PILA

PILA
PROF. RODRÍGUEZ, ÁNGEL
PROF. RAMÍREZ, MARÍA
PILA
Es un dispositivo que convierte energía química en
energía eléctrica por un proceso químico transitorio.
Esta energía resulta accesible mediante dos
terminales que tiene la pila, llamados polos,
electrodos o bornes. Uno de ellos es el polo negativo
o ánodo y el otro es el polo positivo o cátodo.
CELDAS GALVÁNICAS O CELDAS VOLTAICAS
Cuando la reacciones redox, son espontáneas, liberan energía que se puede
emplear para realizar un trabajo eléctrico.
Las Celdas galvánicas, son un dispositivo en el que la transferencia de
electrones, (de la semi-reacción de oxidación a la semi-reacción de
reducción), se produce a través de un circuito externo en vez de ocurrir
directamente entre los reactivos; de esta manera el flujo de electrones
(corriente eléctrica) puede ser utilizado.
En la siguiente figura, se muestran los componentes fundamentales de una celda
galvánica o voltaica:
Los electrodos son la superficie de contacto entre el conductor metálico y la
solución de semicelda (anódica o catódica). Si el electrodo no participan de la
reacción redox (ni se oxida ni se reduce), se le llama electrodo inerte o
pasivo. Cuando participa de la reacción redox, como es este caso, se
denomina electrodo activo.
Un puente salino se
compone de un tubo en
forma de "U" que contiene
una
solución
muy
concentrada
de
un
electrólito, (por ejemplo:
NaNO3(ac),
NH4NO3(ac),
NaCl(ac), KNO3(ac), entre
otros) cuyos iones no
reaccionan con los otros
iones de la celda ni con el
material de los electrodos.
El electrólito se suele incorporar en un gel para que la solución
de electrólito no escurra cuando se invierte el tubo en U.
A medida que se produce la oxidación y la reducción de los electrodos, los
iones del puente salino emigran para neutralizar la carga en los
compartimientos de la celda.
Los aniones emigran hacia el ánodo y los cationes hacia el cátodo.
De hecho, no se producirá un flujo medible de electrones a través del
circuito externo, a menos que se proporcione un medio para que los iones
emigren a través de la solución de un compartimiento al otro, con lo que el
circuito se completa.
TIPOS DE ELECTRODOS
Electrodos inertes: sólo sirven para intercambiar
electrones con la disolución, pero sin intervenir en el
proceso redox, como son los de Pt o carbono.
Electrodos de gases: si uno de los reactivos es gaseosos,
se usa un electrodo de platino que tiene una superficie
saturada con el gas a una presión determinada,
sumergido en una disolución electrolítica.
Electrodo de hidrógeno: está constituido por una lámina
de platino sobre el que se burbujea hidrógeno a 1 atm a
través de una solución de HCl 1M
E° = 0 V
Reducción.
2H + + 2 e- ⟶ H2
Oxidación.
H2 ⟶ 2H + + 2 e-
ELECTRODOS METAL - SAL INSOLUBLE
Consiste en un metal en
contacto con una sal
insoluble del mismo, que a
su vez está en contacto
con una disolución, que
contiene el anión de la sal.
Generalmente se utilizan
como electrodos de
reducción.
El electrodo óxido- reducción: formado por un metal inerte sumergido en una
solución que contiene dos estados diferentes de oxidación de un elemento.
El electrodo metal- ión metal: el electrodo metálico está sumergido en una
disolución que contiene iones de este metal.
•Recuerda que:
•La oxidación se produce en el ánodo y la reducción en el cátodo.
•Los electrones fluyen espontáneamente desde el ánodo negativo hacia el
cátodo positivo.
•El circuito eléctrico se completa por el movimiento de los iones en
solución: Los aniones se mueven hacia el ánodo y los cationes hacia el
cátodo.
•Los compartimientos de la celda pueden estar separados por una
barrera de vidrio poroso (como en la celda de Daniell) o por un puente
salino (como en el esquema anterior).
