Este informe presenta los resultados de dos experimentos realizados en el laboratorio sobre series galvánicas, celdas electroquímicas y reacciones redox. En el primer experimento, se estableció una serie galvánica con diferentes metales y se midió el potencial eléctrico de cada uno a lo largo del tiempo, observándose que los valores se estabilizaron después de unos minutos. En el segundo experimento, se elaboró una celda galvánica y otra electrolítica y se compararon sus potenciales. También se identificaron las reacciones que oc

1. 1
UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA
FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y TEXTIL
DEPARTAMENTO DE CURSOS COMPLEMENTARIOS
INFORME DE REVISIÓN
“Serie galvánica, reacciones y celdas electroquímicas”
Integrantes: Código
Quispe Tovar Stephanie Marian Angelica 20190518K
Sandoval Chipana María Elizabeth 20194536C
Ramirez Oscco Yeferson 20190431B
Vega Gutiérrez Margarita Karen 20190391K
Supervisor
Ing. Paucar Cuba Karin María
Perú – Lima
2022 – II

2. 2
1. Índice general
2. OBJETIVOS .........................................................................................................................5
3. FUNDAMENTO TEÓRICO ...................................................................................................5
3.1 REACCIONES REDOX .........................................................................................................5
2.2 CELDAS ELECTROQUÍMICAS ......................................................................................................5
i. Componentes característicos: ..................................................................................................5
3.3 TIPOS DE CELDAS ELECTROQUÍMICAS: .........................................................................................6
i. Celdas galvánicas..................................................................................................................6
ii. Celdas electrolíticas..............................................................................................................6
3.2 POTENCIAL DE LA CELDA Y VARIACIÓN DE ENERGÍA DE GIBBS....................................................7
i. Series Galvánicas..................................................................................................................7
3.3 ELECTRODO DE REFERENCIA ...............................................................................................8
i. Primera clase........................................................................................................................8
ii. Segunda clase......................................................................................................................8
4. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL...................................................................................9
4.1 LABORATORIO 1A...................................................................................................................9
i. Seria galvánica .....................................................................................................................9
4.2 LABORATORIO 1B.................................................................................................................21
i. Celda galvánica ..................................................................................................................21
ii. Caracterización interna de la pila...........................................................................................23
iii. Celda electrolítica .............................................................................................................24
iv. Uso de indicadores de color en reacciones anódicas y catódicas..................................................27
A. Clavo normal y otro doblado ............................................................................................27
5. CONCLUSIONES................................................................................................................30
6. APLICACIONES PRÁCTICAS: ...........................................................................................30
7. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS ....................................................................................32
8. ANEXOS (INCLUIR LOS DOS ARTÍCULOS O EXPERIMENTOS)........................................33

3. 3
Índice de tablas
TABLA 1.VALORES DE POTENCIAL DE LOS METALES Y ALEACIONES
MEDIDOS EN EL TIEMPO ................................................................................................12
TABLA 2.POTENCIALES MEDIDOS (ÚLTIMA FILA)................................................18
TABLA 3.CELDA GALVÁNICA “A”................................................................................21
TABLA 4.PARTES DE UNA PILA ALCALINA ..............................................................23
TABLA 5.CELDA ELECTROLÍTICA ..............................................................................24
TABLA 6.REACCIONES QUÍMICAS EN EL ÁNODO Y CÁTODO DEL CLAVO
NORMAL Y DOBLADO ......................................................................................................27
TABLA 7.REACCIONES QUÍMICAS EN EL ÁNODO Y CÁTODO MEDIANTE EL
USO DE INDICADORES EN EL METAL.........................................................................29
TABLA 8.RESULTADOS DEL ENSAYO ICP EN ALEACIÓN DE CU/ZN Y COBRE
PURO………………………………………………………………………………………...31
TABLA 9.VALORES OBTENIDOS DE LA CELDA GALVÁNICA .............................34

4. 4
Índice de figuras
Figura 1..................................................................................................................................................6
Figura 2..................................................................................................................................................7
Figura 3..................................................................................................................................................8
Figura 4..................................................................................................................................................9
Figura 5................................................................................................................................................10
Figura 6................................................................................................................................................11
Figura 7................................................................................................................................................11
Figura 8................................................................................................................................................13
Figura 9................................................................................................................................................13
Figura 10..............................................................................................................................................14
Figura 11..............................................................................................................................................15
Figura 12..............................................................................................................................................15
Figura 13..............................................................................................................................................16
Figura 14..............................................................................................................................................17
Figura 15..............................................................................................................................................19
Figura 16..............................................................................................................................................20
Figura 17..............................................................................................................................................21
Figura 18..............................................................................................................................................23
Figura 19..............................................................................................................................................25
Figura 20..............................................................................................................................................27
Figura 21..............................................................................................................................................28
Figura 22..............................................................................................................................................32

5. 5
2. OBJETIVOS
- Establecer una seria galvánica con los siguientes metales: cobre, acero,
aluminio, acero inoxidable, grafito y zinc en solución electrolítica de NaCl.
- Interpretar los gráficos de potencial vs tiempo de los metales y aleaciones
brindadas en el laboratorio.
- Elaborar una celda galvánica con metales diferentes y celda electrolítica con dos
electrodos de acero inoxidable y comparar su diferencia de potencial en circuito abierto y
cerrado.
- Identificar los componentes de una celda electroquímica formada por una pila
galvánica.
- Identificar las reacciones anódicas y catódicas en una placa y clavo de acero en
medio salino (NaCl) con fenolftaleína y ferricianuro de potasio.
3. FUNDAMENTO TEÓRICO
3.1 Reacciones Redox
Una reacción redox es una reacción química que implica la transferencia de
electrones entre dos especies. Una reacción redox es cualquier reacción química en la
que el número de oxidación de una molécula, átomo o ion cambia al ganar o
perder electrones.
2.2 Celdas electroquímicas
Una celda electroquímica es un dispositivo que puede generar energía eléctrica
a partir de reacciones químicas que ocurren dentro de ella o usar la energía eléctrica
que se le suministra para promover reacciones químicas dentro de ella. Estos
dispositivos son capaces de convertir la energía química en energía eléctrica y
viceversa.
i. Componentes característicos:
• Ánodo:
Es el electrodo sobre el que se produce la oxidación. El agente reductos pierde
electrones y por tanto se oxida.

