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Investiacion y experimentos sobre pila galvanica...

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PILA GALVANICA DE COBRE Y ZINC QUÌMICA-ELECTROQUÌMICA

| PRIMER SEMESTRE

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INTEGRANTES DEL EQUIPO.      

CAZAUX MONREAL AGUSTIN MAURICIO GARCIA AGUILAR GENARO VICTOR ANDRES MATADAMAS GARCIA BRYAN RAMIREZ MATIAS ARIADNA MONTSERRAT SUMANO ARANGO CRISTOBAL

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Contenido INTEGRANTES DEL EQUIPO.................................1 RESUMEN...........................................................3 CELDA GALVANICA..............................................3 FUNCIONAMIENTO DE UNA CELDA GALVANICA... .3 INTRODUCCION..................................................4 1. PLANTEAMIENTO DE LA INVESTIGACIÓN.........5 1.1 Planteamiento del problema...........................5 1.2 Antecedentes.................................................5 1.3 Justificación...................................................6 1.4 Objetivos.......................................................6 1.5 Hipótesis.......................................................6 2. Marco teórico..................................................7 3. Desarrollo experimental..................................10 4. Análisis y discusión de resultados....................12 5. Conclusiones.................................................13 6. Referencias...................................................14

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RESUMEN CELDA GALVANICA Las celdas galvánicas, son un dispositivo en el que la transferencia de electrones que se produce a través de un circuito externo en vez de ocurrir directamente entre los reactivos; de esta manera el flujo de electrones puede ser utilizado para hacer funcionar algún aparato eléctrico “Cuando la reacciones redox, son espontáneas, liberan energía que se puede emplear para realizar un trabajo eléctrico. Esta tarea se realiza a través de una celda voltaica (o galvánica)”

En la siguiente figura, se muestran los componentes fundamentales de una celda galvánica o voltaica:

Ilustración 1.- Estructura de una celda galvánica convencional

FUNCIONAMIENTO DE UNA CELDA GALVANICA En la semicelda anódica ocurren las oxidaciones, mientras que en la semicelda catódica ocurren las reducciones. El electrodo anódico, conduce los electrones que son liberados en la reacción de oxidación, hacia los conductores metálicos. Estos conductores eléctricos conducen los

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4 electrones y los llevan hasta el electrodo catódico; los electrones entran así a la semicelda catódica produciéndose en ella la reducción.

INTRODUCCION Estamos acostumbrados a vivir en una especie de dependencia eléctrica, desde que despertamos gracias a una alarma hasta que nos dormimos revisando notificaciones en el celular, nuestra vida, se ha vuelto completamente una rutina que va de a mano de la tecnología y con esto a la par del uso de la energía eléctrica. Pareciera que nacimos sabiendo cómo utilizar cada aparato eléctrico que este frente a nosotros, pero es entonces cuando esta costumbre nos aleja del querer conocer los fundamentos de por qué y cómo podemos hacer de nuestra vida más sencilla gracias a la electricidad. William Gilbert fue el primer científico en acuñar el termino electricidad, etimológicamente la palabra electricidad nos hace referencia al electrón, motivo por el que todas nuestras inquietudes deben redirigirse hacia este concepto en específico. Cuando hablamos de electrón automáticamente viene a nosotros la imagen de una partícula que se encuentra alrededor del núcleo del átomo y que tiene carga eléctrica negativa[ CITATION RAE \l 3082 ]. Para este punto es casi obvio que estamos dirigiendo nuestras inquietudes cotidianas con respecto a la electricidad hacia la rama de la química y es que, todo lo que a nuestro alrededor sucede está completamente en dependencia de esta. Es entonces que decidimos conocer si no por completo, si una parte la producción de energía eléctrica desde una percepción química, conocer no solo de forma teórica el porqué de los acontecimientos que propician la trasferencia de electrones y la utilización que a esto le damos cotidianamente sino que además poner en práctica este conocimiento para hacerlo funcional y tangible. Como ingenieros civiles estamos en el entendimiento de que la utilización de los principios de electricidad e inclusive los de corrosión son y serán parte fundamental de nuestro desempeño laboral cotidiano, por lo que realizamos este proyecto con motivos propios de la curiosidad personal, pero también queriendo entender, conocer y adentrarnos un poco más en temas que sin duda serán indispensables en nuestro campo laboral.

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1.

