Este documento describe una práctica de laboratorio sobre celdas galvánicas. Explica que las celdas galvánicas generan corriente eléctrica a partir de una reacción química espontánea cuando los agentes oxidantes y reductores están separados físicamente por un puente salino. La práctica involucró medir el voltaje de celdas de cobre-magnesio con y sin puente salino, encontrando 3.1V con puente salino y 0V sin él, demostrando la necesidad del puente sal

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PRACTICA DE CELDAS GALVANICAS
Las reacciones químicas en las que se produce cambio en los estados de oxidación de las especies que
participan, llevan el flujo de partículas cargadas y se pueden emplear para generar corriente eléctrica y
allí es donde entran en participación las celdas electroquímicas, la cual es aquella que consume o genera
corriente eléctrica.
Entre las celdas electroquímicas existen dos tipos de celdas, las galvánicas y las electrolíticas. En esta
práctica estudiaremos las celdas galvánicas las cuales generan corriente eléctrica a partir de energía
química, en donde la condición fundamental de dicha celda es que los dos agentes, oxidante y reductor
se encuentren separados para que la transferencia de electrones tenga que verificarse a través de un
conductor, que puede ser un puente salino donde hay una disolución conductora de KCl o NH4NO3 o
mediante un tabique poroso que puede ser de arcilla o porcelana.
Las celdas galvánicas están formadas también por dos medias celdas, donde en el electrodo de negativo
ocurre la oxidación y en el electrodo positivo ocurre la reducción y donde el potencial es positivo y
ocurre una reacción redox espontanea.

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TRABAJO DE LA PRÁCTICA
Dado que el objetivo de esta práctica fue el de construir una celda galvánica, demostrando que
existe una relación entre la concentración de los reactivos y el potencial de una celda galvánica y medir
el voltaje generado por una celda galvánica mediante un voltímetro, se procedió de la siguiente manera:
 Se agregó una solución de Nitrato de Cobre a 0,5M en un vaso de precipitado hasta alcanzar la
mitad de su volumen. Se introdujo en la solución una cinta limpia de cobre y se conectó por
medio de un alambre al terminal positivo del voltímetro.
 Se realizó la operación anterior empleando otro vaso de precipitado, esta vez agregándole una
solución de Nitrato de Magnesio a 0,5M e introduciéndole una cinta de Magnesio la cual se
conectó al polo positivo del voltímetro.
 Se anotó el voltaje arrojado por el voltímetro.
 Se preparó el puente salino llenando un tubo en forma de U con una solución de NH4NO3,
empleando para ello una Piseta, se cerraron los extremos con algodón humedecido con la
misma solución.
 Se introdujeron los extremos del puente salino en los vasos con las soluciones de Cu+2
y Mg+2
. Se
anotó el nuevo voltaje arrojado por el voltímetro.

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DATOS EXPERIMENTALES
 Voltaje de la celda sin el puente salino: 0V
 Voltaje de la celda con el puente salino: 3.1V

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CONCLUSIONES
Una celda galvánica es aquella donde ocurre una relación química (Oxido-Reducción),
espontanea para producir electricidad. Si al agregarle al puente salino la solución de Nitrato de
Amonio, le queda alguna burbuja no va a ser posible que se lleve a cabo el flujo de electrones, y
sin el puente salino no se tendría un voltaje, por lo tanto este sería igual a 0V. Sin embargo al
colocar o instalar los extremos del puente salino en las soluciones de Nitrato de Cobre y Nitrato
de Magnesio, si habría cierta intensidad de corriente en la pila galvánica.
En condiciones normales una reacción oxido-reducción ocurre cuando el agente oxidante está
en contacto con el agente reductor. Pero cuando los agentes se separan físicamente y se coloca
un medio conductor externo, se da una celda galvánica.
En esta práctica se pudo demostrar que las celdas galvánicas producen corriente eléctrica por
medio de una reacción electroquímica espontanea, cuando los agentes oxidantes y reductores
se encuentran separados físicamente por un puente salino, que es el que permite saber cuál es
el voltaje que se produce entre las dos preparadas. El flujo electrónico necesario para la
reacción se da por medio de un conductor externo.