ELECTROQUIMICA

UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE AGUASCALIENTES

CENTRO DE CIENCIAS BÁSICAS

DEPARTAMENTO DE MATEMÁTICAS Y FÍSICA

Electricidad y Magnetismo

Practica 7:

“ELECTROQUÍMICA”

Prof. Horacio Méndez

Alumnos:

Andrade de la Cruz Ramon

Ávila Díaz Roberto Carlo

Grimaldo Figueroa Juan Francisco

Fecha de entrega: 23 de octubre de 2013

Fecha de realización: 16 de septiembre de 2013

OBJETIVO

• Construir el modelo de una celda primaria húmeda o celda básica, determinar el voltaje producido y explicar las reacciones químicas que se dan entre los electrodos y el electrolito.

• Construir el modelo de una celda secundaria húmeda, medir el voltaje producido por esta, determinar cómo es que se carga la celda y establecer las diferencias existentes entre esta celda y la anterior.

HIPOTESIS

Al construir las celdas primarias y secundarias, correctamente con los materiales necesarios, estas deberán producir un voltaje capas de ser medido con el multímetro.

MARCO TEORICO

ELECTROLITO

Un electrólito o electrolito es una sustancia que puede someterse a la electrolisis .Los electrolitos contienen iones libres que actúan como conductores eléctricos.

Es posible distinguir entre electrolitos en soluciones iónicas, electrolitos fundidos y electrolitos sólidos, según la disposición de los iones. Los más frecuentes son los electrolitos que aparecen como soluciones de sales, bases o ácidos. Estas soluciones de electrolitos pueden surgir por la disolución de polímeros biológicos (como el ADN) o polímeros sintéticos (el polientirensulfonato), obteniendo una gran cantidad de centros cargados.

Puede definirse al electrolito como el solvente que se disuelve en agua para generar una solución capaz de conducir la corriente. Cuando, en una solución, un alto porcentaje del soluto se disocia para crear iones libres, se habla de electrolitos fuertes. En cambio, si la mayor parte del soluto no consigue disociarse, puede hacerse referencia a los electrolitos débiles.

Es importante destacar que los seres vivos necesitan un delicado balance de electrolitos entre el medio interno de las células y el medio extracelular. La ósmosis requiere de este equilibrio para regular el pH sanguíneo, el funcionamiento de los músculos y la hidratación corporal, por ejemplo. El magnesio, el sodio, el calcio y el potasio son algunos de los iones primarios de los electrolitos en la fisiología.

ELECTRODO

El electrodo es el electrodo en un sistema electroquímico en el que está ocurriendo la reacción de interés. El electrodo se utiliza a menudo en combinación con un electrodo auxiliar, y un electrodo de referencia en un sistema de tres electrodos. Dependiendo de si la reacción en el electrodo es una reducción o una oxidación, el electrodo de trabajo puede ser contemplado como catódico o anódico. La mayoría de los electrodos de trabajo consisten en metales inertes, como oro, plata o platino, carbón inerte como carbón vítreo o carbón pirolítico, electrodos de gota de mercurio y electrodos de película.

• Electrodo catódico: El ánodo es un electrodo en el que se produce una reacción de oxidación, mediante la cual un material, al perder electrones, incrementa su estado de oxidación. La polaridad del cátodo, positiva o negativa, depende del tipo de dispositivo. A veces la condiciona el modo de operación, pues se establece según la dirección de la corriente eléctrica, atendiendo la definición universal de corriente eléctrica. En consecuencia, en un dispositivo que consume energía (como una celda electrolítica) el cátodo es negativo, y en un dispositivo que proporciona energía, como una pila voltaica (o pila de Volta o una batería) el cátodo es positivo.

• Electrodo anódico: El ánodo es un electrodo en el que se produce una reacción de oxidación, mediante la cual un material, al perder electrones, incrementa su estado de oxidación.

ELECTROLISIS

La electrólisis es el proceso que separa los elementos de un compuesto por medio de la electricidad. En ella ocurre la captura de electrones por los cationes en el cátodo (una reducción) y la liberación de electrones por los aniones en el ánodo (una oxidación).Fue descubierta accidentalmente en 1800 por William Nicholson mientras estudiaba el funcionamiento de las baterías. Entre los años 1833 y 1836 el físico y químico inglés Michael Faraday desarrolló las leyes de la electrólisis que llevan su nombre y acuñó los términos.

