Pila de Daniels

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DESARROLLO EXPERIMENTAL

Parte A: Celdas Galvánicas.

- Cortar 5 tubos de cobre de 4cm c/u, cortar tubo de pvc (como aislante) de 3.8cm c/u, cortar 5 tiras de Zinc de 5cm c/u, para formar ánodo y cátodo respectivamente.

- Soldar los cables en la parte superior externa de los tubos y en las de zinc en la parte superior.

- biselar lo tubos de pvc considerablemente para el paso de electrones.

- insertar los tubos de cobre en los plásticos de Pet.

- Montar los aislantes para después colocar los ánodos.

- Conectar las puntas soldadas de cable en forma seriada positivo y negativo respectivamente según el número de celdas utilizadas.

- Colocar el dispositivo de let polarizado previamente.

- Preparar la solución salina con los porcentajes dados agregándole 1ml de peróxido de hidrógeno, para ir depositando en cada contenedor para que finalmente se proceda la medición del voltaje observando la reacción química entre las dos celdas, dándole energía al let.

PARTE B: Construcción de una pila galvánica.

- Se cortan los tubos a 9cm, para después abrirlos en forma transversal formando placas, se cortan las láminas de Zinc 9x6cm, se cortan el papel aislante de 9x6cm haciéndole varias perforaciones que permitan el paso de los electrones.

- Se arma las celdas con los papeles aislantes intercalados con sus respectivas puntas de cable conectando cada par en serie según el número de celdas.

- Ya aislada cada celda se cubren completamente una de la otra metiéndolas en una bolsa de plástico para así impedir un posible puente salino que interrumpa el paso de la corriente hacia los electrodos.

- Una vez agrupado las capas de celda se procede a montar la pila en un recipiente cuadrado proporcional a las celdas para una mejor distribución de la solución salina en cada celda.

- Separar el polo positivo lado izquierdo, y polo negativo lado derecho para facilitar conexión.

- Agregar la solución, tratando de que los niveles sean los mismos para cada bloque de celda, dado que a menor nivel, producirá un menor voltaje cada celda haciéndola muy variable.

- Finalmente se esperan unos segundos para la medición del voltaje nominal utilizando un voltímetro digital.

Los siguientes diagramas de flujo, resumen el procedimiento presentado anteriormente.

DIAGRAMA DE FLUJO

Parte A. Celdas Galvánicas.

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PARTE B: Construcción de una pila galvánica.

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Esperar[pic 103][pic 104][pic 105][pic 106][pic 107][pic 108][pic 109]

RESULTADOS Y DISCUCIONES

La solución generada (electrolito), se preparó con 50 gramos de cloruro de sodio, 10 mL de peróxido comercial y un litro de agua, las cuales se distribuyeron en pequeños compartimientos que contenían las placas de cobre y zinc con un peso inicial de 30.5 y 38 gramos para el zinc y el cobre respectivamente.

Cada celda se llenó con 30 mL de electrolito con sus respectivos metales, generando así una diferencia de potencial de 0.701 V por celda. La evaluación se realizó con un LED de 1.5 V por lo que el número de celdas requeridas para la evaluación fue de:

[pic 110]

Posteriormente se evaluó si el incremento de voltaje es proporcional al número de celdas conectadas con un motor de 6V, se hizo la estimación del número de celdas que satisfagan el voltaje deseando

[pic 111]

Al conectarse las nueve celdas el motor funciono.

[pic 112]

Donde la línea roja es voltaje calculado, y la azul el voltaje medido experimentalmente.

Al finalizar el proceso de la pila que es cerca de 6hrs el led deja de estar encendido, y esto es debido a que el voltaje ya no es suficiente para encender el LED.

Para ello se retiraron las placas de los metales y se pesaron nuevamente para ver que tanto se había corroído el metal que se haya oxidado en este caso el zinc, dando una perdida material de este metal.

Zinc (gramos)

Inicial

Final

Oxidado

30.5

28.4

2.1

Así la pérdida del zinc en la pila resulta ser de 5.35 mmol/hr.

Con un Amperaje de 0.2864 A.

Al pesarse el cobre antes y después de las pruebas se obtuvieron 38 y 39.9 gramos, que era de esperarse por la adición de iones Cu2+ al electrodo de cobre, y una pequeña perdida por la oxidación del cobre.

Conclusiones

La