Construcción de pilas galvánicas modificadas

Para replicar situaciones de corrosión de la vida cotidiana, se dispusieron los metales previamente lijados y limpios en un mismo vaso de precipitado de 200 mL, con solución de NaCl y conectados a los polos del voltímetro, con una separación entre ellos de 5 cm aproximadamente y se esperó 20 segundos hasta la estabilización del voltaje. De la misma forma que en el experimento anterior, se unieron dos o tres pilas modificadas conectadas en serie para encender el led. Se probaron distintas concentraciones de la solución de cloruro de sodio (hasta la saturación). Tabla 3

Pila galvánica con estructura clásica

Como se puede visualizar en la ecuación de Nernst (1), las concentraciones de sales del cátodo y el ánodo no son importantes cada una por si sola, ya que la diferencia de potencial generada será afectada únicamente cuando estas son diferentes. Por lo tanto, con la finalidad de abaratar el costo del experimento, se utilizó en ambas soluciones concentraciones diluidas al 0,1 M, ya que se obtuvo el mismo voltaje. Es importante destacar que al utilizar bajas concentraciones se obtendrá menor intensidad de corriente y se debe tener mayor cuidado al momento de preparar las soluciones, ya que un pequeño error llevará a que reaparezca el término de corrección del potencial. ^{Chang R. Química. 2010}. (Cap. 19)

Dónde:

∆E = Diferencia de potencial corregido (V)

∆E°=Diferencia de potencial en condiciones estándar (V)

R= Constante universal de los gases ideales

T= Temperatura absoluta (K)

Z= Cantidad de electrones que participan en la reacción (mol)

F= Constante de Faraday (C/mol)

x_i= Concentración de la sal del ánodo (M) x₂= Concentración de la sal del cátodo (M)

En las pilas mostradas en la tabla 1, se observa que en la mayoría de casos los resultados de los voltajes experimentales difieren significativamente de los voltajes teóricos según fuentes como ^{Milazzo, Caroli, y Sharma (1978)}, en donde, los que más se aproximan a los calculados son el del cobre, la plata, el cinc y el plomo, lo cual coincide con ser los elementos que poseen los mayores potenciales de reducción entre los metales utilizados y que corresponden también, con ser los de mayor utilización en la vida cotidiana como materiales puros. En el caso del cinc, se debe tener especial cuidado ya que al poseer un bajo potencial de reducción, se forma una capa de óxido la cual actúa como pasivante de este metal. Debido a que la combinación entre estos elementos da en todo los casos un error relativo inferior al 5%, los vuelve adecuados para comprobar el cálculo de la Fem de una pila.

En cambio, otros elementos como el hierro, el magnesio y el aluminio, se alejan demasiado de los datos teóricos. En el caso del hierro la discrepancia se puede explicar debido a que en la mayoría de las ocasiones este se encuentra como aleación con el objetivo de favorecer sus características mecánicas y evitar su oxidación, por otro lado, con respecto al aluminio y al magnesio, a pesar de encontrarse en un estado de pureza relativamente alto, ambos poseen la capacidad de formar espontáneamente una capa de pasivación producto de la oxidación (^{Giudice & Pereyra, 2003}), que aísla al elemento puro y frena las reacciones de oxidación.

Debido a la necesidad de conseguir al menos 1,6V para encender el led, se utilizaron las combinaciones cobre-magnesio y plata-magnesio, ya que otras combinaciones de metales no conseguían este voltaje, lo cual nos permitió recordar conceptos de electricidad y electrónica al conectarlas en serie. Una vez obtenido el potencial requerido o uno superior no siempre se observó la luminosidad adecuada, para solventar este punto fue necesario aumentar la corriente eléctrica a través de una mayor tasa de compensación de cargas, para lo cual, se hicieron pruebas variando las dimensiones (tabla 2) y el número de puentes salinos (de 1 a 3). Como resultado se obtuvo que la energía generada aumentaba significativamente al adicionar más puentes salinos y al disminuir su longitud y al aumentar su diámetro.