LAS CELDAS GALVÁNICAS LAS PODEMOS
REPRESENTAR MEDIANTE UNA NOTACIÓN
ABREVIADA:
SUSTANCIA : Fórmula Química (estado físico. Sólido (s), Acuoso (ac),
concentraciones y/o presión)
| : contacto entre fases diferentes.
, : separa sustancias que se encuentran en la misma fase
|| ∶ Puente salino
(ÁNODO - )
CÁTODO (+)
𝑍𝑛(𝑆) | Zn2+ (ac, 1M) || C𝑢2+ ac, 1M | 𝐶𝑢(𝑆)
𝑍𝑛(𝑆) | Zn𝑆𝑂4 (ac, 1M) ||CuSO4 ac, 1M | 𝐶𝑢(𝑆)
𝑍𝑛(𝑆) | Zn2+ (ac, 1M) || C𝑢2+ ac, 1M | 𝐶𝑢(𝑆)
FUERZA ELECTROMOTRÍZ (FEM)
La FEM de una celda, que se denota como Ecelda, se conoce como potencial de celda.
Puesto que la Ecelda se mide en voltios, solemos referirnos a ella como el voltaje de la
celda.
Para cualquier reacción de celda que se lleva a cabo espontáneamente, como
en una celda voltaica, el potencial de celda es positivo.
La FEM de una celda voltaica en particular depende de las reacciones específicas que
se llevan a cabo en el cátodo y ánodo, la concentración de los reactivos y productos ( 1
M), y la temperatura( 25 °C) y productos en solución y 1 atm de presión para los gases.
En condiciones estándar la fem se llama FEM estándar o potencial estándar de la
celda.
Por ejemplo, para la celda voltaica de Zn/Cu, el potencial estándar de celda a 25 ºC
es 1,10 V:
Zn(s) + Cu2+(ac, 1 M)
→
Zn2+(ac, 1 M) + Cu(s)
Eocelda = 1,10 V
POTENCIAL ESTÁNDAR DE ELECTRODO
A partir de las medidas del potencial de una celda se estiman los valores de los
potenciales estándar (definidos para las semirreacciones de reducción)
Potencial estándar o normal de electrodo: voltaje medido en condiciones
normales de una semicelda o electrodo, teniendo como referencia el electrodo
normal de hidrogeno
LA REFERENCIA ESCOGIDA ES EL ELECTRODO ESTÁNDAR
DE HIDRÓGENO
H+
(ac)
|H2 (g)|Pt
Si uno desea escribir los potenciales estándar
de otras reacciones, debe escribir la semireacción como un ánodo.
ÁNODO
CÁTODO
Pt |H2 (g, 1 atm)| H+ (ac, 1M)||
POTENCIAL ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN
• Los E°red son una medida de la fuerza impulsora para que una
reacción de reducción se lleve a cabo. Cuando más positivo sea el valor
de E°red, mayor será la fuerza impulsora para la reducción.
• Los potenciales estándar de reducción son propiedades intensivas, si
modificamos el coeficiente estequiométrico de una semirreacción, no será
afectado el valor del potencial estándar de reducción.
Por ejemplo: 2 Zn2+(1M) + 4e-  2 Zn(s) E° = -0,76V
Si la reacción se invierte, cambia el signo de E°:
Zn2+(ac) + 2e-  Zn(s) E° Zn2+/Zn = - 0,76V y el potencial se
llama potencial estándar de reducción.
Los valores de E° hallados experimentalmente, para las posibles
Semiceldas que se puedan construir, se ordenan en una tabla
conocida como potenciales estándar de reducción. E°red.
En base a los E°red, se puede calcular el potencial de cualquier
celda E°celda o ΔE ° aplicando la relación:
E°celda = ΔE ° = E°cátodo – E°ánodo
E°cátodo: potencial estándar de reducción de la Semicelda que
actúa como cátodo.
E°ánodo: potencial estándar de reducción de la Semicelda que
actúa como ánodo.
RELACIÓN ENTRE Eº Y Gº
Las celdas galvánicas realizan un trabajo eléctrico: mueven los electrones: Welec= -nFEº,
donde F es la constante de Faraday cuyo valor es 96500 C/mol. (1J = 1C . 1V)
Este trabajo esta relacionado con el cambio de energía libre a través de la siguiente
ecuación.
