ELECTROQUIMICA

UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE AGUASCALIENTES

CENTRO DE CIENCIAS BÁSICAS

DEPARTAMENTO DE MATEMÁTICAS Y FÍSICA

Electricidad y Magnetismo

Practica 7:

“ELECTROQUÍMICA”

Prof. Horacio Méndez

Alumnos:

Andrade de la Cruz Ramon

Ávila Díaz Roberto Carlo

Grimaldo Figueroa Juan Francisco

Fecha de entrega: 23 de octubre de 2013

Fecha de realización: 16 de septiembre de 2013

OBJETIVO

• Construir el modelo de una celda primaria húmeda o celda básica, determinar el voltaje producido y explicar las reacciones químicas que se dan entre los electrodos y el electrolito.

• Construir el modelo de una celda secundaria húmeda, medir el voltaje producido por esta, determinar cómo es que se carga la celda y establecer las diferencias existentes entre esta celda y la anterior.

HIPOTESIS

Al construir las celdas primarias y secundarias, correctamente con los materiales necesarios, estas deberán producir un voltaje capas de ser medido con el multímetro.

MARCO TEORICO

ELECTROLITO

Un electrólito o electrolito es una sustancia que puede someterse a la electrolisis .Los electrolitos contienen iones libres que actúan como conductores eléctricos.

Es posible distinguir entre electrolitos en soluciones iónicas, electrolitos fundidos y electrolitos sólidos, según la disposición de los iones. Los más frecuentes son los electrolitos que aparecen como soluciones de sales, bases o ácidos. Estas soluciones de electrolitos pueden surgir por la disolución de polímeros biológicos (como el ADN) o polímeros sintéticos (el polientirensulfonato), obteniendo una gran cantidad de centros cargados.

Puede definirse al electrolito como el solvente que se disuelve en agua para generar una solución capaz de conducir la corriente. Cuando, en una solución, un alto porcentaje del soluto se disocia para crear iones libres, se habla de electrolitos fuertes. En cambio, si la mayor parte del soluto no consigue disociarse, puede hacerse referencia a los electrolitos débiles.

Es importante destacar que los seres vivos necesitan un delicado balance de electrolitos entre el medio interno de las células y el medio extracelular. La ósmosis requiere de este equilibrio para regular el pH sanguíneo, el funcionamiento de los músculos y la hidratación corporal, por ejemplo. El magnesio, el sodio, el calcio y el potasio son algunos de los iones primarios de los electrolitos en la fisiología.

ELECTRODO

El electrodo es el electrodo en un sistema electroquímico en el que está ocurriendo la reacción de interés. El electrodo se utiliza a menudo en combinación con un electrodo auxiliar, y un electrodo de referencia en un sistema de tres electrodos. Dependiendo de si la reacción en el electrodo es una reducción o una oxidación, el electrodo de trabajo puede ser contemplado como catódico o anódico. La mayoría de los electrodos de trabajo consisten en metales inertes, como oro, plata o platino, carbón inerte como carbón vítreo o carbón pirolítico, electrodos de gota de mercurio y electrodos de película.

• Electrodo catódico: El ánodo es un electrodo en el que se produce una reacción de oxidación, mediante la cual un material, al perder electrones, incrementa su estado de oxidación. La polaridad del cátodo, positiva o negativa, depende del tipo de dispositivo. A veces la condiciona el modo de operación, pues se establece según la dirección de la corriente eléctrica, atendiendo la definición universal de corriente eléctrica. En consecuencia, en un dispositivo que consume energía (como una celda electrolítica) el cátodo es negativo, y en un dispositivo que proporciona energía, como una pila voltaica (o pila de Volta o una batería) el cátodo es positivo.

• Electrodo anódico: El ánodo es un electrodo en el que se produce una reacción de oxidación, mediante la cual un material, al perder electrones, incrementa su estado de oxidación.

ELECTROLISIS

La electrólisis es el proceso que separa los elementos de un compuesto por medio de la electricidad. En ella ocurre la captura de electrones por los cationes en el cátodo (una reducción) y la liberación de electrones por los aniones en el ánodo (una oxidación).Fue descubierta accidentalmente en 1800 por William Nicholson mientras estudiaba el funcionamiento de las baterías. Entre los años 1833 y 1836 el físico y químico inglés Michael Faraday desarrolló las leyes de la electrólisis que llevan su nombre y acuñó los términos.

Proceso

Se aplica una corriente eléctrica continua mediante un par de electrodos conectados a una fuente de alimentación eléctrica y sumergidos en la disolución. El electrodo conectado al polo positivo se conoce como ánodo, y el conectado al negativo como cátodo.

Cada electrodo atrae a los iones de carga opuesta. Así, los iones negativos, o aniones, son atraídos y se desplazan hacia el ánodo (electrodo positivo), mientras que los iones positivos, o cationes, son atraídos y se desplazan hacia el cátodo (electrodo negativo).

La manera más fácil de recordar toda esta terminología es fijándose en la raíz griega de las palabras. Odos significa camino. Electrodo es el camino por el que van los electrones. Catha significa hacia abajo (catacumba, catástrofe). Cátodo es el camino por donde caen los electrones. Anas significa hacia arriba. Ánodo es el camino por el que ascienden los electrones. Ion significa caminante. Anión se dirige al ánodo y catión se dirige al cátodo. La nomenclatura se utiliza también en pilas. Una forma fácil también de recordar la terminología es teniendo en cuenta la primera letra de cada electrodo y asociarla al proceso que en él ocurre; es decir: en el ánodo se produce la oxidación (las dos palabras empiezan con vocales) y en el cátodo la reducción (las dos palabras comienzan con consonantes).

La energía necesaria para separar a los iones e incrementar su concentración en los electrodos es aportada por la fuente de alimentación eléctrica.

En los electrodos se produce una transferencia de electrones entre estos y los iones, produciéndose nuevas sustancias. Los iones negativos o aniones ceden electrones al ánodo (+) y los iones positivos o cationes toman electrones del cátodo (-).

En definitiva lo que ocurre es una reacción de oxidación-reducción, donde la fuente de alimentación eléctrica se encarga de aportar la energía necesaria.

Pilas voltaicas

En 1780 Luis Galvani, profesor de anatomía de la Universidad de Bolonia, Italia, al realizar un experimento, observó que las ancas de una rana recién muerta se crispaban y

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