PRÁCTICA8 PILAS GALVANICAS

PILAS GALVANICAS 1. OBJETIVO 



Obtener energía eléctrica sobre la base de reacciones de oxidación y reducción, en una pila galvánica. Determinar en la cuba electrolítica cual de todas las las membranas es más apta para la conformación de una pila galvánica.

 2. F UNDAME NTO TEORI CO CO.. Pila galvánica es un dispositivo que utiliza las reacciones redox para convertir la energía química en energía eléctrica. La reacción química utilizada es siempre espontánea. Este dispositivo, dispone de dos electrodos que suelen ser de diferentes metales, que proporcionan una superficie sobre la que ocurren las reacciones de oxidación y reducción. Estos electrodos se colocan en dos compartimentos separados, a su vez inmersos en un medio que contiene iones en concentraciones conocidas, separados por una placa porosa o membrana, que puede estar compuesta por acristalamiento arcilla, porcelana u otros materiales. Las dos mitades de esto se llaman células electroquímicas y los compartimentos están diseñados para separar los dos reactivos que participan en la reacción redox, de lo contrario los electrones se transfieren directamente desde el agente reductor de agente oxidante. Por último, los dos electrodos están conectados por un circuito eléctrico, que se encuentra fuera de la célula, llamado el circuito externo, garantizando el flujo de electrones entre los electrodos. Las baterías no deben confundirse con la pilas. Si bien sólo la primera energía química se convierte en electricidad, la segunda es la interconversión entre la energía eléctrica y química. Es importante saber que en la célula, los electrones fluyen desde el ánodo al cátodo, y la dirección de la corriente eléctrica, de uso común en la física, es desde el cátodo al ánodo. Para que se produzca un flujo de electrones es necesario separar físicamente las dos semireacciones del proceso. Una de estas reacciones ocurre al introducir la lámina de Zn en una disolución que contiene iones cúpricos (por ejemplo sulfato cúprico, de color azul) Se observa que la disolución se decolora y, simultáneamente, cobre metálico se deposita sobre la lámina. Por otra parte, analizando el contenido de la diso disoluc lución ión se dete detecta cta la la prese presenci ncia a de iones iones Zn Zn

.

Todo ello pone de manifiesto que ha tenido lugar espontáneamente la siguiente reacción redox: Zn( Zn(s) + Cu Esta reacción, Zn

(ac) (ac)

Zn

(ac) (ac) + Cu(s Cu(s))

en la que está basada la pila de Daniell, se produce por una mayor tendencia de los iones

a esta estarr en en dis disol oluc ució ión n que que los los ion iones es Cu

la lámina lámina que son son captados captados por por un ión Cu Cu

. Cad Cada a ion ion Zn

que que se disu disuel elve ve dej deja a lib libre ress dos dos elec electr tron ones es en

de la disoluc disolución, ión, reduciénd reduciéndose ose a Cu metálic metálico. o. Los iones iones sulfato sulfato

quedan como "espectadores" del proceso. Para que se produzca una corriente continua es necesario que los electrones pasen por un circuito eléctrico externo, lo que ocurre cuando se separan las dos semirreacciones en diferentes compartimientos: Zn(s) Cu

Zn (ac) + 2 e-

(ac) + 2 eCu(s)

De esta forma, los electrones liberados en la reacción de oxidación del Zn pasan por un conductor para reducir al ion Cu

.La

separación de ambos procesos puede realizarse utilizando un tabique poroso, o utilizando dos recipientes unidos por un puente salino (ver Figura).



Puente salino

Es el contacto electrolítico, usualmente una solución salina en agar-agar, que separa los dos electrodos o semipilas, proveyendo al mismo tiempo iones que conducen la corriente entre las mismas. 