PLANTEAMIENTO DE LA INVESTIGACIÓN 1.1 Planteamiento del problema

Es necesario que como ingenieros civiles tengamos pleno conocimiento de las áreas donde nos desempeñaremos y entre estas, una de las principales es la relacionada con instalaciones eléctricas, parte fundamental del desarrollo social y que además es indispensable para la construcción y brindar confort en cada uno de los proyectos que realicemos. Visto desde la perspectiva de la química, la electricidad es un proceso microscópico más que un acontecimiento tangible, como la mayoría de nosotros podríamos percibirlo, es entonces cuando nace en nosotros, estudiantes de ingeniería civil en su primer semestre de preparación profesional la incógnita sobre ¿Qué procesos químicos nos permiten la obtención de energía eléctrica? Decidimos entonces indagar más sobre el tema y querer hacer sencilla la explicación sobre por qué y como la química explica este proceso, además de poder hacerlo tangible y dinámico al llevarlo al área experimental.

1.2 Antecedentes Luigi Galvani y Alessandro Volta fueron los pioneros de la celda galvánica o celda voltaica, la cual es una celda electroquímica que obtiene energía eléctrica a partir de reacciones redox espontaneas que tienen lugar dentro de la misma. Generalmente consta de dos metales, uno denominado “más noble” que otro y un puente salino. 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

Llevar a la práctica una celda galvánica es una manera práctica y eficiente de mostrar y entender los procesos de corrosión galvánica y por qué su estudio dentro de la electroquímica.

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6 Llevar a cabo una pila galvánica implica utilizar conocimientos y conceptos propios de electrolisis cuando, como nosotros pretendemos no utilizar un puente salino y utilizar una disolución de H 2 O y NaCl

1.3 Justificación Somos un equipo de futuros ingenieros civiles, conscientes de que el trabajo en equipo es fundamental para nuestro campo laboral y con una inquietud común: El conocer por qué y cómo pueden funcionar todos esos aparatos que usamos cotidianamente, para asi, en un futuro emplear este conocimiento en nuestro campo laborar, brindar confort, seguridad y desarrollo con nuestras obras siendo conscientes del porqué de lo relacionado con la electricidad.

1.4 Objetivos  Objetivo General Llevar a cabo un estudio comparativo del poder oxidante de distintos pares redox, a través de la construcción de una pila galvánica a base de un ánodo de zinc, un cátodo de cobre y una solución salina de cloruro de sodio.

 Objetivos específicos  Llevar a la práctica los conocimientos adquiridos sobre electroquímica.  Hacer de este proyecto una representación tangible y macroscópica de los alcances químicos del proceso de corrosión galvánica.

1.5 Hipótesis Se espera que la realización de esta pila galvánica, produzca un voltaje de aproximadamente .8v y que conectada en serie nos proporcione la capacidad de hacer funcionar un motor o encender un led. Comprobaremos la relación entre la cantidad de solución salina y el voltaje, además de implementar agua oxigenada para una mayor eficiencia. Buscamos no solo demostrar el correcto funcionamiento de una pila galvánica sino entender el proceso de corrosión galvánica para utilizar este conocimiento en nuestras áreas de mayor interés. Comprender la relación entre la concentración de un electrolito y su conductividad.

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2.

Marco teórico

2.1 Importancia y antecedentes en materia de conocimiento sobre pilas galvánicas Los investigadores en la didáctica de la química han detectado dificultades y concepciones alternativas en el aprendizaje de la electroquímica. En concreto, en los estudios Garnett, Garnett y Treagust (1990a, 1990b) se pone de manifiesto poca comprensión y muchos errores conceptuales en electroquímica, que los autores atribuyen a las siguientes razones: desconocimiento de los prerrequisitos, interpretaciones erróneas del lenguaje, uso de múltiples definiciones y modelos, y aprendizaje de conceptos y algoritmos de resolución sin la comprensión adecuada. En estudios posteriores, Garnett y Treagust (1992a, 1992b) llevaron a cabo entrevistas clínicas a estudiantes de enseñanza secundaria que revelaron ideas erróneas sobre: la identificación de cátodo y ánodo, y sus funciones; el flujo de corriente en las celdas electroquímicas, su origen y las partículas responsables, y la función del puente salino en las celdas galvánicas. Ogude and Bradley (1994) en un trabajo realizado con estudiantes de secundaria y universitarios pudieron comprobar que un gran número de ellos creen que los electrones circulan a través del puente salino y de las disoluciones electrolíticas, e incluso no son capaces de señalar el sentido del movimiento de iones y electrones de manera correcta. Posteriormente estos mismos autores (Ogude y Bradley, 1996) identificaron las dificultades de los estudiantes en las celdas electroquímicas, que hallaron sobre todo relacionadas con: componentes, fuerza electromotriz, procesos en los electrodos y terminología. Sanger y Greenbowe (1997a, 1997b) replicaron unos años después las entrevistas sobre celdas galvánicas y electrolíticas efectuadas por Garnett y Treagust (1992a, 1992b) y las ampliaron para el caso de las celdas de concentración. Hallaron los mismos errores conceptuales y señalaron algunos más, concluyendo, entre otras cosas, que los estudiantes no saben explicar cómo se origina la corriente eléctrica; creen que ánodo y cátodo dependen de su localización física; piensan que el cátodo siempre está cargado positivamente y ánodo negativamente; sostienen que los electrones fluyen por las disoluciones acuosas, y afirman que el flujo de corriente iónico en los electrolitos y puente salino es debido únicamente a los aniones.[ CITATION Bea14 \l 2058 ] También Sanger y Greenbowe (1999) efectuaron un análisis de libros de texto que les llevó a concluir que dichos libros pueden ser origen de muchos de los errores conceptuales en electroquímica. En particular, descubrieron contenidos en los textos que no muestran las relaciones entre conceptos, y que pueden inducir a creer que los electrones pueden fluir por las disoluciones electrolíticas y el puente salino. En esta misma línea, Sanmartín, SolazPortolés y Sanjosé (2013) han analizado libros de texto de 2º de Bachillerato españoles para conocer cómo se presentan los conceptos más problemáticos relacionados con celdas galvánicas, y sacan a la luz que en la mayoría de los textos no aparecen explicaciones, razonamientos o ilustraciones adecuadas sobre:

