PILAS Y BATERAS experimentos de Galvani serie electroqumica

PILAS Y BATERÍAS üexperimentos de Galvani üserie electroquímica üAño 1800, pila de Volta inventó una serie de aparatos capaces de producir un flujo eléctrico. Para ello utilizó recipientes con una solución salina conectados a través de arcos metálicos. Conectando varios de esos recipientes consiguió la primera batería eléctrica de la historia. Para reducir complicaciones debido a la necesidad de utilizar soluciones, empezó a utilizar pequeños discos redondos de cobre y cinc y otros de paño o cartón en agua acidulada. De manera que los unía formando una serie: cobre, cinc, paño, cobre cinc, físico italiano paño, etc. ; todos ellos apilados formando una columna. Cuando unía los extremos de la "pila" mediante un hilo conductor, al cerrase el circuito se obtenía una corriente eléctrica. La pila de Volta sirvió de impulso para los experimentadores de toda Europa (casi inmediatamente se descubrió que la corriente eléctrica podía descomponer el agua) y sirvió de base para los trabajos químicos de Davy y para el estudio de los fenómenos electromagnéticos que hizo Faraday. En los 200 años que han transcurrido desde entonces se han construido muchos modelos de pilas, pero todas ellas se basan en el mismo principio que la pila de Volta.

PILAS Y BATERÍAS En la pila voltaica las tiras de cinc y cobre, dentro de disoluciones de ácido sulfúrico diluido y sulfato de cobre respectivamente, actúan como electrodos. El puente salino (en este caso cloruro de potasio) permite a los electrones fluir entre las cubetas sin que se mezclen las disoluciones. Cuando el circuito entre los dos sistemas se completa, la reacción genera una corriente eléctrica. El metal de la tira de cinc se consume (oxidación) y la tira desaparece. La tira de cobre crece al reaccionar los electrones con la disolución de sulfato de cobre para producir metal adicional (reducción). Si se sustituye la bombilla por una batería la reacción se invertirá, creando una celda electrolítica.

PILAS Y BATERÍAS COMPOSICIÓN DE LAS PILAS MÁS COMUNES Ø Zinc/Carbono: son las pilas llamadas comunes o especiales para linterna, contienen muy poco Mercurio, menos del 0, 01%. Estan compuestas por Carbono, Zinc, Dióxido de Manganeso y Cloruro de Amonio. Pueden contaminar 3. 000 litros de agua por unidad. Ø Alcalinas (Manganeso): son más modernas que las anteriores. Su principio activo es un compuesto alcalino (Hidróxido de Potasio). Su duración es 6 veces mayor que las Zinc/Carbono. Estan compuestas por Dióxido de Manganeso, Hidróxido de Potasio, pasta de Zinc amalgamada con Mercurio (total 1%), Grafito. Una sola pila alcalina puede contaminar 175. 000 litros de agua (más de lo que puede consumir un hombre en toda su vida). Ø Mercurio: Fue la primer pila que se construyó del tipo micropila o botón. Exteriormente se construyen de acero y consta de un electrodo de Oxido de Mercurio con polvo de Grafito, el electrolito esta compuesto de Hidróxido de Potasio embebido en un material esponjoso absorbente y pasta de Zinc disuelto en Mercurio. Contiene entre un 25 y un 30% de Mercurio. Esta micropila puede contaminar 600. 000 litros de agua. Ø Níquel/Cadmio: Esta pila tiene la forma de la pila clásica o alcalina, pero tiene la ventaja que se puede recargar muchas veces. Esta constituida por Níquel laminado y Cadmio separado por nylon o polipropileno, todo arrollado en espiral. No contiene Mercurio. Sus residuos son peligrosos para el medio ambiente, principalmente por la presencia del Cadmio.

PILAS Y BATERÍAS Las pilas primarias son aquellas que se agotan y son desechadas, las secundarias son las que pueden recargarse, esta clase de pilas son también llamadas baterías. Salinas (Carbón-Zinc). . (C 10%; Zn 17%; Mn. O 2 29%) Electrolito: Cloruro de Amonio DESECHABLES (Primarias) Alcalinas. . . . . (C 02%; Zn 14%; Mn. O 2 22%) Electrolito: Hidróxido de Potasio Óxido de Mercurio Hg, y Óxido de Plata Ag Ni – Cd. . . . (Cd 18%; Ni 20%) Electrolito: Hidróxido de Potasio o de Sodio RECARGABLES (Secundarias) Ni MH. . . . (Co, Cr-Fe-Ni) (V, Ti, Zr, Al, Mg) Ión Litio. . . (Co, Ni ó Fe) Plomo Pb Electrolito: Ácido sulfúrico

PILAS Y BATERÍAS Asociación de pilas Para utilizar el efecto simultáneo de varias pilas, éstas pueden asociarse de modos diferentes: En serie cada polo, A o B, de una pila se une al contrario de otra, quedando libres el primer polo positivo, P, y el último negativo, N, entre los cuales se produce una diferencia de potenciales igual a la suma de las diferencias de cada elemento en particular. En paralelo se unen los polos del mismo nombre, A y B, y se ponen en contacto estas uniones, P, N, lo que produce una diferencia de potenciales igual a la de un solo elemento, disminuyéndose la resistencia de la pila. También pueden emplearse sistemas mixtos de asociación.