También se variaron las concentraciones del puente salino, resultando una práctica beneficiosa para exponer cuál es su implicancia en el experimento, ya que a bajas concentraciones se obtuvo la misma diferencia de potencial, pero la energía generada es prácticamente nula. En cambio, al aumentar la concentración de sal, permitió observar su correlación directa con un aumento del flujo de corriente, correspondiendo a una mayor tasa de compensación de cargas y de oxidación por parte del elemento utilizado como ánodo. Lo cual, se puede asemejar al efecto generado por la humedad en ambientes altamente salinos como en las cercanías del mar, donde se observa un rápido deterioro de los objetos metálicos o deterioros paulatinos en ambientes como en el baño luego de una ducha con agua caliente, pudiendo ser un nexo entre la teoría y la realidad fácil de asimilar.

Pila galvánica modificada

Tratando de imitar el proceso corrosivo que se genera en los metales expuestos a ambientes marinos, es decir a la humedad con altos contenidos de sales, es que decidimos introducir ambos metales (magnesio y plata) en una solución de cloruro de sodio (ilustración 2), en donde pudimos comprobar que seguía existiendo un voltaje, el cual a pesar de no ser igual que los valores obtenidos en la tabla 1 permitieron encender el led. Notamos también que variaciones en la concentración de cloruro de sodio no producían variaciones en el voltaje, pero si en el amperaje (Tabla 3). Posteriormente, introdujimos los mismos metales en agua destilada y observamos nuevamente voltajes similares a los obtenidos en solución salina, pero la intensidad de corriente fue apenas perceptible por el amperímetro y no encendió el led. Debemos destacar el hecho que en el transcurso de pocos minutos se observó un pequeño aumento en el amperaje, simultáneamente con un aumento espontaneo del pH. Este hecho demuestra que trabajar en presencia de humedad (agua con oxígeno) provoca la corrosión y la presencia de sales acelera aún más este proceso.

Ilustración 2 Pila galvánica modificada compuesta por una barra de magnesio y una de plata, inmersos en una solución de cloruro de sodio. 

La mayoría de las combinaciones de metales mostradas en la tabla 4 permitieron encender el led al conectarse en serie (de 2 a 3 celdas), con lo que se logra demostrar la generación de corriente eléctrica por el proceso de corrosión. Así mismo observamos que la distancia entre electrodos es determinante para aumentar el amperaje, mientras más cercanos se encuentren los metales la corriente medida fue mayor, pero también producía mayor variabilidad en el voltaje, consiguiéndose los mejores valores entre 1 y 5 cm.

Experimento pila galvánica común

Debido a que algunos metales de uso cotidiano se encuentran en estado puro y otros como aleaciones, se puede pedir al alumno la construcción de una pila que concuerde con lo teórico como cobre-zinc, y otra que discrepe, pero que genere un voltaje mayor a 0,5 V (ver en la tabla 1) para poder asegurar que encienda el led, por ejemplo la combinación cobre - aluminio y luego unirlas en serie. Junto a esto, es necesario incorporar variaciones que den lugar a preguntas que requieran raciocinio, utilizables tanto de forma experimental como teórica, si se les contextualiza correctamente durante la pregunta. Ejemplos de las actividades y preguntas que los alumnos deberían resolver son:

Experimento pila galvánica modificada

Antes de iniciar la práctica, es necesario explicar que estas reacciones ocurren con mayor frecuencia gracias al contacto indirecto de los metales, ya que la humedad ambiental con presencia de sales crea un puente salino natural. Para lograr relacionar la implicancia tanto en la vida cotidiana como en el experimento, es imprescindible que se realice valorando en todo momento la intensidad de corriente eléctrica, ya sea midiendo directamente con un amperímetro, o indirectamente observando la intensidad de luz de un led.

Se sugiere seguir con preguntas como:

Lo ideal de esta sección es que se utilicen en un mismo recipiente metales que usualmente estén juntos en la vida real, bien puede ser la combinación hierro cinc, semejando una bisagra de cinc en un marco de hierro u otra que pueda imaginar el propio estudiante.