6. 6
• Cátodo:
Es el electrodo sobre el que se produce la reducción. El agente oxidante gana
electrones y por tanto se reduce.
• Conductor iónico:
Medio donde fluye los iones de la solución electrolítica.
• Conductor eléctrico:
Medio por donde fluye los electrones.
Figura 1.
Componentes de una celda electroquímica
Las celdas electroquímicas que producen corriente eléctrica se denomina celdas
galvánicas y una batería consta de una o más de estas celdas, en otras celdas
electroquímicas se utilizan una corriente electroquímica aplicada externamente para
impulsar reacciones químicas que no ocurren espontáneamente, este tipo de baterías se
denomina baterías electrolíticas.
3.3 Tipos de celdas electroquímicas:
i. Celdas galvánicas.
Permite obtener energía a partir de un proceso químico, la reacción química se
produce de modo espontaneo y son llamadas comúnmente como pilas o baterías.
ii. Celdas electrolíticas.
La reacción no se da de forma espontánea, no se obtiene energía eléctrica, la
aplicación de una fuente de energía externa produce una reacción química.

7. 7
3.2 Potencial de la celda y variación de energía de Gibbs
El potencial de una celda es importante para determinar si la reacción química en
dicha celda es espontanea en base a la variación de energía de Gibbs. Según la
termodinámica se cumple que:
reacción celda
G nFE
 = −
Donde:
n: son los electrones intercambiados en la reacción
F: Constante de Faraday (96500 C/ Eq-g)
Para un proceso espontáneo: 0
reacción celda
G nFE
 = − 
Entonces: 0
celda
E 
i. Series Galvánicas
La serie galvánica es la disposición de los metales ordenados en base a sus potenciales
electroquímicos o su nobleza, se llama metales nobles a aquellos metales que poseen una
elevada resistencia a la corrosión y oxidación.
Figura 2.
Serie galvánica en agua de mar

8. 8
3.3 Electrodo de referencia
El propósito de un electrodo de referencia es proporcionar un potencial
constante y definido. Este potencial está determinado por el electrolito dentro del
electrodo y el elemento de referencia utilizado. La mayoría de los electrodos son
electrodos combinados, lo que significa que combinan una referencia estable y una
celda de trabajo (media celda) en una sonda.
Tipos de electrodo de referencia:
i. Primera clase.
Están formados por un metal en contacto con una disolución que contiene sus
iones. Por ejemplo, un hilo de plata en una disolución de nitrato de plata. El
potencial del electrodo responde a la actividad de los iones plata en disolución, cobre
sulfato de cobre (Cu/CuSO4).
ii. Segunda clase.
Están formados por un metal en contacto con una disolución saturada de una
de sus sales poco solubles. Se basan en la propiedad de que algunos metales no sólo
responden hacia sus propios cationes, sino que también son sensibles a la actividad
de aniones que forman precipitados poco solubles o complejos estables con dichos
cationes. Por ejemplo, el Calomel saturado (Hg/Hg2Cl2) y alambre o cartucho
(Ag/AgCl).
Figura 3.
(a) cobre sulfato de cobre (Cu/CuSO4), (b) alambre o cartucho (Ag/AgCl), (c) el Calomel
saturado (Hg/HgCl)

9. 9
4. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
4.1 Laboratorio 1A
i. Seria galvánica
1. Hacer un esquema del electrodo de referencia usado, indicando sus partes.
Como se puede observar el electrodo de referencia que nos tocó al grupo fue el de
Cloruro de Plata AgCl. El electrodo de cloruro de plata está constituido por un alambre de
plata el cual está cubierto por una capa muy fina de AgCl solido producido por electrolisis.
está en contacto con iones cloruro presente en una solución. (Alejandro D, A. & Peña E, J.
2013).
La reacción electrolítica que se representa de la siguiente manera:
AgCl + e-
↔ Ag + Cl-
Si lo representamos por la ecuación de Nernst
E Ag/ AgCl = E° Ag/ AgCl – 0.05916 log [Cl-
]
Según investigaciones si obtenemos el potencial en agua de mar posee un valor de
0.25V a una temperatura ambiente de 25°C. Sin embargo, el potencial depender del
electrodo sumergido.
A continuación, señalaremos las partes del electrodo comparándolo con lo aprendido
en teoría.
Figura 4.
Electrodo de Plata/ Cloruro de plata

10. 10
Figura 5.
Electrodo de Plata/ Cloruro de plata del laboratorio de Corrosión
2. Hacer un esquema del voltímetro de alta impedancia, indicando su procedimiento
de uso y como sabemos el signo del potencial de reducción medido.
El voltímetro tiene como función medir la diferencia de potencial presente
en la diferencia del potencial del metal seleccionado en este caso Cu, Acero, Al,
Acero inoxidable, grafito, y zinc los cuales serían los electrodos de trabajo y un
electrodo de referencia lo cual nos tocó el electrodo de Ag/ AgCl en solución. En
este caso el electrodo de referencia se conectará al COM lo cual es negro y el V con
el cable rojo.
Su uso radica en la medición del potencial, conociendo que el potencial que
mide el voltímetro es el galvánico incluyendo las resistencias óhmicas. El polo
positivo se conectar al polo positivo de la celda. El terminal positivo de la batería
va con el cable rojo y el negativo con el terminal negro, tener en cuenta que si se
conecta de manera contraria medirá el mismo potencial, pero con signo negativo.
Cable eléctrico
Alambre de Ag
E.R de Ag/AgCl
Orificio pequeño
Membrana porosa

11. 11
Figura 6.
Esquema del voltímetro
Figura 7.
Esquema del voltímetro mostrado en laboratorio de Corrosión
Nota: Obtenido en el Laboratorio de Corrosión. Universidad Nacional de Ingeniería,
2022.