PILAS YPLOMO BATERÍAS BATERÍA DE Los electrodos son una serie de placas de plomo y de dióxido de plomo sumergidas en ácido sulfúrico al 38% en peso.

PILAS Y BATERÍAS REACCIONES REVERSIBLES: La reacción que tiene lugar en el electrodo de plomo (polo negativo) es: Pb + SO 42 - ↔ Pb. SO 4 + 2 e. En el electrodo que contiene dióxido de plomo (polo positivo) es: 2 e- + 4 H+ + Pb. O 2 + SO 42 - ↔ Pb. SO 4 + 2 H 2 O La reacción completa es: Pb + Pb. O 2 + 2 H 2 SO 4 ↔ 2 Pb. SO 4 + 2 H 2 O Cuando todo el plomo o dióxido de plomo se ha convertido en sulfato de plomo, la batería está descargada. Comunicándole corriente eléctrica se invierten las reacciones, esto es, se carga: 2 Pb. SO 4 + 2 H 2 O ↔ Pb + Pb. O 2 + 2 H 2 SO 4

PILAS Y BATERÍAS Baterías de Níquel / Cadmio 1. 2 voltios Interiormente tienen dos electrodos, el de cadmio (negativo) y el de hidróxido de níquel (positivo), separados entre sí por un electrolito de hidróxido de potasio. Llevan también un separador situado entre el electrodo positivo y la envoltura exterior y un aislante que las cierra herméticamente.

PILAS Y BATERÍAS PILA SECA DE LECLANCHÉ (patentada en 1899) El metal atacable (ánodo) es el zinc en solución de cloruro de amonio, un medio poroso lleno de peróxido de manganeso mezclado con carbón cierra el circuito con el electrodo positivo (barra de grafito) Oxidación: 2 Cl. NH 4 + Zn° Cl 2 Zn" + 2 NH 3 + H 2 Reducción: H 2 + 2 Mn. O 2 Mn 2 O 3 + H 2 O.

PILAS Y BATERÍAS PILAS DE COMBUSTIBLE El funcionamiento consiste en la oxidación de un combustible –por ejemplo, hidrógeno-, generando energía eléctrica en lugar de calor, impidiendo su combustión directa con el oxígeno. Tomando como testigo el caso de la PEMFC (polymeric electrolite membrane fuel cell), esto se logra alimentando el hidrógeno en el ánodo de la celda y el oxigeno en el cátodo, separados por una membrana electrolítica. El hidrógeno fluye hacia el ánodo de la celda, donde una cubierta de platino cataliza la pérdida de electrones de sus moléculas, dejándolo ionizado en forma de protones que fluyen hacia el cátodo. La selectividad de la membrana impide el transporte de otra especie. En el catalizador del cátodo, a medida que fluye el oxígeno se combina con los protones y los electrones para formar agua. Ánodo: 2 H 2 4 H+ + 4 e. Cátodo: 4 e- + 4 H+ + O 2 2 H 2 O Reacción completa: 2 H 2 + O 2 2 H 2 O Por su simplicidad, y por la temperatura de operación relativamente baja, inferior a 100ºC, las celdas de membrana polimérica (PEM) han centrado la mayor parte de los desarrollos.

PILAS Y BATERÍAS

Características Efectos a la Salud Efectos al Ambiente Mn Metal pesado, Oligoelemento Afecta al SNC Posible esterilidad de los suelos, contamina el agua C Contaminado con Hg de 0. 18 mg/Kg a 6. 42 mg/Kg Principalmente metilmercurio Zn Metal pesado, oligoelemento El Hg que contiene Contenidos altos de Hg en el C afecta sensiblemente al natural, pueden contaminar el agua y SNC aire. Intoxicación aguda. Posible esterilidad de los suelos Es bioacumulable y biopersistente Contamina los cultivos Cd Insoluble en agua Carcinógeno* Acumulable en riñón e hígado Ni Insoluble en agua Posible carcinógeno Biopersistente Pb Puede ser soluble en agua Afecta al SNC y hematopoyético. Se acumula en los huesos Hg Puede ser soluble en agua Afecta al SNC principalmente en niños Es corrosivo Puede ocasionar problemas cardiacos y Bioacumulable (En peces) Contamina el agua Biopersistente Y bioacumulable Contamina el agua Li No ha sido evaluado

ELECTRÓLISIS INDUSTRIALES La descomposición electrolítica es la base de un gran número de procesos de extracción y fabricación muy importantes en la industria moderna, como la producción y refinado de metales. Electrólisis en base acuosa: por ejemplo el proceso Gibbs para producción de soda cáustica (Na. OH)(un producto químico importante para la fabricación de papel, rayón y película fotográfica) que se produce por la electrólisis de una disolución de sal común en agua. La reacción produce cloro y sodio. El sodio reacciona a su vez con el agua de la pila electrolítica produciendo la soda. El cloro obtenido se utiliza en la fabricación de pasta de madera y papel. Horno Eléctrico: aplicación industrial importante de la electrólisis, que se utiliza para la producción de aluminio, magnesio y sodio (proceso Downs). En este horno, se calienta una carga de sales metálicas hasta que se funde y se ioniza. A continuación, se deposita el metal electrolíticamente.

