PROCESOS REDOX EN LA INDUSTRIA PILAS COMERCIALES

Grupo Lentiscal
Pilas
PROCESOS REDOX EN LA INDUSTRIA
PILAS COMERCIALES
TIPO
a) Pila seca o salina
b) Pila alcalina
c) Pila de mercurio
d) Acumuladores
DESCRIPCIÓN
Es la pila más corriente y de mayor consumo. En realidad no está seca: contienen en su
interior una disolución acuosa de un electrolito. También se llama pila Leclanché, en honor
a su inventor (1866). Está constituida por una barrita de grafito, que hace de polo positivo,
rodeada de MnO2, y un recipiente de cinc, que es el polo negativo. Como electrolito actúa
una disolución acuosa de NH4Cl, embebida en un sólido absorbente (serrín, carbón en
polvo, etc., con una sustancia higroscópica, como ZnCl2, para mantener la humedad). Las
reacciones que ocurren en la pila son algo complejas, pero pueden resumirse en las
semirreaciones:
polo (-): Zn ⇒ Zn2+ + 2epolo (+): 2MnO2 + 2NH4+ + 2e- ⇒ Mn2O3 + H2O + 2NH3
El NH3 con los iones Zn2+ forma el complejo [Zn(NH3)4]2+ , con lo que se evita la
acumulación de NH3 gaseoso, que hincharía la pila hasta reventarla.
La fem de esta pila es de 1,5 V. En el comercio hay pilas de 4,5 V, que son, en realidad,
asociaciones en serie de tres pilas secas.
Es una versión mejorada de la pila anterior. El electrolito de NH4CI se ha reemplazado por
KOH (de aquí el nombre de alcalina), lo que evita el carácter ácido del contenido causado
por los iones NH4+ , y le confiere una mayor duración, si bien su coste es también mayor.
Las semirreaciones simplificadas son:
polo (-): Zn + 2OH- ⇒ Zn(OH) 2 + 2epolo (+): 2MnO2 + H2O + 2e- ⇒ Mn2O3 + 2OHEl recipiente de esta pila es de acero y la distribución de los componentes es la inversa de
la anterior. En este caso, el polo e de Zn va en el centro, y el MnO2 ocupa la zona
periférica.
La pila alcalina tiene la misma fem, 1,5 V; pero es más constante con el tiempo, y su
rendimiento es mejor que el de las salinas.
En esta pila el polo (-) es una amalgama de cinc, y el polo (+) es de acero, en contacto con
una pasta de HgO, KOH y Zn(OH)2.
Las semirreacciones, en esta pila, son:
polo (-): Zn (Hg) + 2 OH- ⇒ ZnO + H2O + 2epolo (+): HgO + H2O + 2e- ⇒ Hg + 2 OHLa ventaja de esta pila (aunque bastante más cara) es que puede fabricarse de un tamaño
muy reducido (pilas “botón”), por lo que tiene múltiples aplicaciones en relojes, audífonos,
etc. A pesar de ser tan pequeña, su fem, de 1,35 V y es muy estable en el curso de una
utilización prolongada.
Es muy peligrosa para el medio ambiente por contener compuestos de mercurio.
Son pilas reversibles, de tal forma que, haciendo pasar una corriente eléctrica en dirección
opuesta, se pueden invertir las reacciones, recargándose el acumulador, es decir, que se
regeneran los reactivos originales de la pila mediante una electrólisis. Por ello, no pueden
utilizarse para este tipo de pilas procesos en los que haya desprendimiento de gases.
El acumulador más tradicional y más utilizado es el de plomo. Está formado por una serie
de láminas de plomo (polo negativo), alternando con otras de dióxido de plomo (polo
positivo), y sumergidas ambas en una disolución acuosa de H2SO4 al 20%. Las
semirreaciones que se producen son:
polo (-): Pb + SO42- ⇔ PbSO4 + 2epolo (+): PbO2 + 4H+ + SO42- + 2e- ⇔ PbSO4 + 2H2O
En la descarga, las dos semirreacciones ocurren hacia la derecha, con lo que ambos
electrodos se van recubriendo de una capa de PbSO4 (que es insoluble), a la vez que se
hace más diluida la disolución de H2SO4. En la carga (hacia la izquierda) se regeneran los
reactivos (Pb y PbO2), a la vez que se concentra la disolución de H2SO4.