12. 12
3. Hacer un gráfico de potencial vs tiempo para todos los metales y aleaciones en
conjunto. Comentar sobre las curvas obtenidas: el tiempo que demora en
establecerse; si empieza de valores altos y baja o si empieza de valores bajos y sube;
si sube y baja y no se establece, etc.
Tabla 1. Valores de potencial de los metales y aleaciones medidos en el tiempo
Fecha: 04/10/2022
Grupo: 7
Temperatura: 25°C
Electrodo de referencia usado: Ag/AgCl
Medio: NaCl(solución salina)
POTENCIALES (mV)
METAL O
ALEACIÓN
TIEMPO (min)
Cu Acero Al
Acero
Inoxidable
Grafito
Metal del
grupo:
Zinc
M -300 -389 -697 -244 162 -443
0.5 -193 -426 -698 -201 162 -500
1.0 -192 -439 -696 -195 158 -514
1.5 -187 -438 -697 -167 151 -522
2.0 -183 -419 -697 -154 149 -528
2.5 -186 -429 -698 -146 143 -533
3.0 -183 -430 -699 -150 135 -537
3.5 -184 -435 -699 -138 134 -540
4.0 -185 -439 -698 -127 128 -543
4.5 -186 -445 -697 -124 132 -546
5.0 -185 -451 -697 -117 136 -549
5.5 -190 -455 -698 -114 138 -551
6.0 -185 -460 -697 -108 139 -553
6.5 -189 -465 -696 -103 139 -555
7.0 -190 -470 -697 -102 140 -557
7.5 -185 -474 -699 -98 142 -559
8.0 -185 -479 -699 -94 144 -560
8.5 -183 -483 -700 -94 148 -562
9.0 -183 -487 -699 -89 150 -564
9.5 -184 -490 -700 -93 153 -564
10.0 -185 -493 -701 -87 154 -564

13. 13
Figura 8.
Gráfico potencial vs tiempo para el cobre (Cu)
Nota: Elaborado en base a la tabla 1 con valores calculados con un voltímetro y una serie
galvánica
Interpretación del gráfico
Para el caso del cobre se puede observar en el gráfico que inicia en un valor alto pero
negativo, conforme el tiempo pasa el valor de su potencial eléctrico oscila entre -190 y -185
mV, pasado los 6 minutos se va estableciendo hasta que en la medición final se obtiene un
valor de -185mV.
Figura 9.
Gráfico potencial vs tiempo para el acero
-350
-300
-250
-200
-150
-100
-50
0
0 2 4 6 8 10
Potencial(mV)
Tiempo(min)
Cu
-600
-500
-400
-300
-200
-100
0
0 2 4 6 8 10
Potencial(mV)
Tiempo(min)
Acero

14. 14
Nota: Elaborado en base a la tabla 1 con valores calculados con un voltímetro y una serie
galvánica
Interpretación del gráfico
Para el caso del acero se puede observar en el gráfico que inicia en un valor alto pero
negativo de -400mV, conforme el tiempo pasa el valor de su potencial eléctrico va
disminuyendo, pero no drásticamente, no logra ser un valor constante, hasta que en la
medición final se obtiene un valor de potencial de -493mV.
Figura 10.
Gráfico potencial vs tiempo para el aluminio (Al)
Nota: Elaborado en base a la tabla 1 con valores calculados con un voltímetro y una
serie galvánica.
Interpretación del gráfico
Como se muestra en el gráfico el valor del potencial del aluminio inicia en un valor de
-697mV, conforme el tiempo pasa este valor va oscilando ente -700 y -696mV, por periodos
cortos de tiempo (medio segundo) logra establecerse en distintos valores (-697 y -699mV) sin
embargo, se puede decir que presenta un valor casi constante en el tiempo de medición, en la
medición final alcanza un valor de potencial de -701mV.
-702
-701
-700
-699
-698
-697
-696
-695
0 2 4 6 8 10
Potencial(mV)
Tiempo(min)
Al

15. 15
Figura 11.
Gráfico potencial vs tiempo para el aluminio
Nota: Elaborado en base a la tabla 1 con valores calculados con un voltímetro y una serie
galvánica.
Interpretación del grafico
Se puede observar en el gráfico que los valores medidos del potencial son negativos y
que medida que pasa el tiempo va aumentando el primer valor resultante es el valor más
negativo.
Figura 12.
Potencial medida para el grafito
Nota: Elaborado en base a la tabla 1 con valores calculados con un voltímetro y una
serie galvánica.
-300
-250
-200
-150
-100
-50
0
0 2 4 6 8 10
Potencial(mV)
Tiempo(min)
Acero inoxidable
0
20
40
60
80
100
120
140
160
180
0 2 4 6 8 10
Potencial(mV)
Tiempo(min)
Grafito

16. 16
Interpretación del gráfico
Podemos ver que los valores del potencial con un electro de grafico resultan positivos,
el primer valor medido resulto ser mayor en comparación a los demás, además el noveno
valor resulto ser el menor con respecto a los demás. Asimismo, a partir del décimo valor los
valores vuelven a subir.
Figura 13.
Potencial medida para el zinc
Nota: Elaborado en base a la tabla 1 con valores calculados con un voltímetro y una
serie galvánica.
Interpretación del gráfico
Los valores del potencial medido para el zinc son negativos en el rango de los -443
hasta -564 mV, se puede apreciar que el primer valor medido es uno de los menos negativos
en comparación de los 9 valores restantes, conforme avanza el tiempo los valores de
potencial van disminuyendo hasta que en la medición final se obtiene un valor de -564mV.

