Pilas Galvanicas

Objetivos:

En esta práctica el alumno conocerá lo que es una pila galvánica con una pequeña explicación del profesor, después de esto las brigadas armaran su propia pila galvánica, al hacerlo observaran las reacciones que se presentan en el cátodo y en el ánodo de la pila, al terminar se mediara la fuerza electromotriz dada por el multímetro digital, y por último se tomara el porcentaje de error obtenido.

Marco Teórico:

Pila galvánica:

Célula, célula galvánica, pila galvánica o celda voltaica 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.

EQUIPO Y MATERIAL

.2 vasos de precipitados de 30 [ml].

.2 cables caimán

.2 cables de conexión banana-banana.

.1 lija de agua, delgada.

.1 multímetro digital WAVETEK.

.1 tira de papel filtro de 15 [cm] x 1 [cm], aproximadamente.

.1 pinza para cristales.

REACTIVOS

.1 electrodo de cobre

.1 electrodo de cinc

.Disolución 1 [M] de CuSO4.5H2O

.Disolución 1 [M] de ZnSO4

.Disolución 1 [M] de KCl.

Actividad 1:

El profesor nos proporcionó los conocimientos necesarios con una explicación previo a la práctica para tener los conocimientos y recomendaciones necesarias para poder manejar los materiales y reactivos de una forma correcta.

Actividad 2:

En esta actividad se sugirió que si los electrodos se encontraban oxidados se introdujeran en ácido sulfúrico (30s) y enjuagarlos con agua de la llave o destilada, no hubo necesidad de hacerlo ya que los electrodos se encontraban perfectamente

Actividad 3:

1. Adicione aproximadamente 25 [ml] de la disolución de CuSO4.5H2O 1 [M] en uno de los vasos de precipitados y en el otro vaso de precipitados agregue aproximadamente 25 [ml] de la disolución de ZnSO4 1 [M].

2. Verifique que el multímetro se encuentre apagado y con todos los botones hacia fuera.

3. Conecte el cable rojo al borne rojo, el cable negro al borne negro que se encuentran en el lado izquierdo superior del multímetro.

4. Utilice los cables caimán para conectar los cables del multímetro a los electrodos. El cable rojo a la lámina de cobre y el cable negro a la lámina de

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