Polaridad de la pila

En el ánodo se produce la oxidación y es el electrodo negativo, en el cátodo se produce la reducción y es el electrodo positivo. Los electrones viajan a través del cable externo y los aniones y cationes se mueven a través del puente salino. Un puente salino es un tubo en forma de U que contiene una disolución concentrada de electrólito inerte respecto al proceso redox (por ejemplo, KCl). El puente salino cumple 3 funciones: permite el contacto eléctrico entre las disoluciones, impide que se m ezclen y mantiene la neutralidad eléct rica en cada semipila. A medida que transcurre el proceso, la lamina de zinc se va disolviendo y perdiendo peso, mientras que lo gana la de cobre al depositarse cobre metálico sobre ella. En las disoluciones, la concentración de iones Zn iones Cu

, va aumentando, mientras que la concentración de

va disminuyendo. Al cabo de cierto tiempo la pila se agota.

Se debe tener cuidado respecto a los signos de los electrodos de la celda voltaica. Los electrones se liberan en el ánodo y fluyen fuera de el. Como los electrones tienen carga negativa, se otorga al ánodo un signo negativo. Por el contrario, los electrones fluyen desde el cátodo a la solución. De esta manera se da un signo positivo al cátodo, porque atrae a los electrones negativos.

La pila descrita se representa mediante la notación: Zn| Zn

1mol/litro || Cu

|Cu 1mol/litro

A la izquierda se coloca el electrodo negativo (ánodo), donde se produce la oxidación. A la derecha, la semipila que contiene el electrodo positivo (cátodo), donde tiene lugar la reducción. Los electrodos pasan del ánodo al cátodo, a través del conductor. La barra vertical | representa el contacto del electrodo con su disolución y la doble barra || representa la comunicación líquida entre las disoluciones de las dos semipilas. Si no existe separación física de las disoluciones, las semi reacciones se separan con una coma, por ejemplo: Ni |Ni , Cl |Cl2(Pt) Aquí la pila está constituida por un electrodo de níquel sólido y un electrodo de cloro gaseoso, que c onsta de un tubo de vidrio con un soporte sólido, generalmente de platino, donde tiene lugar la tr ansferencia de electrones.



Clasificación:

Las pilas se pueden dividir en dos tipos principales de estas, primarias y secundarias: Una pila primaria produce energía consumiendo algún químico que esta contiene. Cuando este se agota, la pila ya no produce más energía y debe ser reemplazada. Por ejemplo en este grupo encontramos a las pilas de zinc-carbono. Las pilas secundarias, o pilas de almacenamiento, obtienen su energía transformando alguno de sus químicos en otro tipo de químicos. Cuando el cambio es total, la pila ya no produce mas energía. Sin embargo, esta puede ser recargada mandando una corriente eléctrica de otra fuente a través de ella para así poder volver a los químicos a su estado original. Un ejemplo de este grupo es la batería de auto o pila de ácido-plomo. Nombrando los tipos de pilas debemos mencionar las pilas experimentales, estas aunque aun se pueden clasificar en alguno de estos dos grupos, deben mencionarse aparte ya que son hechas a pedido y responden a necesidades específicas. Por ejemplo, una pila que deba alimentar a radiotransmisor en una región montañosa en una central autónoma, este tipo de pilas debería poder soportar grandes periodos de tiempo, ser muy confiable y probablemente soportar temperaturas extremas. O el claro ejemplo de las pilas usadas en los transbordadores espaciales ya que estas no puede se r reemplazadas luego del lanzamiento. 3.

MATERIALES



Cuba electrolítica de varias divisiones con membrana. Dos vasos de precipitados de 500 ml. Amperímetro. Cables de conexión. Puente salino. Soporte y pinzas. Lana de vidrio.

4.

PROCEDIMIENTO

     

INICIO

Armar el sistema de la figura.

Leer intensidad de corriente que circula por el sistema.

Se mide el tiempo.

Observar señales del voltímetro En la pila de Zn-C u

FIN 5.

CALCULOS Y RESULTADOS.