17. 17
Figura 14.
Gráfico de los potenciales de los metales vs Tiempo.
Observación final comparando todos los valores de los gráficos y las curvas dadas
Se puede observar que los valores de potencial para el metal aluminio (Al) son los
más negativos en comparación con los demás mientras que los valores de potencial del
grafito son los más positivos.
Discusión de resultados
En el gráfico los valores de potencial del cobre con el acero inoxidable coinciden
dentro de los dos minutos, pasado los dos minutos, para ambos materiales los valores de su
potencial tienden a ser casi constantes.
Para el caso del aluminio se nota que los valores del potencial son casi constantes
pero que a comparación de los demás materiales posee un potencial mucho menor o más
negativo, el acero inoxidable posee un potencial creciente, en el caso del grafito lo que se
destaca es que sus valores de potencial son todos positivos, por último con respecto al
-800
-700
-600
-500
-400
-300
-200
-100
0
100
200
300
0 2 4 6 8 10
Potencial(mV)
Tiempo(min)
Potencial vs Tiempo
Metal del grupo (Zn)
Cu
Acero
Al
Acero inoxidable
Grafito

18. 18
potencial del metal del grupo(Zinc) se puede decir que presenta un decrecimiento hasta un
cierto valor (-479 mV) de ahí sus valores son casi constantes como se aprecia en el gráfico.
Conclusiones
Se puede concluir que el aluminio posee mayor potencial de reducción esa es la razón
por el cual sus valores de potencial son más negativos que los otros metales y aleaciones, el
que le sigue es el zinc que tiene valores de potencial negativos al transcurrir 10 minutos.
4. Con los últimos valores medidos de potencial para cada metal y aleación, hacer una
tabla, listándolos de mayor a menor valor. Esta tabla sería la Serie Galvánica en el
medio con que se trabajó. Comparar estos resultados con la Serie Galvánica en
agua de mar dado por la bibliografía. Discutir y comentar.
Tabla 2. Potenciales medidos (última fila)
La relación de mayor a menor potencial, del material más noble al menos noble es:
Más noble: Grafito > Acero inoxidable > Cobre > Acero > Zinc> Aluminio.
De acuerdo con la bibliografía consultada, del libro de C. L. Mantell, titulado
Ingeniería ElectroQuímica, página 548 se detalla la siguiente serie galvánica en agua de mar.
Metal o Aleación
Grafito
Acero
inoxidable
Cu Acero
Metal del
grupo (Zinc)
Al
Tiempo (min)
10 +154 -87 -185 -493 -564 -701

19. 19
Figura 15.
Serie galvánica en agua de mar
A partir de los datos encontrados por la bibliografía se puede constatar el
orden de la serie galvánica experimental, asimismo, cabe señalar que el metal
otorgado por el grupo fue una barra rectangular de Zinc, cuya composición era del
99.9% de Zinc, se puede decir que es de Zinc puro, esto se puede observar en los
valores medidos del potencial.
La serie galvánica nos permite categorizar materiales de acuerdo con su
facilidad para corroerse, se puede resaltar que el grafito, el acero inoxidable y el cobre
son poco reactivos, poco propensos a corroerse en el medio salino, a diferencia del
acero y aluminio.
5. De la bibliografía seleccionar un electrodo de referencia diferente a los explicados
en clase. Indicar su valor de potencial, un esquema del mismo y su campo de
aplicación principal. Colocar la fuente consultada.

20. 20
Electrodo de Cobre/Sulfato de cobre (Cu/CuSO4)
Este electrodo está formado por una barra cilíndrica de Cu sumergida en una
solución de CuSO4 saturada. El contacto electrolítico con la solución o suelo se realiza
mediante un puente salino constituido (formado) por un tapón de madera de balsa.
(Mendoza J.,1989).
Figura 16.
Partes del electrodo de Cu/CuSO4
La reacción del electrodo es la siguiente:
Cu ↔ Cu2+
+ 2e-
y su potencial de equilibrio a 25 °C:
E = 0.340 + 0.0295 Log [Cu2+
]
Con la solución saturada de CuSO4, se tiene E = + 0.318 V, sin embargo, para su uso
práctico se considera un valor de 0.30 V. Este tipo de electrodo puede utilizarse en cualquier
ambiente, sea en el suelo o agua de mar, aguas dulces o saladas. Entre otras ventajas, presenta
la sencillez de su preparación y su gran estabilidad. No obstante, cuando se utiliza en agua de
mar, puede contaminarse con cloruros, por lo cual es aconsejable más bien en el suelo, en
aguas dulces y en salmueras.

21. 21
• Conclusiones del laboratorio 1A:
- Se puede concluir que los comportamientos tanto de los metales brindados como de
las aleaciones al compararlos con los valores teóricos, si guardan relación según su potencial
de reducción hallados en tablas.
- Se puede afirmar que mientras más positivo sea el valor de los potenciales medidos
entonces el metal será más noble lo que quiere decir que serán más resistentes a la corrosión,
en caso contrario serían más reactivos a la corrosión, según su tendencia se puede observar de
acuerdo con el potencial que se cumple la siguiente relación:
Grafito > Acero inoxidable > Cobre > Acero > Zinc > Aluminio.
4.2 Laboratorio 1B
i. Celda galvánica
Tabla 3. Celda galvánica “A”
CELDA GALVÁNICA ´´A´´
(Elect. De Ref.: Ag/AgCl)
METAL 1:
Zinc
METAL 2:
Cu
METAL 1
referido al
METAL 2
Sin cerrar
circuito
E(V) -0.478 -0.045 0.437
Cerrando
circuito
E(V) -0.369 -0.386
Figura 17.
Celda galvánica “A”
Nota: Obtenido en el Laboratorio de Corrosión. Universidad Nacional de Ingeniería, 2022.

