MARCO TEÓRICO PILA GALVÁNICA Las pilas voltaicas (o galvanicas) son células electroquímicas en las que tiene lugar espontaneamente un proceso de oxidación-reducción que produce energía eléctrica. Para que se produzca un flujo de electrones es necesario separar fisicamente las dos semirreacciones semirreacciones del proceso. Una pila galvánica es un sistema que permite obtener energía a partir de una reacción llamada de oxidorreducción. Ésta es la resultante de dos reacciones parciales (hemirreacciones), (hemirreacciones), en las cuales, un elemento químico es elevado a un estado de valencia superior (hemirreacción de oxidación), a la vez que otro elemento químico es reducido a un estado de valencia inferior (hemirreacción de reducción). Estos cambios de valencia implican transferencia de electrones del elemento que se oxida al elemento que se reduce. El diseño constructivo en una pila determina que cada una de estas dos hemirreacciones transcurra en “compartimentos” independientes ll amados electrodos, y el medio que posibilita el transporte interno de carga eléctrica entre ambos, es una sustancia conductora llamada electrolito. Para obtener energía eléctrica es necesario conectar los electrodos de la pila, al aparato que se desee hacer funcionar mediante conductores eléctricos externos. Pila: se denomina pila o elemento galvánico a un sistema en el que la energía química de una reacción química es transformada en energía eléctrica. Batería: unidad productora de energía eléctrica constituida por varias pilas. Pila primaria: pila basada en una reacción química irreversible, y por lo tanto, no recargable (posee un sólo ciclo de vida). Pila secundaria: pila basada en una reacción química reversible y, por lo tanto, recargable. Se pueden regenerar sus elementos activos pasando una corriente eléctrica en sentido contrario al de descarga. Posee ciclos de vida múltiples. Acumulador: cualquier elemento productor de energía eléctrica basado en una/s pila/s secundaria/s (acumulador equivale a recargable). Ánodo: es el electrodo en donde se produce la oxidación cuando la pila funciona como fuente de energía. Cátodo: es el electrodo en donde se produce la reducción cuando la pila funciona como fuente de energía.
ELECTRODOS DE REFERENCIA Existen muchos electrodos comerciales de referencia, pero todos funcionan bajo un principio similar, y por lo tanto reúnen en general las siguientes características:
Un metal inatable químicamente o un par metal-cation estables que funcionaran como electrodo, como un potencial de reducción que se mantenga constante en un intervalo amplio de temperatura y que tengan una buena conductividad eléctrica. Una disolución saturada que contenga el catión del electrodo y aniones estables químicamente, la cual funcionará al mismo tiempo como medio de reacción y puente salino.
El potencial de un electrodo indicador tiene que estar relacionado directamente con la concentración de una o más de las substancias reaccionantes o de los productos de la reacción analítica. Entonces, si el potencial del electrodo de referencia es constante, las variaciones de la FEM de la pila galvánica que se mide reflejarán las variaciones de concentración que tienen lugar en la solución a medida que transcurre la valoración. Es conveniente que el electrodo indicador responda rápidamente a las variaciones de concentración; evidentemente, el potencial que adquiera en una solución de composición dada tiene que ser reproducible dentro de límites estrechos. ELECTRODO DE REFERENCIA DE CALOMEL Se basa en la reacción entre Hg elemental y Hg(1). Consta de:
Hg elemental y una pasta de Hg 2Cl2 (calomel), que funcionan como electrodo.
Una fase acuosa en contacto con el electrodo, la cual es una disolución saturada de KCL (4M), que actua como puente salino y en un extremo tiene una membrana porosa que se encontrara en contacto con la disolución a medir.
ECUACION DE NERST El principio de Le Chatelier nos dice que, al aumentar la concentración de los reactivos, la ecuación se desplaza a la derecha, y al aumentar la concentración de los productos, se desplaza a la izquierda. La fuerza impulsora de una reacción viene expresada por la ecuación de Nerst, cuyos dos términos representan la fuerza impulsora en condiciones estándar (E 0, que se aplica cuando todas las actividades valen uno) y un término que expresa la dependencia de las concentración de los reactivos. La ecuación de Nerst da el potencial de una célula cuando la actividad de los reactivos no es la unidad. Para la siguiente semireacción aA+ne- bB
la ecuación de Nerst da el potencial de la semicélula queda: E=E 0-(RT/nF)*ln(aB /a A )
donde E 0 =Potencial estándar de reducción (es decir a=1) R=Constante de los gases [8.314 J/(K*mo)l=8.314 (V*C)/(K*mol)] T=Temperatura (K) N=Número de electrones en la semireacción F= Constante de Faraday ai= actividad de la especie i
BIBLIOGRAFIA Análisis químico Cuantitativo, Daniel C. Harris, Reverte ,2007, 744 paginas Introducción a la química analítica, Douglas a. Skoog, Donald m. West, Reverté, 2002, 589 páginas. http://depa.pquim.unam.mx/amyd/archivero/05.Electrodosdereferencia_8757.pdf http://ecoabc2.galeon.com/enlaces1058551.html
