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domingo, 12 de junio de 2011

celda electrolítica

Resumen

En este proyecto científico tenemos como Objetivo General crear una celda electroquimica con el fin de producir energía electrolítica a partir de reacciones químicas de oxido-reducción y en Objetivos Específicos tenemos identificar el tipo de materiales para realizar las celdas electrolítica, Analizar las reacciones químicas como fuente principal para producir dichas energías que queremos obtener, Realizar Pruebas de acuerdo al alcance de la energía a base de reacciones químicas y Realizar Pruebas de acuerdo al alcance de la energía a base de reacciones químicas. Como materiales para realizar este proyecto tenemos:

· Para la celda voltaíca:

Agua destilada, Cables como conductores de electricidad, Una barra de zinc, Una barra de cobre, Acido Sulfúrico al 98% de su concentración, Multimetro (para medir cantidad de voltios que existan)

· Para la celda electrolítica:

Un Matraz Erlenmeyer, 2 lápices, Cables, Pila de 9v, Agua destilada, Bicarbonato de sodio

· Procedimientos para la celda Voltaica:

En los 2 vasos precipitados vertimos 100ml de agua destilada para cada vaso, luego con una pipeta medimos 1ml de acido sulfúrico (puesto que por cada 100ml de solución añadimos 1ml de solvente). A continuación pelamos el cable de ambas puntas, un cable va atado a la barra de zinc y el otro va atado a la barra de cobre. Prontamente ingerimos la barra de zinc en uno de los vasos precipitados y la barra de cobre en el otro vaso, proseguimos a medir con el multimetro que numero de voltajes se hallan en este.


· Procedimiento para la celda Electrolítica:

En el Matraz Erlenmeyer vertimos 100ml de agua destilada luego vertimos 1gr de bicarbonato de sodio. A continuación colocamos los lápices dentro del matraz y sobre ellos cables pelados que conectan la mina del lápiz a la pila de 9v.



Objetivo General

* Crear una celda electrolítica con el fin de producir energía electroquimica a partir de reacciones químicas de oxido-reducción.




Objetivos Específicos

* Identificar el tipo de materiales para realizar las celdas electrolítica.


* Analizar las reacciones químicas como fuente principal para producir dichas energías que queremos obtener.

* Realizar Pruebas de acuerdo al alcance de la energía a base de reacciones químicas y Realizar Pruebas de acuerdo al alcance de la energía a base de reacciones químicas.


Fundamento Teórico

Indudablemente una de las áreas de la termodinámica aplicada es el electro químico, mismo de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química.

Si crees que la termodinámica se relaciona con los motores de vapor, juegos de azar y cosas parecidas, que tiene pocas aplicaciones prácticas, diarias.

Algunas de estas aplicaciones están probablemente a su enlace. Ahora en la forma de aparatos que funcionan con baterías, computadoras portátiles, CD remoto, Reloj de pulsera, Calculadora o en la mucha formas de una joya chapeteada o plateada. La operación y creación de estos objetos, y muchos parecidos que se usa diariamente, implica los principios de la electroquímica.

Los procesos electroquímicos son reacciones redox/ Oxidacio-reduccion/ en donde la energía liberada por una reacción espontanea, se convierte en electricidad o la energía eléctrica se aprovecha para inducir una reacción química.

La oxidación y reducción esta separar físicamente de modo que la oxidación ocurre en un lugar y la reducción en otro generalmente. Los procesos electroquímicos requieren algún método por el cual introducir una corriente de electrones el sistema químico en reacción y algún método por el cual retirar electrones, en la mayoría de las aplicaciones el sistema reaccionante está contenido en una celda y los electrodos entra y sale la corriente eléctrica.


Tipos de Celdas Electroquímicas:

Hay dos tipos fundamentales de celdas y en ambas tiene lugar una reacción redox, y la conversión o transformación de un tipo de energía en otra:

Cuba electrolítica, mostrando los electrodos y la fuente de alimentación que genera la corriente eléctrica.


La celda voltaica transforma una reacción química espontánea en una corriente eléctrica, como las pilas y baterías. También reciben los nombres de celda galvánica, pila galvánica o pila voltaica. Son muy empleadas por lo que la mayoría de los ejemplos e imágenes de este artículo están referidos a ellas.


La celda electrolítica transforma una corriente eléctrica en una reacción química de oxidación-reducción que no tiene lugar de modo espontáneo. En muchas de estas reacciones se descompone una sustancia química por lo que dicho proceso recibe el nombre deelectrolisis. También reciben los nombres de celda electrolítica o cuba electrolítica. A diferencia de la celda voltaica, en la célula electrolítica, los dos electrodos no necesitan estar separados, por lo que hay un sólo recipiente en el que tienen lugar las dos semirreacciones.

