Este documento presenta los resultados de un experimento sobre celdas galvánicas. Se construyeron cinco celdas usando diferentes electrodos y electrolitos. Se midió el potencial de cada celda y se comparó con el teórico. La celda de zinc y cobre tuvo el mayor potencial experimental y teórico, con un 88.18% de rendimiento. La celda de hierro y estaño tuvo el menor potencial y 100% de rendimiento. El análisis indica que la limpieza adecuada es importante para reducir errores en mediciones con

1. ESPOL
LABORATORIO DE
QUÍMICA GENERAL 2
2DO TÉRMINO
2016 - 2017
Nombre: Valdospino Cevallos Denisse
Paralelo: 2
Profesor: PhD. Joel Vielma
Fecha de entrega: 31/octubre/2016
Guayaquil - Ecuador
CELDAS GALVÁNICAS

2. 1. Tema:
CELDAS GALVÁNICAS
2. Marco teórico
Las reacciones de oxidación – reducción ocurren cuando hay transferencia de electrones,
es decir el átomo que se oxida se libera de estos electrones y el que se reduce los recibe.
Estas reacciones se pueden producir de forma espontánea pero también en algunas
ocasiones es necesario aplicar energía para que se produzcan, es decir hay que forzarlas.
La electroquímica es el estudio de la relación que existe entre la electricidad y las
reacciones químicas de oxidación – reducción, incluyendo la interpretación de los
procesos ya mencionados de reacciones espontáneas y forzadas o no espontáneas.
(BROWN, 2009)
Una celda electroquímica es un dispositivo en el que se colocan los elementos para que
exista una acción recíproca entre los fenómenos eléctricos y químicos. (Escuela Superior
Politecnica del Litoral - ICQ, 2003) Estas se clasifican de acuerdo a la orientación del flujo
de los electrones en: celdas galvánicas y celdas electrolíticas; en esta sección se analizarán
únicamente las celdas galvánicas.
Las celdas galvánicas son en las que la reacción que se produce es de forma espontánea, la
energía eléctrica que aquí se libera puede ser utilizada para generar energía eléctrica, esto
se puede conseguir mediante una celda voltáica en la cual la transferencia de electrones
se lleva a cabo por una ruta externa, en lugar de que exista un contacto directo entre los
reactivos. Para construir este dispositivo, hace falta disponer de dos electrodos, dos
electrolitos, un puente salino, cables de conexión y un equipo que permita detectar la
transferencia de electrones. (BROWN, 2009)
Los electrodos son metales sólidos que están conectados mediante el circuito externo, el
electrodo en el que ocurre la oxidación se lo conoce como ánodo y en el que ocurre la
reducción se conoce como cátodo. (BROWN, 2009)
Los electrolitos son las soluciones las cuales para que la celda funcione deben permanecer
eléctricamente neutras por lo que se hace uso del puente salino para cumplir con esta
finalidad.
Ilustración 1. Ejemplo de celda galvánica o
voltáica. Fuente: Química la Ciencia Central,
Brown.

3. 3. Objetivo general
o Aplicar los conocimientos sobre las reacciones químicas de oxidación y
reducción mediante la construcción de celdas galvánicas.
4. Objetivos específicos
o Mediante la construcción de varias celdas galvánicas, con los diferentes
electrolitos y electrodos que se disponen, probar que en la reacción
química que se produce en cada una de las celdas construidas, la energía
química se convierte en energía eléctrica.
5. Materiales y equipos
Equipos y materiales:
 Voltímetro (1-3 voltios)
 Cables de conexión
 Electrodos de zinc (Zn), cobre (Cu),
hierro (Fe) y estaño (Sn)
 Vasos de precipitación de 100ml
 Puente salino
Reactivos:
 Sulfato de zinc (ZnSO4) 0.1 M
 Sulfato de cobre (II) (CuSO4) 0.1 M
 Sulfato de hierro (II) (FeSO4) 0.1 M
 Acido clorhídrico (HCl) 0.1 M
Ilustración 2. Materiales y equipos usados en la
práctica de Celdas Galvánica. Foto tomada en el
laboratorio de química general 2
Ilustración 3. Reactivos, soluciones
usadas en la practica de Celdas
Galvánicas. Foto tomada en el
laboratorio de química general 2

4. 6. Procedimiento experimental
7. Resultados obtenidos
Tabla de datos y resultados
Símbolo de la celda
Potencial
Teórico de
la celda (V)
Potencial
experiment
al de la
celda (V)
Zn(s) / Zn2+
(0.1M) || Cu2+
(0.1M) / Cu(s) 1,10 0,97 88,18 %
Fe(s) / Fe2+
(0.1M) || Cu2+
(0.1M) / Cu(s) 0,78 0,55 70,51 %
Fe(s) / Fe2+
(0.1M) || Sn2+
(0.1M) / Sn(s) 0,30 0,30 100 %
Zn(s) / Zn2+
(0.1M) || Fe2+
(0.1M) / Fe(s) 0,32 0,40 125 %
Sn(s) / Sn2+
(0.1M) || Cu2+
(0.1M) / Cu(s) 0,48 0,29 60,42 %
Se dispuso de los siguientes electrodos y electrolitos:
Zn, Cu, Fe y Sn (Electrodos); ZnSO4, CuSO4, FeSO4 y HCl
(Electrolitos), con los cuales se formaron diferentes
pares de arreglos para la construcción de las celdas
galvánicas.
Se construyó cada media celda; como se dispuso de
dos vasos de precipitado se colocó en cada uno 50 ml
de la solución y se ingreso el electrodo
correspondiente. Luego se acercaron los vasos y se
ubicó el puente salino entre ambas medias celdas.
Finalmente se conectó los electrodos a los terminales
del voltímetro y una vez conectados se procedió a
anotar los valores del voltímetro.
Se realizó el cálculo del potencial de reducción teórico
para cada celda y todos estos datos se los colocó en la
tabla de datos y resultados, luego se calculó el
porcentaje de rendimiento de cada una de estas con los
que se completo la tabla.