ELECTRÓLISIS INDUSTRIALES PRODUCCIÓN DE SODA CAÚSTICA y CLORO Haciendo pasar una corriente eléctrica por una solución de cloruro de sodio el cloro se desprende en el ánodo; y el ión cloruro, Cl-, pierde un electrón, oxidándose en consecuencia a cloro gaseoso. Si el electrodo es de carbón que no reacciona, éste se disuelve en el agua hasta formar una solución saturada y luego escapa en estado gaseoso. En el cátodo queda libre el hidrógeno y se forma la soda cáustica. Ánodo: 2 Cl- ↔ Cl 2 + 2 e. Cátodo: 2 H+ + 2 e- ↔ H 2

ELECTRÓLISIS INDUSTRIALES ü Celda de cátodo fijo y diafragma. Por la parte superior ingresa la solución de cloruro de sodio purificada y saturada. El diafragma está compuesto por varias capas de asbesto (o teflon) que revisten a telas o mallas de hierro que separan los compartimentos anódicos y catódicos. Los ánodos son de grafito y las parrillas de hierro forman el cátodo. Se aplica una corriente de 4 volts, los iones cloro se dirigen al ánodo, se descargan y abandonan el compartimiento en forma de gas. A demás, el hidrógeno que se desprende se recoge por debajo del diafragma. ü Celda de cátodo fijo sin diafragma. El transporte de corriente entre los dos espacios tiene lugar por debajo de la campana donde las dos soluciones, anódicas y catódicas están en contacto directamente. Se produce una capa límite estacionaria de modo quede compensando el transporte de los iones oxidrilos hacia el ánodo con la entrada de la solución de Na. Cl y la salida de solución de soda cáustica en el compartimiento catódico (el Na. Cl entra en el compartimiento anódico). ü Celda con cátodo móvil de mercurio. Una solución saturada Na. Cl ingresa continuamente en la misma dirección que una corriente de mercurio, de poco espesor que actúa como cátodo. Se aplica una corriente de 4, 6 voltios y los ánodos son de grafito (generalmente varios ánodos). En la electrólisis el cloro se descarga como cloro gaseoso en el ánodo. El Na+ pasa a Na 0 en el cátodo antes que el H+ debido a que este último tiene un sobrevoltaje sobre el Hg muy elevado en cambio el sodio se disuelve en el mercurio y sale de la celda con lo que favorece y desplaza la reacción de su reducción. Exteriormente se trata con agua formándose Na. OH y H 2. El mercurio regresa a la celda lográndose un proceso continuo.

ELECTRÓLISIS INDUSTRIALES PRODUCCIÓN DE ALUMINIO Anodo: 6 O= + 3 C ↔ 3 CO 2 + 12 e. Cátodo: 4 Al+++ + 12 e- ↔ 4 Al° Reacción global: 2 AL 2 O 3 + 3 C ↔ 4 AL° + 3 CO 2

ELECTRÓLISIS INDUSTRIALES PRODUCCIÓN DE SODIO El método Downs para la producción de sodio comercial consta de un aparato que esta constituido por una caldera de hierro A, por cuya parte inferior entra un ánodo de grafito B. El cátodo C entra en la masa fundida de Na. Cl. Al circular la corriente, se producen las siguientes reacciones: Anodo: 2 Cl- - 2 e- ↔ Cl 2° Cátodo: 2 Na+ + 2 e- ↔ 2 Na° Reacción global: 2 Cl. Na ↔ 2 Na+ + 2 Cl- El sodio por su baja densidad, flota y se extrae por D y el cloro se desprende en E.

ELECTRÓLISIS INDUSTRIALES REFINADO ELECTROLÍTICO Estos métodos se utilizan para refinar el plomo, el estaño, el cobre, el oro y la plata. La ventaja de extraer o refinar metales por procesos electrolíticos es que el metal depositado es de gran pureza. Cobre: puede galvanizarse fácilmente como tal o como base para otros metales. La metalurgia del cobre varía según la composición de la mena. Las menas más importantes, las formadas por sulfuros, no contienen más de un 12% de cobre, llegando en ocasiones tan sólo al 1%, y han de triturarse y concentrarse por flotación. Los concentrados se funden en un horno que produce cobre metálico en bruto con una pureza aproximada del 98%. Este cobre en bruto se purifica posteriormente por electrólisis, obteniéndose barras con una pureza que supera el 99, 9 por ciento. Para refinar el cobre bruto se emplea el método electrolítico. Se coloca al cobre bruto como ánodo, en una cuba electrolítica que contiene una solución de Cu. SO 4. El polo negativo o cátodo, esta constituido por láminas de cobre puro. Cátodo: Cu++ + 2 e- ↔ Cu° Anodo: Cu° ↔ Cu++ + 2 e-