Celda Electroquimica

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SALESIANOS INSTITUTO 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:

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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.

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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:

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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.

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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.

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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.

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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:

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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:

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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.

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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

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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

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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:

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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.

42

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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ANEXOSPOTENCIALES DE REDUCCIÓN

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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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