Las semiceldas o semireacciones en una celda voltaica


Una celda galvánica o celda voltaica consta de dos semiceldas conectadas eléctricamente mediante un conductor metálico, y también mediante un puente salino. Cada semicélula consta de un electrodo y un electrolito. Las dos semicélulas pueden utilizar el mismo electrolito, o pueden utilizar electrolitos diferentes. Las reacciones químicas en la celda pueden implicar al electrolito, a los electrodos o a una sustancia externa (como en las pilas de combustible que puede utilizar el hidrógeno gaseoso como reactivo). En una celda voltaica completa, las especies químicas de una semicelda pierden electrones (oxidación) hacia su electrodo mientras que las especies de la otra semicelda ganan electrones (reducción) desde su electrodo. Un puente salino se emplea a menudo para proporcionar un contacto iónico entre las dos medias celdas con electrolitos diferentes, para evitar que las soluciones se mezclen y provoquen reacciones colaterales no deseadas. Este puente salino puede ser simplemente una tira de papel de filtro empapado en solución saturada de nitrato de potasio. Otros dispositivos para lograr la separación de las disoluciones son vasijas porosas y disoluciones gelificadas. Un recipiente poroso se utiliza en la pila de Bunsen (derecha).


También se les denomina semirreacciones pues en cada una de ella tiene lugar una parte de la reacción redox:


§ La pérdida de electrones (oxidación) tiene lugar en el ánodo.


§ La ganancia de electrones (reducción) en el cátodo.


Reacción de equilibrio:


Cada semicelda tiene una tensión característica llamada potencial de semicelda o potencial de reducción. Las diferentes sustancias que pueden ser escogidas para cada semicelda dan lugar a distintas diferencias de potencial de la celda completa, que es el parámetro que puede ser medido. No se puede medir el potencial de cada semicelda, sino la diferencia entres los potenciales de ambas. Cada reacción está experimentando una reacción de equilibrio entre los diferentes estados de oxidación de los iones; cuando se alcanza el equilibrio, la célula no puede proporcionar más tensión. En la semicelda que está sufriendo la oxidación, cuanto más cerca del equilibrio se encuentra el ion/átomo con el estado de oxidación más positivo, tanto más potencial va a dar esta reacción. Del mismo modo, en la reacción de reducción, cuanto más lejos del equilibrio se encuentra el ion/átomo con el estado de oxidación más negativo, más alto es el potencial.


Potenciales de electrodo y fuerza electromotriz de una pila:


El potencial o fuerza electromotriz de una pila se puede predecir a través de la utilización de los potenciales de electrodo, las tensiones de cada semicelda. (Ver tabla de potenciales de electrodo estándar). La diferencia de voltaje entre los potenciales de reducción de cada electrodo da una predicción para el potencial medido de la pila.


Los potenciales de pila tienen un rango posible desde 0 hasta 6 voltios. Las pilas que usan electrolitos disueltos en agua generalmente tienen potenciales de celda menores de 2,5voltios, ya que los oxidantes y reductores muy potentes, que se requerirían para producir un mayor potencial, tienden a reaccionar con el agua.


Tipos de Celdas Galvánicas

Principales tipos:


Las celdas o células galvánicas se clasifican en dos grandes caegorías:


§ Las células primarias transforman la energía química en energía eléctrica, de manera irreversible (dentro de los límites de la práctica). Cuando se agota la cantidad inicial de reactivos presentes en la pila, la energía no puede ser fácilmente restaurada o devuelta a la celda electroquímica por medios eléctricos.

§ Las células secundarias pueden ser recargadas, es decir, que pueden revertir sus reacciones químicas mediante el suministro de energía eléctrica a la celda, hasta el restablecimiento de su composición original.


Celdas galvánicas primarias:

Las celdas galvánicas primarias pueden producir corriente inmediatamente después de su conexión. Las pilas desechables están destinadas a ser utilizadas una sóla vez y son desechadas posteriormente. Las pilas desechables no pueden ser recargadas de forma fiable, ya que las reacciones químicas no son fácilmente reversibles y los materiales activos no pueden volver a su forma original.

Generalmente, tienen densidades de energía más altas que las pilas recargables, pero las células desechables no van bien en aplicaciones de alto drenaje con cargas menores de 75 ohmios (75 Ω).

Celdas galvánicas secundarias


Las celdas galvánicas secundarias debe ser cargadas antes de su uso; por lo general son ensambladas con materiales y objetos activos en el estado de baja energía (descarga). Las celdas galvánicas recargables o pilas galvánicas secundarias se pueden regenerar (coloquialmente, recargar) mediante la aplicación de una corriente eléctrica, que invierte la reacciones químicas que se producen durante su uso. Los dispositivos para el suministro adecuado de tales corrientes que regeneran las sustancias activas que contienen la pila o batería se llaman, de modo inapropiado, cargadores o recargadores.

La forma más antigua de pila recargable es la batería de plomo-ácido. Esta celda electroquímica es notable, ya que contiene un líquido ácido en un recipiente sellado, lo cual requiere que la celda se mantenga en posición vertical y la zona de estar bien ventilada para garantizar la seguridad de la dispersión del gas hidrógeno producido por estas células durante la sobrecarga. La celda de plomo-ácido es también muy pesada para la cantidad de energía eléctrica que puede suministrar. A pesar de ello, su bajo costo de fabricación y sus niveles de corriente de gran aumento hacen que su utilización sea común cuando se requiere una gran capacidad (más de 10A·h) o cuando no importan el peso y la escasa facilidad de manejo.