Datos experimentales: MEMBRANA

Placa Zn ( V1 [volts])

Placa Zn ( V2 [volts])

Diafragma de corcho

1.072

1.080

Diafragma de Cuero

1.056

1.074

1.046

1.072

1.037

1.065

Diafragma de cartón mas cuero delgado Diafragma de cartón mas cuero grueso Cálculos. Ecuación de reacción redox:  Zn

0

Cu  Zn

0







Cu

 Zn

 

2e











 Zn

2e



Cu



0



Sabemos que la Fem = Ep = ∆E Aplicando la ecuación:

Eºpila = Eºcat - Eºan. Sabiendo por tablas que:

Eº cátodo = Eº Cu = 0,34 V Eº ánodo = Eº Zn = -0,76 V

Sustituyendo y operando:

Eºpila = 0.34 V – (- 0.76 v)

Cu

0

Eºpila = 1.1 V 5.1.

GRAFICAS.

dE vs. t 1.085 1.08 1.075 1.07 1.065     ]    V 1.06     [    E 1.055     d 1.05 1.045 1.04 1.035 1.03

Diafragma de corcho Diafragma de Cuero Diafragma de cartón mas cuero delgado

0

50

100

150

200

250

300

350

Diafragma de cartón mas cuero grueso

t[s] 6. 





RESULTADOS Y CONCLUSIONES

Con el material ya listo se procedió con la práctica, se utilizó una solución de Sulfato de Cobre 0.2 [N] y con una solución de sulfato de Zinc. Con la solución de sulfato de cobre en un vaso de  precipitados de 600 ml y en otro también de 600 ml de una solución de sulfato de zinc, y con un puente salino que en este caso a falta de KI se utilizó papel filtro con el cual se puso en contacto las dos soluciones, verificándose así una diferencia de  potencial. Posteriormente realizamos la misma operación en una cuba electrolítica pero esta vez no con un puente salino, si no, con varias tipos de membranas (cuero, cartón prensado y corcho) y de igual manera que en los anteriores casos se verifico una diferencia de potencial no muy lejana del valor que se obtuvo en la experimentación con el puente salino.

Podemos indicar que experimentalmente se observó, que tanto con puente salino como con membranas se produce una diferencia de potencial y que de acuerdo al tipo de membrana existe un mayor flujo de electrones. Se verificó que la unión de distintas soluciones mediante un puente salino produce una diferencia de potencial, lo que indica que la reacción puede utilizarse para otro tipo de aplicaciones, como la elaboración de pilas primarias con cierto tipo de transformaciones. Además de que a través de una membrana existe el transporte de electrones lo que produce una diferencia de potencial y que esto muestra que el uso

de puentes salinos ya no sería necesario, ya que el uso de membranas selectivas, reduce el espacio y hasta se pueden obtener mejores rendimientos.

6. CUESTIONARIO. 

 Indicar como se forma el potencial del electrodo de Zinc.

Esto es debido a que en la solución de sulfato de zinc está sumergida una placa de Zinc, y el Zinc tiende a oxidarse por lo que forma un potencial: 

0

→ 

+

 2

−

 Además cabemos notar que el Zinc++ es más estable porque su potencial químico y su potencial termodinámico más negativos. 

 Indicar como se forma el potencial del electrodo del Cobre.

 Ahora al igual que en el Zn, en este caso la placa de cobre que esta sumergida en una solución de sulfato de

cobre, el cobre tiende a reducirse, lo que entrega un potencial de electrodo: 

++

 2

−

→ 

0

Para este proceso el Cu0 es mucho más estable tanto termodinámicamente, como lo es mas estable por su  potencial químico. 

¿Cuál debe ser el valor teórico de ΔE?

R.- Bueno, teóricamente el valor de ΔE del proceso visto en laboratorio y con las concentraciones trabajadas en laboratorio debería tener un valor igual a 1.10 [V].

8.- BIBLIOGRAFIA.  

“

”

http://www.sabelotodo.org/electrotecnia/pilasgalvanicas.html http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/pila-galvanica 

www.wikipedia.org/pilasgalvanicas

“

”