22. 22
Observaciones:
Se realizan las mediciones de potencial del ER con metal 1y luego con el metal 2, se
utilizó el cable negro en el COM para el electrodo de referencia y el cable rojo en el VΩmA
para los metales.
Posibles reacciones:
Electrodo de referencia (cloruro de plata)
Ag𝐶𝑙(ac) + 1𝑒 −
↔ Ag + 𝐶𝑙−
𝐸° = 0.250 𝑉 (25°𝐶)
𝐴𝑙(𝑠) / 𝐴𝑙3 +
(1.000𝑀) || 𝐶𝑢2 +
(1.000𝑀) / 𝐶𝑢(𝑠)
Semirreacciones.
Zn(𝑠) + 2𝑒 −
→ Zn+2
Á𝑛𝑜𝑑𝑜 𝐸° = +0.76 𝑉
𝐶𝑢+2
+ 2𝑒 −
→ 𝐶𝑢(𝑠) Cá𝑡𝑜𝑑𝑜 𝐸° = +0.34 𝑉
Reacción global
𝐶𝑢+2
+ Zn(𝑠) → Cu(𝑠) + Zn+2
Discusión de resultado:
Después de un tiempo de 10 minutos se realizó las lecturas para el primer caso cuando
el circuito está abierto, dado que el potencial varía con el tiempo; los potenciales medidos de
los metales tienen una diferencia considerable entre ellos. Para el caso del circuito cerrado,
también se realizó las lecturas después de 10 minutos, pero esta vez conectando los dos metales
con un cable rojo.
Conclusión:
Analizando los resultados obtenidos al hacer la medición, se llega a la conclusión de
que el cobre por tener mayor potencial de reducción va a ser el metal que se va a reducir;
mientras que el zinc por tener menor potencial será el metal que se oxida.

23. 23
ii. Caracterización interna de la pila
Tabla 4. Partes de una pila alcalina
CELDA GALVÁNICA
“B”
PILA NUEVA PILA GASTADA
VOLTAJE (V) 1.20 1.1
ÁNODO DE LA PILA Carcasa de zinc se oxida de 0 a +2
CÁTODO DE LA PILA
Barra de carbono o grafito, rodeado por un polvo que
contiene MnO2 (s), en el cual se reduce el Mn de +4 a +2
MEDIO
ELECTROLÍTICO DE
LA PILA (INTERNET)
Mezcla compactada de carbono y óxido de manganeso
(MnO2 ).
Figura 18.
Componentes de la celda electroquímica (Pila Panasonic AAA)
Nota: Obtenido en el Laboratorio de Corrosión. Universidad Nacional de Ingeniería,
2022.

24. 24
• Resultado y Discusión de resultados
Al desarmar la pila Panasonic AAA se pudo observar que está compuesto por varias
capas protectoras tanto metálicas como plásticas.
Debido a que la pila es una celda galvánica está compuesto por un ánodo de zinc que
cubre toda la pila como una carcasa, también compone de un cátodo de grafito y como medio
electrolítico una mezcla compactada de carbono y óxido de manganeso (MnO2). La reacción
oxido reducción que se lleva a cabo es:
( ) ( )
( ) ( )( )
( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( )( )
–
( ) 2( )
–
2( ) 2 ( )
2 2 2
: 2 2
: 2 2 2 2 2
: 2 2 2
aq
s s
s aq
l
s s l aq s
Zn OH Zn OH e
MnO H O e MnO OH s OH
Zn MnO H O Zn OH MnO OH
−
−
+ → +
+ + → +
+ + → +
Ánodo
Cátodo
Global
• Conclusiones
Se concluye que la pila es un dispositivo que contiene una celda galvánica, ya que
tiene una diferencia de potencial, hay una sección que actúa como ánodo y otra como
cátodo, convierte las reacciones químicas que ocurren dentro de ella en corriente
eléctrica.
iii. Celda electrolítica
Tabla 5. Celda electrolítica
CELDA
ELECTROLÍTICA
(Elect. De Ref.: Ag/AgCl)
ACERO
INOX. 1
ACERO
INOX. 2
ACERO
INOX. 1
REFERIDO
AL ACERO
INOX 2.
RECTIFICADOR
Sin cerrar circuito
E(V) -1.570 -2.1 0.530 -
Cerrando circuito
en serie con el
rectificador
E(V) 1.04 -1.84 2.84 3

25. 25
Figura 19.
Celda electrolítica con rectificador
Nota: Obtenido en el Laboratorio de Corrosión. Universidad Nacional de Ingeniería, 2022.
Observaciones:
Se conecta los dos metales al rectificador, donde el acero 1 actúa con polaridad negativo
en el lado derecho y el acero 2 con polaridad positiva en el lado izquierdo; al invertir la
polaridad empieza a burbujear el metal opuesto al anterior. Se coloca el rectificador a 3 voltios
y se puede observar reacciones observándose burbujas en la parte inferior. Teniendo cuidado
que si invertimos los terminales saldrán los resultados con signo contrario.
Posibles reacciones:
Electrodo de referencia (cloruro de plata)
Ag𝐶𝑙(ac) + 1𝑒 −
↔ Ag + 𝐶𝑙−
𝐸° = 0.250 𝑉 (25°𝐶)
Cr(𝑠) / Cr3 +
(1.000𝑀) || H+
(1.000𝑀) / H2(g)

