Pilas y Baterías Reacciones Químicas Generación de corriente eléctrica

Pilas y Baterías Reacciones Químicas
Generación de corriente eléctrica
Todo dispositivo que mediante una reacción química genera una diferencia de potencial es una pila electroquímica. El
proceso que realiza una pila es el inverso de la electrólisis. Si se dispone de una célula electroquímica en que tiene lugar la
electrólisis del ácido clorhídrico en electrodos de platino, en contacto con gas cloro el ánodo, se obtendrá gas hidrógeno el
cátodo, y con gas cloro el ánodo, se obtendrá gas hidrógeno y gas cloro como productos de este proceso.
Pila seca
La pila seca consta de un envase de zinc y una varilla de carbón suspendida dentro de una pasta de cloruro de amonio
y se utiliza óxido de manganeso
como dispolarizante. El cloruro de amonio reacciona con el zinc y forma
cloruro de zinc, lo que provoca una acumulación de electrones en el zinc y la liberación de iones hidrógeno, que se mueven
hacia el carbono y toman de éste los electrones que necesitan para convertirse en hidrógeno molecular, dejando al carbono
cargado positivamente. Al colocar un puente metálico entre el zinc y el carbono fluyen los electrones del primero al
segundo.
Cuando el envase de zinc se ha agotado o la pasta está seca, la pila se “muere". Este tipo de pila ofrece la ventaja de que
ocupa poco espacio y evita derrames.
Se han elaborado otros tipos de pilas como las de cadmio, mercurio y manganeso, que se utilizan en aparatos portátiles.
La celda electroquímica, conocida también como pila voltaica o
galvánica, sirve para generar una corriente eléctrica mediante una
reacción química. Ésta consta de dos vasos conectados por un
puente salino, cada vaso contiene un electrólito y tiene sumergida
una barra conductora o electrodo, uno de ellos debe ser de un metal
cuyos átomos se desprendan al ponerse en contacto con el
electrólito. Además, los electrodos están conectados por medio de
un conductor, de manera que los electrones fluyan de un lado para
otro.
Procesos redox espontáneos
Un proceso espontáneo puede ser aprovechado para generar trabajo eléctrico. En este caso, el recipiente se llama célula
galvánica o pila. Una célula galvánica se diferencia de una célula electrolítica en que los procesos de reducción y de
oxidación deben separarse para evitar la reacción directa.
Pilas comerciales.
Las pilas comerciales primarias producen electricidad a partir de los reactivos
introducidos en la célula cuando ésta se fabrica. Los tipos más comunes de pilas
primarias son la pila seca o Leclanché, la pila alcalina, y la pila de mercurio.
Pila Leclaché
Pila de mercurio
Las pilas secundarias deben cargarse antes de su uso y, normalmente, son recargables. Los tipos más comunes de pilas
secundarias son las de ácido-plomo (usadas en las baterías de los automóviles) y las de níquel-cadmio.
Acumulador de plomo
Se utiliza para proveer de energía eléctrica a los automóviles, consta de dos placas o rejas de plomo (Pb) sumergidas en
ácido sulfúrico diluido
ánodo es de plomo.
La placa que actúa como cátodo está recubierta de óxido de plomo y la que funciona como
Las reacciones que se llevan a cabo durante la descarga (reacciones de media pila)
son las siguientes:
En el ánodo se lleva a cabo la oxidación:
En el cátodo se lleva a cabo la reducción:
La reacción completa del proceso es:
Durante el proceso de descarga se forman sulfato de plomo
y agua, y se
consume el ácido sulfúrico
. Cuando se conecta un generador de corriente
continua (como una dínamo en el caso de los automóviles) entre los polos del
acumulador descargado y se pasa corriente eléctrica, la reacción se invierte, por lo
que se dice que el acumulador se ha recargado.
El voltaje obtenido en un acumulador (una celda) es de 2.1 v, por lo que deben conectarse de 3 a 6 celdas de acumulador
en serie (formando una batería), ya que un automóvil requiere de 6 a 12 v.
Un acumulador de plomo almacena energía eléctrica con un rendimiento del 80%.
Los cambios de volumen del ácido sulfúrico diluido pueden provocar la desintegración de las placas, por lo tanto es
necesario tener cuidado con este aspecto.
REACCIONES DE OXIDACION-REDUCCION ( REDOX )
Una reacción de oxidación-reducción o abreviadamente una reacción redox, es aquella en la cual ocurre una transferencia
de electrones. La sustancia que gana electrones se denomina oxidante y la que los cede reductor. Por lo tanto, el oxidante
se reduce (le sucede una reducción) y el reductor se oxida (le acontece una oxidación ).