5. Obtención del Potencial Teórico de la celda (V):
 Fórmulas
( )
[ ]
[ ]
 Reacciones
 Celda galvánica de Cobre y Zinc
( ) Ánodo = oxida
( ) Cátodo = reduce
( ) ( )
 Celda galvánica de Hierro y Cobre
( ) Ánodo = oxida
( ) Cátodo = reduce
( ) ( )
 Celda galvánica de Hierro y Estaño
( ) Ánodo = oxida
( ) Cátodo = reduce
( ) ( )
 Celda galvánica d Hierro y Zinc
( ) Ánodo = oxida
( ) Cátodo = reduce
( ) ( )
 Celda galvánica de Estaño y Cobre

6. ( ) Ánodo = oxida
( ) Cátodo = reduce
( ) ( )
 Aplicando las fórmulas para el cálculo de potencial de las celdas tenemos
 Cobre y Zinc
( )
[ ]
[ ]
( )
 Hierro y Cobre
( )
[ ]
[ ]
( )
 Hierro y Estaño
( )
[ ]
[ ]
( )
 Hierro y Zinc
( )
[ ]
[ ]

7. ( )
 Cobre y Estaño
( )
[ ]
[ ]
( )
8. Análisis de los resultados
Se expone a continuación el análisis de los resultados obtenidos en la práctica de Celdas
Galvánicas, la práctica consistió en realizar mediciones del potencial de reducción con la
ayuda de un voltímetro (1-3 V) de las diferentes celdas galvánicas que se construyeron.
Los cálculos se presentan en la parte superior y los resultados constan en una tabla, en la
que esta indicada la simbología de la celda, el potencial de reducción estándar teórico de
la celda, el potencial de reducción obtenido experimentalmente y el porcentaje de
rendimiento de la celda, que establece la relación entre el potencial práctico y el potencial
teórico.
Se construyeron cinco celdas galvánicas, para todas estas se obtuvo, mediante las
fórmulas matemáticas, el potencial de reducción teórico y el valor experimental se lo
obtuvo al montar el circuito, conectar los electrodos al voltímetro y leyendo el valor que
este marcaba.
La celda galvánica en la que se obtuvo mayor potencial de reducción experimental y
teórico fue la celda de cobre II y zinc, habiendo obtenido un porcentaje de rendimiento en
esta celda de 88,18%, es decir que el valor experimental obtenido es menor que el que
teóricamente debería haber proporcionado la celda, pero estos no se diferencian en
grande.
Entre las celdas montadas durante la práctica, aquella que tiene un menor valor de
potencial de reducción es la celda de hierro II y estaño, el rendimiento de esta celda fue
del 100% es decir el valor experimental obtenido fue el mismo que teóricamente
proporciona la celda.
En la celda galvánica de hierro II y zinc, se obtuvo un potencial de reducción experimental
mayor al potencial de reducción que teóricamente debe proporcionar la celda, se
considera que esta situación se pudo haber presentado debido a que se usaban los
mismos vasos de precipitado para todas la celdas y probablemente no se limpio bien los
recipientes antes de depositar los soluciones; además en esta celda el hierro II actúa como

8. cátodo, habiendo previamente actuado como ánodo en dos ocasiones por lo que se
considera que esto pudo haber afectado.
La celda galvánica con la que se obtuvo un menor porcentaje de rendimiento fue la celda
que se realizó al final de la práctica, esta fue la celda de estaño y cobre II, el porcentaje de
rendimiento para esta fue de apenas el 62,42%, se considera que esta situación se pudo
haber presentado debido a el continuo uso de los vasos de precipitado y probablemente
una limpieza no adecuada de estos y de los electrodos, además se considera la posible
contaminación del puente salino.
9. Conclusiones y recomendaciones
 Se comprobó que la energía química que se produce en las reacciones de
oxidación y reducción se transforma en energía eléctrica, permitiendo leer en el
voltímetro cuanto es este valor.
 Haciendo uso de los conocimientos sobre electroquímica y analizando las
reacciones espontáneas se obtuvo los valores teóricos de potencial de reducción
de las celdas y se realizo la respectiva comparación de estos valores con los
valores experimentales.
 Se recomienda que para reducir el error en estos experimentos consecutivos se
realice la adecuada limpieza de los vasos de precipitado, del puente salino y de los
electrodos, ya que estos experimentarán un cambio en cada celda que hará que
en las celdas posteriores el valor de potencial se altere.
 La celda galvánica con mayor potencial de reducción fue la de cobre II y zinc y se
obtuvo un porcentaje de rendimiento de 88,18% lo cual permite considerar que la
celda fue montada de una forma adecuada dado la pequeña diferencia entre los
valores teórico y experimental.
10. Bibliografía
 (2009). Química la Ciencia Central. En L. B. BROWN, Química la Ciencia Central
(págs. 842 - 872). México: Pearson Pretince Hall.
 Escuela Superior Politecnica del Litoral - ICQ. (2003). Manual de Prácticas de
Química General 2. Guayaquil.