26. 26
Semirreacciones.
Cr+3
+ 3𝑒 −
→ Cr(𝑠) Á𝑛𝑜𝑑𝑜 𝐸° = −0.710 𝑉
2 H+ + 2𝑒 −
→ H2 (g) Cá𝑡𝑜𝑑𝑜 𝐸° = -0.000𝑉
Reacción global
Cl2(g) + Cr(𝑠) → 2Cl-1
+ Cr +3
Discusión de resultados:
Para lograr la reacción electroquímica de los mismos metales, se necesita aplicar
un voltaje externo lo cual dará el potencial este se da mediante la fuente que es el
rectificador.
Se observa que, en el caso de la celda electrolítica, se invierte la polaridad, las
burbujas que aparecieron el lado derecho se dará en el izquierdo lo que es símbolo de
una reacción química.
Conclusiones:
El valor de potencial del acero inoxidable 1 referido al acero inoxidable 2 es 2.84
Voltios; el cual es un valor próximo al voltaje obtenido por el rectificador, de 3 Voltios,
obteniendo una diferencia mínima de 0.16. Además, si se invierte los terminales los valores
se invertirán también siendo el acero inoxidable 1 de 2.87, el acero inoxidable 1 -1.76 y el
de 2 es 0.92 por lo cual la diferencia seria de 0.13.

27. 27
iv. Uso de indicadores de color en reacciones anódicas y catódicas
A. Clavo normal y otro doblado
Figura 20.
Clavos en solución salina
Nota: Obtenido en el Laboratorio de Corrosión. Universidad Nacional de Ingeniería, 2022.
Tabla 6. Reacciones químicas en el ánodo y cátodo del clavo normal y doblado
USO DE INDICADORES
DE COLOR
ÁNODO CÁTODO
CLAVO NORMAL
Color: Azul Color: Rosa grosella
Rxn: Fe → Fe+2
+2e-
Rxn: O2 + 2H2O + 4e-
→ 4OH-
CLAVO DOBLADO
Color: Azul Color: Rosa grosella
Rxn: Fe → Fe+2
+2e-
Rxn: O2 + 2H2O + 4e-
→ 4OH-

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Observaciones:
Se observa al poner los dos clavos en la solución, que la cabeza del clavo recto se
empieza a tonar de color rosa grosella, mientras que el cuerpo se torna de un color azul
verdoso; en el clavo doblado empieza a tornar color rosa grosella desde la cabeza hasta la
sección superior doblada y en la parte inferior de color azul.
Discusión de resultados:
La presencia de zonas azules se debe al indicador K3Fe (CN)6, el cual indica la
presencia de iones Fe+2,
ocasionados por la oxidación del metal en esas secciones.
La presencia de zonas de color rosa grosella se debe al indicador de fenolftaleína, el
cual indica que se encuentran en un medio básico, ocasionados por la aparición de OH-
.
Conclusiones:
Se observa que el hierro forma parte de la composición del clavo, donde este va a ser
oxidado, originándose iones de Fe+2
, el cual puede ser corroborado porque el indicador de
ferrocianuro de potasio torna ciertas secciones de color azul; el oxígeno va a ser reducido,
originando iones de OH-
, lo cual es corroborado por el indicador de fenolftaleína, que torna
ciertas secciones del clavo de color rosa grosella.
B. Placa de acero
Figura 21.
Reacción de un metal frente a distintos medios circundantes.
Nota: Obtenido en el Laboratorio de Corrosión. Universidad Nacional de Ingeniería, 2022.

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Tabla 7. Reacciones químicas en el ánodo y cátodo mediante el uso de indicadores en el
metal
USO DE
INDICADORES DE
COLOR
ÁNODO CÁTODO
ACERO/AGUA
SALINA/
/FENOLFTALEÍNA
Color: Incoloro Color: Rojo grosella
Rxn: Fe → Fe+2
+ 2e-
Rxn: O2 + 2H2O + 4e-
→ 4OH-
ACERO/AGUA
SALINA/
/FERRICIANURO DE
POTASIO
Color: Azul Color: Amarillo verdoso
Rxn: Fe → Fe+2
+ 2e-
Rxn: O2 + 2H2O + 4e-
→ 4OH-
Observaciones:
1. Al mezclar una gota de solución salina con unas gotas de fenolftaleína y
K3Fe(CN)6, se torna esa sección del acero de color azul verdoso con un borde color rosa
grosella.
2. Al mezclar una gota de solución salina con unas gotas de K3Fe(CN)6, se torna esa
sección del acero de color azul con un borde color amarillo verdoso.
3. Al mezclar una gota de solución salina con unas gotas de fenolftaleína, se torna esa
sección del acero incoloro con un borde color rosa grosella.
Discusión de resultados:
El K3Fe (CN)6 ocasiona en el acero un color azul, el cual indica la presencia de iones
Fe+2
, mientras que la fenolftaleína ocasiona en el acero un color rosa grosella, la cual indica
la presencia de un medio básico.
Conclusiones:
El hierro forma parte de la composición del acero, donde este va a ser oxidado,
originándose iones de Fe+2
, el cual puede ser corroborado porque el indicador de ferrocianuro
de potasio torna las secciones de color azul; el oxígeno va a ser reducido, originando iones de
OH-
, lo cual es corroborado por el indicador de fenolftaleína, que torna ciertas secciones del
acero de color rosa grosella.