Proceso

Se aplica una corriente eléctrica continua mediante un par de electrodos conectados a una fuente de alimentación eléctrica y sumergidos en la disolución. El electrodo conectado al polo positivo se conoce como ánodo, y el conectado al negativo como cátodo.

Cada electrodo atrae a los iones de carga opuesta. Así, los iones negativos, o aniones, son atraídos y se desplazan hacia el ánodo (electrodo positivo), mientras que los iones positivos, o cationes, son atraídos y se desplazan hacia el cátodo (electrodo negativo).

La manera más fácil de recordar toda esta terminología es fijándose en la raíz griega de las palabras. Odos significa camino. Electrodo es el camino por el que van los electrones. Catha significa hacia abajo (catacumba, catástrofe). Cátodo es el camino por donde caen los electrones. Anas significa hacia arriba. Ánodo es el camino por el que ascienden los electrones. Ion significa caminante. Anión se dirige al ánodo y catión se dirige al cátodo. La nomenclatura se utiliza también en pilas. Una forma fácil también de recordar la terminología es teniendo en cuenta la primera letra de cada electrodo y asociarla al proceso que en él ocurre; es decir: en el ánodo se produce la oxidación (las dos palabras empiezan con vocales) y en el cátodo la reducción (las dos palabras comienzan con consonantes).

La energía necesaria para separar a los iones e incrementar su concentración en los electrodos es aportada por la fuente de alimentación eléctrica.

En los electrodos se produce una transferencia de electrones entre estos y los iones, produciéndose nuevas sustancias. Los iones negativos o aniones ceden electrones al ánodo (+) y los iones positivos o cationes toman electrones del cátodo (-).

En definitiva lo que ocurre es una reacción de oxidación-reducción, donde la fuente de alimentación eléctrica se encarga de aportar la energía necesaria.

Pilas voltaicas

En 1780 Luis Galvani, profesor de anatomía de la Universidad de Bolonia, Italia, al realizar un experimento, observó que las ancas de una rana recién muerta se crispaban y pataleaban al tocárselas con dos barras de metales diferentes. La explicación del fenómeno la dio poco tiempo después Alejandro Volta, profesor de física de la Universidad de Pavía, Italia, quien descubrió que la causa de tales movimientos crispantes de las ancas de la rana se hallaban en el paso de una corriente eléctrica producida por los dos metales diferentes; investigó como producir electricidad por reacciones químicas y en 1800, después de una amplia experimentación, inventó un dispositivo que se conoce como pila voltaica. Colocó una serie de pequeñas placas de cinc y plata, en pares, una arriba de la otra, separando cada par de placas por una tela humedecida con agua salada; el conjunto produjo una corriente eléctrica y fue este el origen de la primera pila eléctrica. Pronto la perfeccionó reemplazándola por una pila de dos elementos; cobre y cinc, sumergidos en una solución de ácido sulfúrico contenida en un recipiente.

En esta sencilla forma de pila primaria, las placas de cinc y de cobre están separadas por el electrolito. Si se conectan con un alambre, la corriente eléctrica fluye a través del conductor, pero tan pronto como el circuito se interrumpe porque el alambre se desconecta, deja de fluir. Esta pila no dura indefinidamente, ya que el ácido sulfúrico ataca al cinc, y cuando éste se consume, la pila se agota. Para reactivarla, será necesario reponer la placa de cinc y el ácido del electrólito. Debido a las reacciones químicas que tienen lugar dentro de la pila, se desprenden pequeñas burbujas de hidrógeno que se adhieren al electrodo de cobre y forman una capa aislante; cuando esto sucede, la corriente no pasa y se dice que la pila está polarizada. Para eliminar este inconveniente, se agregan ciertas sustancias químicas que se combinan con el hidrógeno y evitan los efectos polarizantes.

En tiempos pasados se usaron diversos tipos de pilas primarias para el funcionamiento de aparatos telefónicos, telegráficos, alarmas contra incendios, y otros sistemas de señales. En la actualidad, excepto en lugares sumamente alejados, la corriente eléctrica para estos fines se obtiene ya casi siempre directamente de las líneas de transmisión.

Las pilas se pueden dividir en dos tipos principales de estas, primarias o secundarias. Una pila primaria produce energía consumiendo algún químico que esta contiene. Cuando este se agota, la pila ya no produce

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