5.8. Electroquímica y celdas electrolíticas.
Cuando pasa una corriente eléctrica a través de un conductor
electrolito, el transporte de materia se manifiesta en las discontinuidades del
sistema. Por ej., si en una disolución acuosa diluida en un ácido se sumergen
dos alambres, preferentemente de platino, unidos a los 2 polos de una batería
voltaica que actúa como fuente de corriente, se desprenden en los alambres
burbujas de hidrogeno y oxigeno respectivamente, si la disolución electrolítica
contuviera una sal de cobre o plata se liberaría el metal correspondiente en
lugar de hidrogeno. Los fenómenos asociados con la electrólisis fueron
estudiados por Faraday y la nomenclatura que utilizó y que se emplea
todavía fue ideado por Whewell.
Las celdas electroquímicas se usan principalmente con dos
fines:
Convertir la
energía química en eléctrica
Convertir la
energía eléctrica en química
En las pilas secas
comunes y en el acumulador de plomo tenemos convertidores de energía química en
eléctrica, mientras que en la carga de la batería de almacenamiento y en la
purificación electrolítica del cobre se utiliza la energía eléctrica para
realizar una acción química. Una celda es un dispositivo simple de dos
electrodos y un electrolito capaz de dar electricidad por la acción química
dentro de la celda, o de producir una acción química por el paso de
electricidad a su través. Una batería, por otra parte, es una combinación de
dos o más celdas dispuestas en serie o en paralelo. Así el acumulador de plomo
es una batería constituidas por tres celdas conectadas en serie.
El método más común
de determinar la diferencia de potencial entre dos puntos cualesquiera en un
circuito eléctrico es el de conectar un voltímetro entre aquellos, leyéndose
directamente el voltaje con el instrumento.
5.9. Electroquímica y celdas voltaicas (galvánicas)
Una celda voltaica es un dispositivo para producir energía
eléctrica a partir de una reacción redox. La principal característica de la
celda voltaica es la pared porosa que separa las dos soluciones evitando que se
mezclen. La pared es porosa para que los iones la atraviesen. La hemicelda del
ánodo adquiere un exceso de iones de Zn positivos (para mantener la neutralidad
eléctrica necesita iones negativos), al mismo tiempo, la hemicelda del cátodo
consume iones de Cu (para
mantener la neutralidad,éste debe eliminar iones negativos).Los iones SO4=
atraviesan la pared porosa para satisfacer la neutralidad eléctrica de ambas
hemiceldas.
Los tipos de celdas
más comunes son: las pilas y el acumulador de plomo.
Una celda voltaica
aprovecha la electricidad de la reacción química espontánea para encender una
lamparita, es decir, convierte energía potencial química en energía eléctrica
(fig. 6). Las tiras de cinc y cobre, dentro de disoluciones de ácido sulfúrico
diluido y sulfato de cobre respectivamente, actúan como electrodos (el derecho
actúa como cátodo y el izquierdo como ánodo). 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
(como se muestra a la derecha), la reacción genera una corriente eléctrica.
Si ambas soluciones
se conectan mediante un voltímetro su lectura acusará 1,10 V, esto debido a que
el potencial de oxidación del Zn++ es 0,763 V y el del Cu++ es de −0,337 V, por
lo tanto el cinc (de mayor potencial) le cede electrones al cobre (de menor
potencial).
Obsérvese que 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 lamparita
por una batería la reacción de una se invertirá, creando una celda
electrolítica, convirtiendo energía eléctrica en energía potencial química.
Tipos de pila
Una de las primeras pilas eléctricas, la Pila
Daniell. Una pila Daniell está formada por un electrodo de zinc sumergido en
una disolución diluida de sulfato de zinc y otro electrodo de cobre sumergido
en una disolución concentrada de sulfato de cobre. Ambas disoluciones están
separadas por una pared porosa. En esta situación la tensión de disolución del
zinc es mayor que la presión osmótica de los iones Zn++ y el electrodo se
disuelve emitiendo Zn++ y quedando cargado negativamente. En la disolución de
sulfato de cobre, debido a su alta concentración de iones Cu, depositándose
Cu++ sobre el electrodo de este metal que de este modo queda cargado
positivamente. En estas condiciones existirá una diferencia de potencial de 1
voltio aproximadamente entre ambos electrodos.