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5. CONCLUSIONES
- Se logró establecer una seria galvánica mediante la medición de los
potenciales del cobre, acero, aluminio, acero inoxidable, grafito y zinc en solución salina
de NaCl.
- Se concluyó que una batería es un dispositivo que contiene una celda
galvánica, y al tener una diferencia de potencial, una parte actúa como ánodo y la otra
como cátodo, convirtiendo las reacciones químicas que tienen lugar en su interior en
corriente eléctrica.
- Se concluyó que para poder construir una celda galvaniza es necesario el
electrodo de referencia en este caso Ag / AgCl.
- Se logró aprender los metales activos son aquellos que tienen tendencia a la
oxidación, además que si el potencial es positivo es porque tiene menor tendencia a ser
metales o aleaciones nobles.
- Se determinó que en una celda electrolítica es necesario de un voltaje para
poder iniciar su reacción química; mientras que la celda galvánica transforma la reacción
química en corriente eléctrica.
6. APLICACIONES PRÁCTICAS:
6.1. La antocianina como sustituto de los indicadores de pH sintéticos: Un paso
hacia los productos químicos
Este articulo tiene como finalidad desarrollar un producto verde caracterizado
por ser menos toxico y más biodegradable. (Doria Serrano, 2009), a partir del extracto
de la col lombarda (Brassica oleracea). La cual cuenta con un pigmento hidrosoluble
llamado antocianina, quien a su vez posee cualidades químicas como el cambio de
estructura al estar en medio acido o básico, por lo cual es permitido usarse como
indicador natural de pH.
Se obtuvo el producto verde por extracción acuosa de las antocianinas,
sometida a cocción durante 10 minutos aproximadamente para luego evaluar el
extracto como indicador de pH en titulaciones de Acido Fuerte-Base Fuerte y Base
débil-Acido Fuerte. Los resultados fueron validados con titulaciones de referencia
utilizándose indicadores sintéticos como la fenolftaleína y el verde de bromocresol,
con el fin de comparar la eficiencia frente a la de estos indicadores.

31. 31
Para la mejora de la durabilidad y estabilidad del extracto, se tuvieron en
cuenta factores como la temperatura (ambiente y 4°C), el tipo de conservante (El
Benzoato de Sodio, el Ácido Sórbico y el Bisulfito de sodio) y la concentración
(0,1%, 0.08%, 0,06% y 0,04% p/v).
Concluyendo que el bisulfito a una concentración de 0,1 % p/v y conservado a
una temperatura de 4°C fue el que brindó mejores resultados, por lo que estas
condiciones fueron las seleccionadas como las óptimas para prolongar la vida útil del
indicador.
Afirmándose que el indicador natural es una buena alternativa al momento de
realizar titulaciones debido a que al ser comparado frente a indicadores sintéticos de
uso común como la fenolftaleína.
6.2 Sensores basados en electro quimioluminiscencia generada por celda
galvánica y su aplicación
En este artículo, se desarrolló una nueva matriz de sensores de imágenes de electro
quimioluminiscencia (ECL) para la determinación de peróxido de hidrógeno (H2O2), que
se basó en ECL generada por celdas galvánicas de aleación de Cu/Zn. En solución alcalina,
se formó una celda galvánica de Cu/Zn debido al efecto de la corrosión, la celda galvánica
podría proporcionar un potencial estable para la generación de luminol por ECL, y la débil
emisión de ECL podría mejorarse con H2O2. La matriz de sensores de celda galvánica se
diseñó poniendo aleación de Cu/Zn en placas de micro titulación de 96 pocillos por
separado. La intensidad relativa de ECL fue proporcional a la concentración de peróxido
de hidrógeno en el rango de 1,0 x 10-6
a 1,0 x 10-4
mol/L y el límite de detección fue 3,0 x
10 −7
mol/L (3σ), la desviación estándar relativa (RSD) para 11 mediciones paralelas de
1,0 × 10 −5
mol/L H2O2 fue 4,0 %.
Comportamiento ECL de luminol/H2O2 en celda galvánica de Cu/Zn
Tabla 8. Resultados del ensayo ICP en aleación de Cu/Zn y cobre puro
Muestra Aleación Cu/Zn Cobre (99,99%)
Contenido de Cu (ng/g) 4.0 ± 1.6 26.0 ± 2.7
Contenido de Zn (ng/g) 660.0 ± 3.5 0
Intensidad relativa de CL 16753 ± 4.3 5485 ± 3.5

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Figura 22.
Diagramas experimentales de diferentes combinaciones en placas de micro titulación (MTP)
En este trabajo, arreglo de sensores basado en aleaciones galvánicas de Cu/Zn La
celda fue diseñada y aplicada a la detección ECL de peróxido de hidrógeno. Imágenes
directas de peróxido de hidrógeno micro molar. Las concentraciones se han realizado a
través del propio array. La matriz de sensores ECL también mostró buena estabilidad y
reproducibilidad. Se llevó a cabo la miniaturización de los instrumentos y el ensayo HTS.
En un trabajo posterior, una enzima generadora de peróxido de hidrógeno acoplarse con la
matriz de sensores para desarrollar una imagen Matriz de biosensores ECL.
7. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Alejandro D, A. M., & Peña E, J. (2013). Construcción de electrodos de
plata/cloruro de plata para medición de potenciales eléctricos en estructuras
sumergidas.
Ballesteros, L. y Diaz, A. (2017). La antocianina como sustituto de los
indicadores de pH sintéticos: un paso hacia los productos verdes. Universidad de la
Costa. Colombia.
BYJUS. 2022. Electrochemical Cell - Definition, Description, Types,
Applications. [online] Available at: <https://byjus.com/chemistry/electrochemical-
cell/.
Chemistry LibreTexts. 2022. Oxidation-Reduction Reactions. [online]
Available at:
<https://chem.libretexts.org/Bookshelves/Analytical_Chemistry/Supplemental_Modul

