bacteriologa

ELECTROQUÍMICA – 7a CELDAS GALVÁNICAS y 7b CELDAS ELECTROLÍTICAS

PRÁCTICA 7a: CELDAS GALVÁNICAS

1. Competencias.
Al terminar ésta práctica el experimentador debe haber logrado:
1.1. Establecer una relación comparativa sobre el poder oxidante de varios cationes.
1.2. Establecer una relación comparativa sobre el poder reductor de varios metales
1.3. Realizar el montaje de celdasgalvánicas y verificar lo que ocurre con el voltaje al variar las concentraciones de las soluciones conductoras.
1.4. Realizar cálculos teóricos sobre celdas galvánicas, compararlos con los valores experimentales y buscar explicación a las diferencias.

2. Aspectos teóricos
La electroquímica se encarga de estudiar las relaciones que existen entre la energía eléctrica y la energía química. En losprocesos electroquímicos se presentan dos casos:
a. Aquellos en los cuales los electrones transferidos en reacciones químicas espontáneas son aprovechados como energía eléctrica. Estos procesos se denominan galvánicos o voltaicos.
b. Aquellos donde la energía eléctrica obliga a que ocurran reacciones químicas no espontáneas y que se denominan procesos electrolíticos (lisis = romper).
Ambosson fenómenos de oxido – reducción, pero son contrarios en cuanto a la causa y efecto.


CAUSA
EFECTO
NOMBRE CELDA
SÍMBOLO
Química
Eléctrico
Galvánica

Eléctrica
Químico
Electrolítica



Los procesos electroquímicos se realizan en celdas conocidas como electroquímicas o galvánicas o como celdas voltaicas y no son más que una manera de transformar energía química en eléctrica,aprovechando la espontaneidad de algunas reacciones de oxido – reducción.
Por ejemplo si se introduce una lámina de Zinc en una solución acuosa de una sal de cobre (sulfato, nitrato etc.) la lámina de Zinc se consume (oxida) pasando a la solución como Zn2+ y en el fondo del recipiente aparece cobre metálico o Cu sólido, (resultante de la reducción) y que antes estaba disuelto como ión cúprico.Zn (s)  Zn2+ + 2 e- (Semi – reacción de Oxidación)
Cu2+ + 2 e-  Cu (s) (Semi – reacción de Reducción)
________________________________________________________
Zn (s) + Cu2+  Zn2+ + Cu (s) (Reacción de Oxido – Reducción)

Además se produce un pequeño aumento en la temperatura de la solución, lo que indica que lareacción de oxidación – reducción es exotérmica.

Cuando los reactivos no se colocan en contacto directo, se puede aprovechar la energía química como energía eléctrica al obligar a los electrones transferidos a circular a través de una alambre conductor ,tal como se ilustra en la figura 1, donde aparece el esquema de una Celda Galvánica completa:




e- e-



Cu ZnCu2+ SO42- Zn2+ SO42-

Figura 1a. Celda Galvánica con puente salino









e- e-





Cu Zn







Cu2+ Zn2+
SO42- SO42-


Figura 1b. Celda Galvánica con vaso poroso


Observe que la corriente de electrones va desde el electrodo deZinc que se oxida (pierde electrones) hacia el electrodo de cobre que se reduce (gana electrones). Este flujo de electrones constituye la corriente eléctrica que se puede medir y aprovechar.

Toda reacción espontánea de óxido – reducción se explica teniendo en cuenta que existen sustancias que se oxidan más fácilmente que otras o lo que es igual existen sustancias que se reducen másfácilmente que otras. En el electrodo donde se produce la oxidación (Ánodo) se origina el flujo de electrones que por el circuito externo llegan hasta donde se mide la corriente por medio de un amperímetro o de un voltímetro y se aprovecha como corriente directa o el flujo de electrones puede llegar hasta el electrodo donde se produce la reducción (Cátodo). El circuito se completa por el movimiento de...