje: El voltaje es una magnitud física, con la cual se puede cuantificar o “medir” la diferencia de potencial eléctrico o la tensión eléctrica entre dos puntos, y es medible mediante un aparato llamado voltímetro.
Corriente eléctrica: Es la tasa de flujo de carga que pasa por un determinado punto de un circuito eléctrico, medido en Culombios/segundo, denominado Amperio.
Circuito eléctrico: El circuito eléctrico es el recorrido establecido de antemano que una corriente eléctrica tendrá. Se compone de distintos elementos que garantizan el flujo y control de los electrones que conforman la electricidad.
Electricidad: Se denomina electricidad al fenómeno físico caracterizado por el flujo de electrones. Fue documentada desde la antigüedad, sobre todo en la Grecia clásica. En la actualidad constituye una forma de energía primordial para movilizar la economía, posibilitando la transformación de esta en distintas formas de trabajo.
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Fuerza: Cuando se habla de fuerza, estamos refiriendo a una magnitud física que se manifiesta de manera lineal y representa la intensidad de intercambio entre dos partículas o cuerpos (sistema de partículas). A partir de la fuerza, se puede modificar el movimiento o la forma de los cuerpos. La fuerza, como magnitud, tiene un sistema de unidad y puede manifestarse de diferentes maneras.
Batería: Se denomina batería, batería eléctrica, acumulador eléctrico o simplemente acumulador, al dispositivo que consiste en una o más celdas electroquímicas que pueden convertir la energía química almacenada en electricidad.
Pila: Es un dispositivo que convierte energía química en energía eléctrica por un proceso químico transitorio, tras lo cual cesa su actividad y han de renovarse sus elementos constituyentes, puesto que sus características resultan alteradas durante el mismo.
Fotosíntesis: Se denomina fotosíntesis al proceso mediante el cual los vegetales y algunas bacterias producen su propio alimento mediante la energía proveniente de la luz solar.
Molécula: Agrupación definida y ordenada de átomos que constituye la porción más pequeña de una sustancia pura y conserva todas sus propiedades.
Orgánico: Es la conformación de elementos basados en carbono, y donde destaca observarse la presencia de hidrógeno. No cualquier compuesto que tenga carbono debe considerarse como un compuesto orgánico; para que sea considerado tal debe incluir hidrógeno en su composición.
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