33. 33
es_(Analytical_Chemistry)/Electrochemistry/Redox_Chemistry/Oxidation-
Reduction_Reactions.
Gómez, A., Caina, T., Moncayo, C., & Cárdenas, M. J. (2018). Celda
galvánica a base de fibra de coco. FIMAQ Investigación y Docencia. Recuperado 7 de
octubre de 2022, de https://www.panasonic-
batteries.com/sites/default/files/Panasonic-product-catalogue-2021-ES.pdf
Hyperphysics.phy-astr.gsu.edu. 2022. Electrochemical Cells. [online]
Available at: <http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbase/Chemical/electrochem.html.
Keyes, Tia E. (2007). Handbook of Electrochemistry. Spectroelectrochemistry.
Landazabal, J. (2008). Construcción de una pila galvánica de vinagre como
alternativa de enseñanza del concepto de potencial eléctrico. Dialnet. Recuperado 7 de
octubre de 2022, de https://dialnet.unirioja.es/servlet/autor?codigo=5142057
Lirong L; Zhujun Z (2006). Sensors based on galvanic cell generated
electrochemiluminescence and its application.
Mantell, C. (1980). Ingeniería Electroquímica. (4ta Edición). Barcelona -
España. McGraw-Hill.
https://books.google.com.pe/books?id=V9MfEAAAQBAJ&pg=PA547&dq=seri
e+galvanica+en+agua+de+mar&hl=es&sa=X&ved=2ahUKEwjvpZv6rL_3Ah
URm5UCHcJLD8QQ6AF6BAgKEAI#v=onepage&q=serie%20galvanica%20en
%20agua%20de%20mar&f=false
Phemtycs. 2022. La Serie Galvánica - Serie Electroquímica. Phemtycs -
Ingeniería. [online] Available at: <https://phemtycs.com/la-serie-
galvanica/#%C2%BFQue-Es-La-Serie-Galvanica.
8. ANEXOS (Incluir los dos artículos o experimentos)
Experimento de investigación: Celda galvánica a base de fibra de coco
Según investigaciones científicas, se conoce que el coco es un alimento con alto
contenido de fibra, proteína, minerales y azucares. Además, uno de los más particular es el
ácido fólico el cual proporciones las vitaminas mecerías para el cuerpo. Se conoce que posee
una gran capacidad de intercambio catiónico, retine nutrientes los cuales lo libraran de
manera lenta. Para ello el experimento que se realizara será llenar un recipiente de plástico

34. 34
con fibra de coco y en ese mismo recipiente se colocara una plaquita de zinc el cual trabajara
como cátodo y en el otro extremo se colocara uno de cobre trabajando como ánodo, teniendo
en cuenta que no deben entrar en contacto ninguno de los. Luego con agua y sal lo cual
servirá como una solución electrolítica se realizará la conexión inicial y final, después se
conectará en serie 40 celdas de coco y para poder obtener el valor en pantalla se usará un
voltímetro de alta impedancia con el fin que no interfiera con el potencial de la celda.
Finalmente, con una luz led se comprobará que es posible convertir la reacción química en
energía lo cual es un ejemplo de una cela galvánica. (Gómez, A., Caina, T., Moncayo, C., &
Cárdenas, M. J. 2018).
Los resultados obtenidos por el autor fueron los siguientes:
Tabla 9. Valores obtenidos de la celda galvánica
Voltaje Voltios
Celda 0.91
Sin electrolito 30
Con electrolito 36.40
Reacciones ocurridas en la celda
Zn +2
+ 2e- → Zn (oxida) Ánodo E°= -0.76V
Cu+2
+2e- → Cu (reduce) Cátodo E°= 0.34V
𝐸°𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎 = 𝐸°𝑐á𝑡𝑜𝑑𝑜 – 𝐸°á𝑛𝑜𝑑𝑜
𝐸°𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎 = 0.34 – (−0.76) 𝐸°𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎 = 1.10
La reacción del electrolito es:
𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐻2𝑂 → 𝐻𝐶𝑙 + 𝑁𝑎𝑂
Conclusión
Los autores concluyeron que en la celda galvánica se produce un intercambio de
cationes, en su experimento el zinc se oxidara y el cobre se reducirá, y el cloruro de sodio
generara la corriente eléctrica. La reacción ocurre en las fibras de coco y las sales minerales
presentes de esa misma, por ello la oxidación-reducción provocara un voltaje en las celdas.

35. 35
Además, resalta la importancia de una manera sostenible de los recursos naturales como es el
coco. (Gómez, Caina, Moncayo, & Cárdenas, 2018).
Construcción de una pila galvánica de vinagre como alternativa de enseñanza del
concepto de potencial eléctrico
Para la realización del diseño experimental de este experimento se utilizó electrodos
de cobre, zinc, magnesio y grafito, además de frascos de tempera vacíos y multímetros con
terminales banana-caimán para medir la diferencia de potencial y la corriente eléctrica que se
está generando, el conductor iónico utilizado era vinagre blanco. Los estudiantes debían
tomar la diferencia de potencial producida por cada combinación determinada de electrodos,
además de la corriente eléctrica máxima producida, en total se obtuvieron seis medidas de
potencial y seis medidas de corriente eléctrica máxima con lo que se obtenía una tabla de
potenciales y corrientes en función de los electrodos. (Landazabal,2008)
Conclusión
Después de haber realizado la actividad con los estudiantes se hace evidente la
importancia y la necesidad de brindarles la oportunidad de experimentar y observar por sí
mismos los fenómenos naturales que se presentan en la cotidianidad de la vida, en este caso
en particular el de las pilas eléctricas, ya que el experimento permite que los estudiantes
entiendan tanto el funcionamiento como la producción de corriente dentro de un aparato
eléctrico de este tipo, sin embargo, se debe anotar que la falta de análisis e interpretación de
las gráficas llevó a los estudiantes a repuestas erróneas en preguntas que si bien no eran
obvias podían contestarse fácilmente observando la gráfica.