La fem de un acumulador simple es de 2,05 V, pero suelen conectarse en serie,
constituyendo una batería; las de los coches están formadas por seis elementos, con lo
que resulta una tensión de unos 12 V. Cuando el motor del coche está parado, la batería
proporciona la corriente necesaria para el motor de arranque, bujías, faros, etc. Cuando el
motor está en marcha, mueve la dinamo, que suministra la corriente de carga a la batería.
Una de las razones por las que el coche eléctrico no ha sustituido aún al coche de
gasolina es el peso de las baterías. Para asegurar una autonomía de varias horas a un
vehículo medio sería necesario utilizar más de una tonelada de acumuladores de plomo.
Hoy día han aparecido acumuladores menos pesados y de mejor rendimiento, como los de
Ni- Cd, Ni-Zn, Ni-Ag, Na-S, etc.
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e) Acumulador
de niquel-cadmio
Es más conocido como pila recargable, por lo que tiene ventajas s0bre las pilas
anteriores. Los electrodos están enrollados y separados por láminas empapadas
en una papilla de KOH.
Las semirreacciones que tienen lugar son:
polo (-): Cd + 2OH- ⇒ Cd(OH)2 + 2e- (descarga)
polo (f): 2 Ni(OH)3 + 2e- ⇒2 Ni(OH)2 + 2OH- (carga)
Tiene una vida más larga que el acumulador de plomo, y su fem, de 1,35 V; es
mucho más estable. A cambio, es mucho más caro.
f) Pilas de
combustible
Para producir electricidad, una central térmica parte de un combustible que quema
en una máquina de vapor; el vapor producido mueve una turbina acoplada a un
alternador. Sin embargo, menos de un 40% de la energía de la combustión se
convierte en electricidad; el resto se pierde como calor.
Una pila de combustible, por el contrario, permite convertir la energía química de
la reacción entre un combustible y oxígeno directamente en energía eléctrica, sin
pasar por el calor como intermediario. La conversión se hace, además, con un
excelente rendimiento (alrededor de un 80%), sin ruido y sin polución. Se
comprende, pues, el enorme interés que ha suscitado tal sistema, cuya
importancia está creciendo rápidamente. Su éxito en aplicaciones concretas como
vehículos espaciales (fue utilizada en los viajes a la Luna de las misiones Apolo)
ha avalado todas las expectativas.
La pila de combustible más utilizada se basa en la reacción entre el hidrógeno y el
oxígeno para dar agua. Está constituida esencialmente por dos electrodos,
separados por una disolución concentrada de KOH, que hace de electrolito. Los
electrodos son tubos huecos de carbón poroso impregnados de un catalizador.
Por el lateral de uno de ellos se inyecta hidrógeno y por el del otro, oxígeno. Las
reacciones que tienen lugar en cada uno son:
Ánodo: 2 H2 (g) + 4 OH-(aq) ⇒ 4 H2O (l)+ 4 eCótodo: O2 (g) + 2 H2O (l) + 4 e- ⇒ 4 OH- (aq)
Con lo que la reacción global es:
2 H2 (g) + O2 (g) ⇒ 2 H2O (l)
Otra característica digna de señalar es que, a diferencia de las pilas tradicionales,
aquí las sustancias químicas se van suministrando desde el exterior de forma
continua mientras la pila está trabajando, con lo cual no tiene un plazo fijo de
agotamiento.
En la actualidad se sigue investigando el diseño de las pilas de combustible para
reducir su coste y mejorar su potencia eléctrica. Por otra parte, se han descubierto
catalizadores que permiten que la luz solar descomponga el agua en H2 y O2, los
cuales, introducidos en una pila de combustible, harían posible el
aprovechamiento de las energía solar.
RECUBRIMIENTOS ELECTROLÍTICOS
La electrodeposición
(niquelado/cromado/plateado/dorado/etc.) consiste en recubrir
un objeto metálico, que hace de cátodo, de una fina capa de
un metal más noble (Ni, Cr, Ag, Au, etc.) mediante la
electrólisis de una disolución que contenga los
correspondientes iones.
