CELDA DE DANIELL Y PILA DE VOLTA

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Electrones teóricos[pic 34]

Electrones experimentales[pic 35]

- Pila de Volta (Electrolito: Misma solución de NaNO3)

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Número de capas

Voltaje

1

0.720

2

0.732

3

0.750

4

0.755

DISCUSIÓN

La celda y la pila al ser sistemas galvánicos, son reacciones espontáneas por ser positivas, lo que indica que no requieren un flujo externo de electrones. El puente salino ayuda a que los iones puedan moverse entre ambas semi-celdas.

El gráfico 1 muestra la pendiente teórica en la que se determina que la concentración afecta proporcionalmente la interacción en la reacción () y en la y gráfico 2 pasa lo mismo. Las celdas 7, 8 y 9 en las que las concentraciones de productos son las más bajas, y sus reactivos con mayores concentraciones, es donde se presentaron los Ec más altos, en ejemplo, la celda 8 en la que da uno de los mayos Ec de la tabla se debe a que la concentración de su reactivo es la mayor, siendo así su tendencia a formar productos, buscando un equilibrio, marcando el mayor valor en voltios de las tres celdas. Lo anterior se ve reflejado teóricamente como experimentalmente. En caso de que las concentraciones son iguales Ec depende la resta entre de la reacción porque Ln (1) es cero “0” esto indica que no hay flujo de electrones en la celda por parte de las concentraciones de productos y reactivos (Atkins De Paula, 2007), además de que hace que sea nulo el efecto de la temperatura y el número de electrones, como se ve en la gráfica 1; esto hace que se refleje a plena vista solo siete puntos, pero en realidad están tres puntos sobre puestos que son los de las celdas 1, 5 y 9 teniendo un volteje de 1,10 V (gráfica 1) y muy cercanos a 1.10 V (gráfica 2) en ambas un Ln(prod/reac) igual a cero “0” interceptando en y. En las celdas en las que la concentración de productos es mayor que la de reactivos Ec es menor a comparación de otras celdas que tienen la misma concentración de reactivos.[pic 37][pic 38]

En el experimento realizado la cantidad de electrones promedio que se compartieron en cada celda es de 1.3, y teóricamente según las semirreacciones el cálculo de n debieron de dar 2 electrones. Estos 1.3 electrones son coherentes a lo que se esperaba ya que si tenemos en cuenta las condiciones que se trabajó y otros factores hace compleja la cuantificación exacta de electrones con este método, teniendo mayor precisos con procedimientos cuánticos.

La oxidación Zn y la reducción del Cu, con el puente de papel más electrolito que se hizo en este experimento de capas de (Zn, Cu y electrolito con papel) da una cantidad de voltios dando como resultado la pila de volta, al aumentar las capas, estos voltios aumentan siendo ésta la importancia ya que se aplica el mismo fundamento para baterías de hoy en día (angiolani, 1960).

CONCLUSIONES

- Tanto en los procesos electroquímicos como electrolíticos se llevan a cabo reacciones de oxidación y reducción. Cada una de las cuales se llevan a cabo en un sitio específico (electrodo) y generan un flujo de electrones (corriente eléctrica). Sin embargo, existen diferencias significativas entre ambos procesos, específicamente en el hecho de que las reacciones en un dispositivo electroquímico son espontáneas; mientras que para llevar a cabo la electrólisis se requiere suministrar energía ya que no es un proceso espontáneo. Es por ello que las baterías funcionan poniendo en práctica fundamentos electroquímicos ya que generan electricidad a partir de las reacciones que se producen entre las sustancias que las componen.

- El uso del puente salino es importante pues concentra a las dos soluciones, evita su mezcla además que elimina completamente el potencial de unión y que Ec medido sea simplemente la suma de los dos potenciales de los electrodos. Los electrolitos que mejor dan electricidad son los que tengan mejor iones libres.

- La diferencia de potencial varía con la concentración, es decir, mientras más diluida es la solución, el potencial decrecerá.

- La masa desprendida en un electrodo de una solución es proporcional a la cantidad de electricidad que está pasando.

BIBLIOGRAFÍA

- Angiolani, A. (1960). Introducción a la química industrial: fundamentos químicos y tecnológicos. Santiago de Chile: Andres Bello.

- Atkins De Paula, J. D. ( 2007). Química Física. Argentina: Panamericana.

- Principios de química. Richard E. Dickerson. Editorial Reverté, 1992. Pág. 677