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8 a) El origen de la diferencia de potencial entre los terminales de la celda electroquímica. b) Características del flujo de corriente eléctrica generada. c) Movimiento de electrones y de iones en cada parte de lapila. d) Papel del puente salino en la celda electroquímica.[ CITATION Bea14 \l 2058 ]

2.2 Fundamentos de corrosión. Una definición bastante aceptable de la corrosión es el deterioro que sufre un material a consecuencia de un ataque químico por su entorno. Siempre que la corrosión esté originada por reacción química, la velocidad a la que tiene lugar dependerá en alguna medida de la temperatura y de la concentración de los reactivos y de los productos. Otros factores, como el esfuerzo mecánico y la erosión también, pueden contribuir al deterioro. La mayor parte de la corrosión de los materiales concierne al ataque químico de los metales, el cual ocurre principalmente por ataque electroquímico, ya que los metales tienen electrones libres que son capaces de establecer pilas electroquímicas dentro de los mismos. Las reacciones electroquímicas exigen un electrolito conductor, cuyo soporte es habitualmente el agua. De aquí que en ocasiones se le denomine "corrosión acuosa". Muchos metales sufren corrosión en mayor o menor grado por el agua y la atmósfera. Los metales también pueden ser corroídos por ataque químico directo procedente de soluciones químicas.[ CITATION Cha83 \l 2058 ] Otro tipo de degradación de los metales que sucede por reacción química con el medio, es lo que se conoce como "corrosión seca", que constituye en ocasiones una degradación importante de los metales especialmente cuando va acompañado de altas temperaturas. Materiales no metálicos como las cerámicas y los polímeros no sufren el ataque electroquímico pero pueden ser deteriorados por ataques químicos directos. Por ejemplo, los materiales cerámicos refractarios pueden ser atacados químicamente a altas temperaturas por las sales fundidas. Los polímeros orgánicos pueden ser deteriorados por el ataque químico de disolventes orgánicos. El agua es absorbida por algunos polímeros orgánicos, provocando en ellos cambios dimensionales o en sus propiedades. La acción combinada de oxígeno y radiación ultravioleta es susceptible de destruir algunos polímeros, incluso a temperatura ambiente. Un principio natural en todos los campos de las ingenierías es la degradación de las máquinas y piezas en servicio. Es obvio demostrar que la corrosión constituye una de las fuentes importantes de degradación de los ingenios diseñados por el técnico. Combatir la corrosión significa: prolongar el tiempo de servicio de un ingenio, disminuir su mantenimiento, diseñar con menor costo para un tiempo definido de servicio, o, cuando no, impedir accidentes que pueden provenir de fracturas súbitas, consecuencias del proceso corrosivo.

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9 2.2.1 PRINCIPIOS ELECTROQUÍMICOS DE LA CORROSIÓN. Interesa recordar algunos aspectos importantes sobre las reacciones de oxidación reducción en las semipilas: 1. Reacción de oxidación. La reacción de oxidación por la cual los metales forman iones que pasan a solución acuosa recibe el nombre de reacción anódica, y las regiones locales en la superficie de los metales donde la reacción de oxidación tiene lugar reciben el nombre de ánodos locales. En la reacción anódica, se producen electrones, los cuales permanecen en el metal, y los átomos del metal forman cationes 2. Reacción de reducción. La reacción de reducción en la cual un metal o un no metal ve reducida su carga de valencia recibe el nombre de reacción catódica. Las regiones locales en la superficie del metal donde los iones metálicos o no metálicos ven reducida su carga de valencia reciben el nombre de cátodos locales. En la reacción catódica hay un consumo de electrones.