Similar a la anterior es la Pila de Volta,
considerada la primera en su especie. En esta los electrodos son también zinc y
cobre y el electrolito es ácido sulfúrico. Al disolverse ambos metales en el
ácido, el cobre adquiere un potencial mayor que el zinc, estableciéndose por
tanto una diferencia de potencial de aproximadamente 1 voltio entre ambos. Esta
pila tiene el inconveniente de que al desprenderse hidrógeno en el proceso,
este se deposita en parte sobre el cobre impidiendo el paso de corriente, por
lo que se dice que en estas condiciones la pila se ha polarizado.
Otra pila basada en el mismo principio es la Pila
Leclanché. En esta el electrolito es una solución de cloruro amónico (Cl NH4),
siendo el electrodo negativo de zinc y el positivo una placa de carbón rodeado
de una mezcla de bióxido de manganeso y carbón pulverizado introducido en un
vaso de paredes porosas. El bióxido de manganeso actúa como despolarizante,
parta evitar el fenómeno de la polarización citado en la pila de Volta.
La tensión de disolución del Zn hace a este
disolverse formando cloruro de zinc y adquiriendo el electrodo un potencial
negativo respecto a la solución. Los iones NH4+ del cloruro amónico se
descargan sobre el electrodo de carbón produciendo NH3 e hidrógeno, el cual
actuando sobre el bióxido de manganeso (Mn O2) lo reduce a óxido manganoso (Mn
O).
Tenemos finalmente las denominadas pilas secas, que
son las que normalmente utilizamos. Estas son pilas de Leclanché en las que la
disolución de cloruro amónico y la mezcla de carbón y bióxido de manganeso se
ha sustituido por una pasta formada por bióxido de manganeso, cloruro de zinc,
carbón de cok, agua y una pequeña cantidad de grafito. El recipiente de zinc es
el electrodo negativo y una barra de carbón introducida en la pasta el
positivo. El cierre del recipiente se hace con una pasta no conductora que lo
hace hermético.
Puesto que son fuente de energía, las baterías
tienen dos parámetros fundamentales a tener en cuenta: el voltaje y la
capacidad. El voltaje en la mayoría de las baterías lo tienen ajustado a 1,5 V
este valor puede variarse. La capacidad de la batería viene medida en amperios
hora, o más generalmente en el caso de pilas pequeñas en miliamperios hora
(mAh).
A modo de ejemplo, 100 mAh indica que es posible
obtener una corriente de 100 mA durante una hora (o 200 mA durante media hora)
antes de que se agote la batería. Esta relación no es lineal, pues una
corriente más elevada hace que se acorte la vida de la batería, mientras que
una corriente más suave puede alargar la duración de la misma.
Ø Pila primaria: es
una pila basada en una reacción química irreversible, y por lo tanto, es una
pila no recargable (posee un solo ciclo de vida).
Ø Pila secundaria:
es aquella pila basada en una reacción química reversible y, por lo tanto, es
recargable. Se pueden regenerar sus elementos activos pasando una corriente
eléctrica en sentido contrario al de descarga. Posee ciclos de vida múltiples.
Ø Pila botón:
es una pila de tamaño reducido, de forma chata y redonda.
Ø Batería:
se denomina así a una unidad productora de energía eléctrica, constituida por
varias pilas.
Pila de combustible:
Mecanismo electroquímico en el cual la energía de una reacción química se
convierte directamente en electricidad. A diferencia de la pila eléctrica o
batería, una pila de combustible no se acaba ni necesita ser recargada;
funciona mientras el combustible y el oxidante le sean suministrados desde
fuera de la pila
Los objetos se galvanizan para evitar la corrosión,
para obtener una superficie dura o un acabado atractivo, para purificar metales
(como en la refinación electrolítica del cobre), para separar metales para el
análisis cuantitativo o como es el caso de la electrotipia, para reproducir un
molde. Los metales que se utilizan normalmente en galvanotecnia son: cadmio, cromo,
cobre, oro, níquel, plata y estaño. Las cuberterías plateadas, los accesorios
cromados de automóvil y los recipientes de comida estañados son productos
típicos de galvanotecnia.
Jesus Arnoldo Hernandez Cavazos
Ruth Acela Mancilla Rosas
Jesus Sebastian Cuevas
Julio Cesar Hernandez Martinez
Presentacion 12 from arnoldo14
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