Celdas voltaicas - 1

AÑO DE LA INTEGRACION Y RECONOCIMIENTO DE NUESTRA DIVERSIDAD.

INGENIERIA INDUSTRIAL

TEMA: Celdas voltaicas

CURSO: Laboratorio de química I

PRESENTADO POR:

CODIGO:

SECCION: 324

CICLO: II

TURNO: Noche

Fecha: 10/12/12

Profesor(a):

Mes: Diciembre

2012-II

Laboratorio de química Celdas Voltaicas

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RESUMEN

En el presente informe de laboratorio de química I se estudiará las celdas voltaicas

con la ayuda de instrumentos, equipos, materiales y reactivos realizaremos varios

experimentos con el fin de demostrar que las reacciones químicas producen energía y

esta energía puede transformarse en electricidad.


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INTRODUCCION

Bien sabemos que la electroquímica es una rama de la química que estudia la

transformación entre la energía eléctrica y la energía química. En otras palabras, las

reacciones químicas que se dan en la interface de un conductor eléctrico (llamado

electrodo, que puede ser un metal o un semiconductor) y un conductor iónico (el

electrolito) pudiendo ser una disolución y en algunos casos especiales, un sólido. Pues

bien es necesario reconocer que estas reacciones que se dan de forma cotidiana sin

que nos demos cuenta ya que están en la mayoría de los procesos que aprovechamos

y hacemos diariamente por ejemplo el cambiar de canal con el control, al estar

chateando o al conducir nuestro carro. Este concepto lo vamos a llevar acabo y se va

a tratar de demostrar en esta práctica, explicando cómo es que las reacciones que

actúan en ella son las conocidas reacciones de oxido-reducción.


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CELDAS VOLTAICAS

I) OBJETIVOS

OBJETIVOS GENERALES

Recoger valores experimentales de voltaje en varias reacciones.

Aprender a utilizar los equipos de laboratorio.

Familiarizarse con los conceptos de las celdas voltaicas.

OBJETIVOS ESPECIFICOS

Preparar celdas electroquímicas y medir cuantitativamente algunos sistemas

espontáneos de oxidación - reducción.

Conocer el sistema químico de una pila y estar en condiciones de identificar los

electrodos para el cálculo de potenciales.

Demostrar que las reacciones químicas producen energía y que esta energía

es electricidad.

Que estas reacciones químicas son reacciones de oxidación y otras de

reducción

II) PRINCIPIOS TEORICOS

ELECTROQUIMICA

Electroquímica es una rama de la

química que estudia la

transformación entre la energía

eléctrica y la energía química. En

otras palabras, las reacciones

químicas que se dan en la interfase

de un conductor eléctrico (llamado

electrodo, que puede ser un metal o

un semiconductor) y un conductor

iónico (el electrolito) pudiendo ser

una disolución y en algunos casos especiales, un sólido. Si una reacción química es


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conducida mediante una diferencia de potencial aplicada externamente, se hace

referencia a una electrólisis. En cambio, si la caída de potencial eléctrico, es creada

como consecuencia de la reacción química, se conoce como un "acumulador de

energía eléctrica", también llamado batería o celda galvánica.

Las reacciones químicas donde se produce una transferencia de electrones entre

moléculas se conocen como reacciones redox, y su importancia en la electroquímica

es vital, pues mediante este tipo de reacciones se llevan a cabo los procesos que

generan electricidad o en caso contrario, son producidos como consecuencia de ella.

En general, la electroquímica se encarga de estudiar las situaciones donde se dan

reacciones de oxidación y reducción encontrándose separadas, físicamente o

temporalmente, se encuentran en un entorno conectado a un circuito eléctrico. Esto

último es motivo de estudio de la química analítica, en una sub disciplina conocida

como análisis potencio métrico.