Un tipo mejorado de la celda de electrolito líquido es la celda de plomo-ácido regulada por válvula de sellado (VRLA,por sus siglas en inglés), popular en la industria del automóvil como un sustituto para la celda húmeda de plomo-ácido, porque no necesita mantenimiento. La celda VRLA utiliza ácido sulfúrico inmovilizado como electrolito, reduciendo la posibilidad de fugas y ampliando la vida útil. Se ha conseguido inmovilizar el electrolito, generalmente por alguna de estas dos formas:

§ Celdas de gel que contienen un electrolito semi-sólido para evitar derrames.

§ Celdas de fieltro de fibra de vidrio absorbente, que absorben el electrolito en un material absorbente realizado con fibra de vidrio especial.

Otras células portátiles recargables son (en orden de densidad de potencia y, por tanto, de coste cada vez mayores): celda de níquel-cadmio (Ni-Cd), celda de níquel metal hidruro (NiMH) y celda de iones de litio (Li-ion). Por el momento, las celdas de ion litio tienen la mayor cuota de mercado entre las pilas secas recargables. Mientras tanto, las pilas de NiMH han sustituido a las de Ni-Cd en la mayoría de las aplicaciones debido a su mayor capacidad, pero las de NiCd siguen usándose en herramientas eléctricas, radios de dos vías, y equipos médicos.

Algunos tipos de celdas galvánicas:

§ Celda de concentración

§ Celda electrolítica

§ Pila galvánica

§ Batería de Lasagna

§ Batería de limón.


Metodología

* Materiales:

Materiales para realizar este proyecto tenemos:


Para la celda voltaíca:


· 2 vasos precipitados

· Agua destilada

· Cables como conductores de electricidad

· Una barra de zinc

· Una barra de cobre

· Acido Sulfúrico al 98% de su concentración

· Multimetro (para medir cantidad de voltios que existan)


Para la celda electrolítica:


· Un Matraz Erlenmeyer

· 2 lápices

· Cables

· Pila de 9v.

· Agua destilada

· Bicarbonato de sodio


* Procedimientos de Elaboración:


Procedimientos para la celda Voltaica:


En los 2 vasos precipitados vertimos 100ml de agua destilada para cada vaso, luego con una pipeta medimos 1ml de acido sulfúrico (puesto que por cada 100ml de solución añadimos 1ml de solvente). A continuación pelamos el cable de ambas puntas, un cable va atado a la barra de zinc y el otro va atado a la barra de cobre. Prontamente ingerimos la barra de zinc en uno de los vasos precipitados y la barra de cobre en el otro vaso, proseguimos a medir con el multimetro que numero de voltajes se hallan en este.


Procedimiento para la celda Electrolítica:


En el Matraz Erlenmeyer vertimos 100ml de agua destilada luego vertimos 1gr de bicarbonato de sodio. A continuación colocamos los lápices dentro del matraz y sobre ellos cables pelados que conectan la mina del lápiz (siendo la mina del lápiz como conductor de electricidad) a la pila de 9v.


* Resultado:


Celda Voltaica:

En la celda voltaica encontramos como respuesta que de las reacciones químicas (acido Sulfúrico con agua destilada) internas, no dio Energía Eléctrica, correspondiente a 2w (que fueron medidos o captados por un multimetro). El zinc al tener contacto con el acido sulfúrico produce efervescencia por someter un metal (zinc) a un acido (acido sulfúrico) liberando el zinc los electrones y el otro los recibe (cobre).


Celda Electrolítica:

En la celda electrolítica nos dio como resultado que la energía de la pila de 9w actúa como un catalizador para que esta rompa la molécula de agua (H2O), separando el hidrogeno del oxigeno, dando a si producir un proceso de efervescencia.



* Aplicabilidad en la vida cotidiana:

· Una Celda electroquímica la podemos utilizar o encontrar en una pila común que podríamos encontrar en nuestros hogares, esta pilas, pilas de computadoras portátiles, reloj de pulsera y calculadoras, siendo hecha por medio de estos procesos pero más avanzados




Materiales:



Para la Celda Voltaíca:



Cuchara de porcelana


Ácido Sulfurico al 98%


Bicarbonato de Sodio





Zinc



Vasos Precipitados


Cuchara de porcelana, agitador y pipeta

Agitador


Multimetro

Pipeta



Para la celda Electroquimica:

Pila de 9w

Cables


Multimetro


Lapices


Matras de Erlenmeyer








Conclusiones


* Para concluir podemos decir que la celda electroquímica nos ayuda a conocer como de una composición de reacciones químicas podremos demostrar o producir energía eléctrica.

* Existen dos tipos de celdas electroquímicas que una diferencia a otra como la celda voltaica que dicha celda es cuando de un circuito eléctrico actuamos sobre una composición química; y la celda Electrolítica es cuando dependemos de una reacción química para producir energía eléctrica.