3. Las reacciones de corrosión electroquímica involucran reacciones de oxidación que producen electrones y reacciones de reducción que los consumen. Ambas reacciones de oxidación y reducción deben ocurrir al mismo tiempo y a la misma velocidad global para evitar una concentración de carga eléctrica en el metal.[ CITATION UNI14 \l 2058 ]

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10 [ CITATION UNI14 \l 2058 ]

3.

Desarrollo experimental

Sábado 26 de noviembre de 2016: Parte fundamental de este experimento es conseguir los materiales necesarios, utilizamos para esto:

        

Trozos de tubo de cobre Lamina de zinc Solución a 1M de cloruro de sodio Solución saturada de cloruro de sodio Cables de caimán Led Motor de computadora de 3v Tubo de PVC como aislante Agua oxigenada.

Partiendo de la condición de realizar la práctica a 1 Molar realizamos los cálculos necesarios para cumplir con las condiciones establecidas, asi partiendo de que una solución 1M de NaCl, tiene 1 mol de NaCl por 1.000 g de disolvente (1Kg)

    

Peso molecular del NaCl = 58,45 gramos. 1 mol de NaCl pesa: 58,45 g Peso de soluto (NaCl)=58,45 g Peso de disolvente (agua)=1.000 g peso total de solución= 1058,45 g

Procedimiento:





Para preparar la disolución a 1M: 1. Pesar en una balanza analítica 58,45 g de NaCl en un vaso. 2. Pesar en otro vaso amplio; 1.000 g de agua 3. Añadir poco a poco el agua que se pesa, al vaso 1 agitando hasta disolución completa Para preparar una solución saturada 1. Tomando en cuenta que una solución saturada de sodio cumple con que La solubilidad del NaCl en agua es de 39 g de NaCl por cada 100 g de agua, a 20 °C, agregamos esta cantidad de sal en proporción a un litro de agua. 390g

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11 Para comenzar, colocamos el tubo de cobre en un recipiente junto con la lámina de zinc, separados por tubo de PVC como aislante, conectamos un cable de caimán a cada uno de los metales y medimos el voltaje que al agregarse la solución salina ofrecía nuestra pila. Probamos esto con los dos tipos de disoluciones. Conectamos tres pilas de este tipo en serie para sumar sus voltajes, los medimos y notamos que permitía el hacer encender un led. Es importante mencionar que esta batería galvánica tiene una duración extensa, hasta que se corroe el zinc y que es funcional siempre y cuando se utilice un metal menos noble que el otro.

Ilustración 2

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4.

Análisis y discusión de resultados

Al realizar las pruebas de voltaje se llegaron a las siguientes conclusiones.

NaCl 58.45g

.43v

voltaje de una celda

1.18v

voltaje de la bateria

Solucion a 1M

Nacl 390g

.81V

voltaje de una celda

2.45v

Voltaje de la bateria

solucion saturada

Ilustración 3

Entre los resultados obtenidos, la principal diferencia se encuentra en el voltaje que ofrece la batería según la solución salina que se le agregue.

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5.

Conclusiones

Elaborar un proyecto que incluya nuestros conocimientos previos sobre el tema y además nos permita ser parte de un nuevo conocimiento representa un reto como estudiantes, la organización en equipo y el elaborar metodológicamente un experimento es parte fundamental del compañerismo y de ser formados como profesionales con valor. En este proyecto, en particular tuvimos la oportunidad de trabajar con personas que quizá no se encuentran dentro de nuestra zona de confort y que sin embargo siempre nos pueden ofrecer un nuevo aprendizaje. Estamos seguros que colaborar para llevar a un fin exitoso un proyecto hoy es la base para en un futuro desempeñarnos como profesionistas exitosos y capaces de trabajar en equipo. Respecto al proyecto y al enfoque cualitativo que le dimos, estamos satisfechos con los resultados. Aprendimos y comprobamos que una disolución que contenga un electrolito será capaz de transportar corriente eléctrica, y con esto entender la conductividad electrolítica. Notamos que los iones del electrolito deben moverse libremente para que se presente la conducción electrolítica. Fuimos capaces de notar que a mayor concentración salina mayor es la conductividad de nuestra batería e inclusive probamos con varios aparatos eléctricos cotidianos para hacerlos funcionar a base de nuestro experimento. Sin duda, realizar un proyecto como este hace divergir nuestros pensamientos y nos coloca en una postura de siempre querer aprender más, estamos en la edad de empaparnos de todo el conocimi...