CELDAS VOLTAICAS

Una celda galvánica o celda voltaica consta de dos semi celdas o semi células

conectadas eléctricamente mediante un conductor metálico, y también mediante un

puente salino. Cada semi célula consta de un electrodo y un electrolito. Las dos semi

células pueden utilizar el mismo electrolito, o pueden utilizar electrolitos diferentes. Las

reacciones químicas en la celda pueden implicar al electrolito, a los electrodos o a una

sustancia externa (como en las pilas de combustible que puede utilizar el hidrógeno

gaseoso como reactivo). En una celda voltaica completa, las especies químicas de

una semi celda pierden electrones (oxidación) hacia su electrodo mientras que las

especies de la otra semi celda ganan electrones (reducción) desde su electrodo. Un

puente salino se

emplea a menudo para

proporcionar un

contacto iónico entre

las dos medias celdas

con electrolitos

diferentes, para evitar

que las soluciones se

mezclen y provoquen

reacciones colaterales


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no deseadas. Este puente salino puede ser simplemente una tira de papel de filtro

empapado en solución saturada de algún nitrato. Otros dispositivos para lograr la

separación de las disoluciones son vasijas porosas y disoluciones gelificadas.

También se les denomina semi reacciones pues en cada una de ella tiene lugar una

parte de la reacción redox: y la pérdida de electrones (oxidación) tiene lugar en el

ánodo y la ganancia de electrones (reducción) en el cátodo. A continuación se

presentaran ciertas partes de una celda voltaica.

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

utilizara 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. Entonces comprendemos que un puente salino

es un dispositivo utilizado para conectar las semiceldas de oxidación y reducción de

una celda voltaica. La función del puente salino es la de aislar los contenidos de las


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dos partes de la celda mientras se mantiene el contacto eléctrico entre ellas. Estos

puentes salinos son de dos tipos de cristal y de papel filtro:

PUENTES SALINOS DE TUBO DE CRISTAL

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 o sulfato, aunque

también se utilicen soluciones de nitrato. El electrólito es a menudo gelificado con

agar-agar para ayudar a prevenir la mezcla de líquidos que de lo 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 y los iones

negativos en otra dirección. La conductividad de un puente salino de tubo de vidrio,

depende principalmente de la concentración dela 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.

PUENTES SALINOS DE PAPEL FILTRO

El otro tipo de puentes salinos consiste en un papel de filtro, también empapado en un

electrólito relativamente inerte, generalmente cloruros de potasio o 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 absorbencia

equivalen a una mayor conductividad.

ANODO

El ánodo es un electrodo en el cual se produce la

reacción de oxidación. Un error muy extendido es que la

polaridad del ánodo es siempre positivo (+). Esto es a

menudo incorrecto y la polaridad del ánodo depende del

tipo de dispositivo, y a veces incluso en el modo que

opera, según la dirección de la corriente eléctrica,


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basado en la definición de corriente eléctrica universal. En consecuencia, en un

dispositivo que consume energía el ánodo es positivo, yen un dispositivo que

proporciona energía al ánodo es negativo. El término fue utilizado por primera vez por

Faraday con el significado de camino ascendente o de entrada, pero referido

exclusivamente al electrolito de una celda electroquímica. Su vinculación al polo

positivo del correspondiente generador implica la suposición de que la corriente

eléctrica marcha por el circuito exterior desde el polo positivo al negativo, es decir,

transportada por cargas positivas. Parecería lógico definir el sentido de la corriente

eléctrica como el sentido del movimiento de las cargas libres, sin embargo, si el

conductor no es metálico, también hay cargas positivas moviéndose por el conductor

externo (el electrolito de nuestra celda) y cualquiera que fuera el sentido convenido

existirían cargas moviéndose en sentidos opuestos. Se adopta por tanto, el convenio

de definir el sentido de la corriente al recorrido por las cargas positivas cationes, y que

es por tanto el del positivo al negativo (ánodo - cátodo).En una reacción redox

corresponde al elemento que se oxidará.

CATODO

El cátodo es un electrodo en el cual se produce la

reacción de reducción. Un error muy extendido es

que la polaridad del cátodo es siempre negativa (-).