Se asevera entonces que una reacción redox se conforma de dos semi-reacciones: oxidación y reducción. Ambas se
producen simultáneamente.
También puede suceder que una misma sustancia se reduce y oxida a la vez; lo que se llama dismutación.
Número de oxidación
El número de oxidación es un valor arbitrario que se le asigna a un elemento. Para esto es conveniente seguir la siguiente
pauta y es necesario conocerlo para balancear las reacciones redox.
Conceptos Básicos de Óxido-reducción
La capacidad de determinadas compuestos para aceptar y donar electrones hace
que puedan participar en las reacciones denominadas de oxidación-reducción.
Esta capacidad no la poseen todos los compuestos.
Reacción de oxidación - reducción o redox : Las sustancias con capacidad para
aceptar y donar electrones tienen dos formas interconvertibles, una de ellas es
capaz de aceptar electrones, la otra es capaz de donarlos y se pueden representar
según el esquema:
Oxidación
En cada oxidación hay una pérdida de electrones, lo que equivale a decir que un
elemento aumentó su número de oxidación, por ejemplo:
+2
+3
Fe
Fe
+ e–
Reacción de oxidación :
Hay sustancias que pueden donar electrones; son sustancias reducidas que en
las condiciones adecuadas se pueden oxidar, y por lo tanto transformarse en
formas oxidadas; reacción que puede representase:
Reducción
En toda reducción hay una ganancia de electrones, lo que significa que un
elemento disminuyó su número de oxidación, por ejemplo:
Cu
+2
+ 2e –
Cu°
REACCIÓN DE REDUCCIÓN : Hay sustancias que pueden aceptar electrones ; son
sustancias oxidadas que en las condiciones adecuadas se pueden reducir, y por lo tanto
transformarse en formas reducidas. Se puede observar en el siguiente esquema:
Agente oxidante: Es una sustancia que causa que otra sustancia se oxide, al hacer esto, se reduce
Agente reductor: Es una sustancia que causa que otra sustancia se reduzca, al hacer esto, se oxida
No obstante el papel aparentemente poco destacado del ion espectador es importante explicitar su presencia en el medio
de reacción. Se debe cuidar de que las ecuaciones escritas siempre muestren la condición de la electroneutralidad de la
solución y si bien se puede escribir una reacción de manera “simbólica” como:
Zn(s) + Cu2+(ac)
Zn2+(ac)
+ Cu°(s)
Es mucho mejor si la ecuación se escribe de una de las dos formas siguientes:
(Ecuación molecular)
Zn(s) + CuSO4(ac)
ZnSO4(ac) + Cu°(s)
(Ecuación iónica)
Zn(s)
+
Cu2+(ac) + SO42-(ac)
Zn2+(ac)
+ SO42-(ac)
+ Cu°(s)
Cuantificación del Potencial REDOX
Un aspecto fundamental en el estudio de los procesos de oxidación - reducción es su cuantificación. Para cuantificar una
reacción de oxidación - reducción debemos hacer es medir la afinidad de una sustancia por los electrones.
En el siguiente dibujo se idealiza el proceso de acepción de electrones. A un medio en que existe una " presión " electrónica
se le añade una sustancia " A " en su forma oxidada. Cuando al cabo de un tiempo se alcance el equilibrio, observaremos
que una gran parte de la sustancia " A " se ha transformado en la forma reducida mediante la captación de un electrón,
mientras que una pequeña parte permanecerá en la forma oxidada. Podemos decir que esta sustancia " A " tiene una
elevada afinidad por los electrones. También se puede decir que tiene un potencial de oxidación - reducción muy alto.
Lo
contrario ocurre a la sustancia " B ". Cuando se alcance el
equilibrio observaremos que la mayor parte de esta sustancia permanecerá en su forma oxidada, mientras una pequeña
parte se ha transformado en la forma reducida mediante la captación de un electrón. Podemos decir que esta sustancia " B
" tiene una baja afinidad por los electrones. También se puede decir que tiene un potencial de oxidación - reducción muy
bajo.
Se han idealizado los acontecimientos con el objeto obtener una aproximación " intuitiva " a la noción de potencial de
oxidación – reducción, por lo que se puede cuantificar el potencial de oxidación _ reducción.
http://www.eneayudas.cl
http://www.lab314.com/cadena/basico1.htm
http://www2.uah.es/edejesus/resumenes/QB/Tema5.pdf
http://eros.pquim.unam.mx/~moreno/Cap-05.htm#_Toc507928444