Los electrodos son sencillamente dos barras conductoras
(una de ellas es la que se quiere recubrir), que están
conectadas a un generador de corrriente eléctrica continua
(batería de pilas o dinamo).
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CORROSIÓN DEL HIERRO
Uno de los procesos de corrosión más familiares es la corrosión del hierro, un proceso de gran
importancia desde el punto de vista eco- nómico. Se calcula que un 20 % del hierro producido
anualmente se utiliza para reemplazar el hierro inutilizado a causa de la corrosión.
Se sabe que la corrosión del hierro requiere agua y oxígeno. El hierro no sufre corrosión aunque
esté en contacto con agua si ésta no contiene O2. El
hierro sumergido en aceite exento de agua tampoco
se corroe aunque éste contenga O2. otros factores,
tales como el pH, la presencia de sales o el contacto
con determinados metales pueden acelerar la
corrosión del hierro.
La corrosión del hierro es de naturaleza
electroquímica. Una región de la superficie del hierro
sirve de ánodo en el que se produce la oxidación del
metal: Fe (s) ⇒ Fe2+ (aq)
Los electrones viajan a través del metal a otra zona de la superficie que sirve de cátodo. Aquí, el
O2 sufre la reducción: O2 (g) + 4 H+ (aq) + 4 e- ⇒ 2 H2O (I)
Los iones H+ toman parte en la reducción del O2. Al disminuir la concentración de H+ (es decir, al
aumentar el pH), la reducción del O2 se hace menos favorable. Esto explica que a pH > 9 no se
observa corrosión en el hierro. En el curso de la corrosión, el Fe2+ formado en el ánodo se oxida
hasta Fe3+. El Fe3+ forma óxido de hierro (III) hidratado, conocido como orín o herrumbre:
4 Fe2+ (aq) + O2 (g) + (4 + 2x) H2O (I) ~ 2 Fe2O3 .x H2O (s) + + 8 H+ (aq)
Dado que el cátodo es generalmente el área donde el suministro de O2 es mayor, los depósitos de
herrumbre se suelen producir aquí. Cuando se examina una pala de hierro expuesta al aire
húmedo con partículas de suciedad adheridas, se ve que las zonas «picadas» ocurren,
generalmente, bajo las partículas de suciedad, pero la herrumbre se forma en otras zonas donde
el O2 tiene más fácil acceso.
PREVENCIÓN DE LA CORROSIÓN
•
El hierro se recubre a menudo con una capa de pintura o de otro metal, como estaño, cinc o
cromo, para proteger su superficie contra la corrosión. Por ejemplo, las latas de conservas
para alimentos se recubren con una capa finísima de estaño (de 1 a 20 µm), que impide la
entrada de oxígeno. El estaño protege al hierro mientras la capa protectora permanezca
intacta. Si ésta se rompe y el hierro queda expuesto al aire, el estaño pierde su poder
protector.
•
El hierro galvanizado se obtiene recubriendo el hierro
con una capa fina de cinc. El cinc protege al hierro
contra la corrosión incluso cuando la superficie
protectora se rompe. En este caso, el hierro hace de
cátodo (electrodo positivo) donde se reduce el O2,
siendo el cinc el que se oxida (ya que su potencial de
oxidación es mayor que el del hierro). El cinc hace,
pues, de ánodo y se corroe en lugar del hierro. La
protección de un metal haciendo que haga de cátodo en una pila electroquímica se conoce
como protección catódica.
•
El metal que se pone para que se oxide, en lugar del hierro, se
denomina ánodo de sacrificio. Las tuberías subterráneas se
protegen a me- nudo contra la corrosión haciendo que la tubería
sea el cátodo de una pila galvánica. Piezas de un metal activo
(muy fácilmente oxidable), como por ejemplo magnesio, se
entierran junto a la tubería y se conectan a ella con un cable. El
metal activo hace entonces de ánodo, oxidándose, y el hierro de
la tubería queda protegido catódicamente.
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