La polaridad del cátodo depende del tipo de

dispositivo, y a veces incluso en el modo que opera,

según la dirección de la corriente eléctrica, basado

en la definición de corriente eléctrica universal. En

consecuencia, en un dispositivo que consume

energía el cátodo es negativo, y en un dispositivo

que proporciona energía al cátodo es positivo. El

término fue inventado por Faraday, con el significado

de camino descendente o de salida , pero referido exclusivamente al electrolito de una

celda electroquímica. Su vinculación al polo negativo del correspondiente generador

implica la suposición de que la corriente eléctrica marcha por el circuito exterior desde

el polo positivo al negativo, es decir, transportada por cargas positivas, convención

que es la usual. Si el conductor externo fuera metálico, está demostrado que el sentido

de la corriente realmente es el recorrido por los electrones hacia el positivo. Sin

embargo, en una célula electrolítica, el conductor es el electrolito, no un metal, y en él


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pueden coexistir iones negativos y positivos que tomarían sentidos opuestos al

desplazarse. Por convenio se adopta que el sentido de la corriente es el del ánodo al

cátodo o, lo que es lo mismo, del positivo al negativo. Por ende, en una reacción redox

corresponde al elemento que se reducirá.

ELECTRODO

Un electrodo es una placa de membrana rugosa de metal, un conductor utilizado para

hacer contacto con una parte no metálica de un circuito, por ejemplo un

semiconductor, un electrolito, el vacío, un gas. La palabra fue acuñada por el científico

Michael Faraday y procede de las voces griegas elektron , que significa ámbar y de la

que proviene la palabra electricidad ; y hodos, que significa camino

ELECTROLITOS

Un electrolito o electrólito es cualquier sustancia que contiene iones libres, los que se

comportan como un medio conductor eléctrico. Debido a que generalmente consisten

de iones en solución, los electrólitos también son conocidos como soluciones iónicas,

pero también son posibles electrolitos fundidos y electrolitos sólidos. Comúnmente, los

electrolitos existen como soluciones de ácidos, bases o sales. Más aún, algunos gases

pueden comportarse como electrolitos bajo condiciones de alta temperatura o baja

presión. Las soluciones de electrolitos se forman normalmente cuando una sal se

coloca en un solvente tal como el agua, y los componentes individuales se disocian

debido a las interacciones entre las moléculas del solvente y el soluto, en un proceso

denominado solvatación. En términos simples, el electrólito es un material que

disuelve en agua para dar una solución que conduzca una corriente eléctrica, los

cuales se pueden clasificar en electrolitos fuertes, débiles y no electrolitos. Los

electrolitos fuertes son compuestos como ácidos y bases fuertes mientras que los

electrolitos débiles son los que están compuestos de ácidos y bases débiles, para

completar la definición los no electrolitos son las sustancias que no conducen

electricidad, como los compuestos orgánicos.


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PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

a) Materiales:

Computadora

Vernier interfaz de la computadora

Logger Pro

Sonda de voltaje

Vasos de precipitados

Tubo en U para puente salino

Electrodos de Cu, Zn y Pb

Cables conectores

Bagueta

Piceta.

a) Reactivos

Sulfato de Cobre, CuSO4 0.1M

Sulfato de Zinc, ZnSO4 0.1M

Solución saturada de KCl

Sulfato de Plomo, PbSO4 0.1M

Agua destilada


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En un vaso de 50 ml agregar sulfato de cobre

Conectar la sonda a la interfaz

DIAGRAMA DE PROCESOS

EXPERIENCIA LEY DE HESS


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Verificar

Introducir

Unir

Agregue

UnirCerrar

Que el botón tomar datos se encuentre en verde

El electrodo de cobre limpio

El electrodo de cobre al terminal positiivo

En otro vaso sulfato de Zinc

El electrodo al terminal negativoEl circuito con el puente salino

Realizar el montaje del equipo

IV) BIBLIOGRAFIA

Fenómenos químicosAutor: Carlos Arturo Correa

Volumen IPág. 288

Química Teoría y PracticaAutor: Walter Cartolin

Cuarta ediciónPág. 608


12

El voltaje mostrado y comparar con el valor teórico

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