G = Wmax= Welec= -n.F.E
y Gº = Wmax= Welec= -n.F.Eº
Por eso, las reacciones espontáneas, que tienen ΔG < 0, deben tener E celda>0. Si todos los
reactivos y productos están en sus estados estándar, esto se convierte
Esto nos da una manera de relacionar los potenciales de celda estándar con las
constantes de equilibrio, ya que
➢ Eº > 0: La reacción procede de modo espontáneo tal y como está escrita
➢ Eº = 0: La reacción está en equilibrio
➢ Eº < 0: La reacción procede en la dirección inversa al orden en la que está escrita.
C (Coulombs) = unidad de carga eléctrica.
e- = carga eléctrica de Un sólo electrón.
F (Faradays) = carga de Un Mol de electrones;
La ecuación de Nernst se utiliza para calcular potenciales de electrodo y
potenciales de celda cuya concentración y presión parcial difieren de las de
estado estándar.
CELDAS VOLTAICAS PRIMARIAS
Las celdas voltaicas primarias no pueden “recargarse” y, una vez que se
consumieron los productos químicos, ya no prosigue ninguna acción química. Los
electrolitos o los electrodos (o ambos) no pueden regenerarse revirtiendo el flujo de
corriente a través de la celda mediante el empleo de una fuente externa de
corriente directa.
CELDAS (PILAS) SECAS
• La pila seca más común se llama pila Leclanché. El ánodo es
la cubierta exterior de zinc que está en contacto con dióxido
de manganeso (MnO2) y un electrolito. El electrolito contiene
cloruro de amonio (NH4Cl) y cloruro de Zinc (ZnCl2 ) disueltos
en agua a la cual se le agrega almidón para que la solución
adquiera consistencia pastosa y no se escurra. El cátodo es
una barra de grafito que está inmersa en la solución de
electrolito en el centro de la pila.
LAS CELDAS ALCALINAS SECAS
se asemejan a la celda seca, salvo que 1) el electrolito es básico (alcalino) porque contiene KOH
y 2) la superficie interna del contenedor de Zn es rugosa; esto le da un área superficial grande. Las
celdas alcalinas tienen una vida más larga que las pilas secas ordinarias y soportan más el trabajo
pesado. Las baterías alcalinas funcionan mejor porque no presentan el problema de formación
de gases (NH3) que tiene lugar en la pila seca ordinaria a base de NH4Cl. El voltaje de una celda
alcalina es aproximadamente de 1.5 volts.
CELDAS VOLTAICAS SECUNDARIAS
En las celdas voltaicas secundarias, o celdas reversibles, los
reactivos originales pueden regenerarse. Esto se logra haciendo pasar
corriente directa a través de la celda en dirección opuesta a la del flujo de
corriente de descarga. Este proceso se conoce con el nombre de carga, o
recarga, de una celda o batería, y el ejemplo más común de celda voltaica
secundaria es el acumulador de plomo, que se emplea en la mayor parte
de los automóviles.
ACUMULADOR DE PLOMO
El acumulador de plomo. Es un conjunto de placas que contienen plomo esponjoso
comprimido, las cuales se alternan con un conjunto de placas que se componen de óxido
de plomo(IV), PbO2. Los electrodos se sumergen en una solución de ácido sulfúrico de
aproximadamente el 40%.
BATERÍA DE LITIO
Cuando la batería funciona, los
iones Li+ migran del ánodo al
cátodo a través del electrolito
sólido, mientras que los electrones
circulan externamente del ánodo
hacia el cátodo para completar el
ciruito. El voltaje que puede
alcanzar esta batería es de 3V y se
puede recargar lo mismo que el
acumulador de plomo.
LA CORROSIÓN
Es el término que suele aplicarse al deterioro de los metales por un proceso
electroquímico. A nuestro alrededor vemos muchos ejemplos de corrosión : el hierro
oxidado, la plata empañada y la pátina verde que se forma sobre el cobre y el latón.
Una parte de la superficie del metal funciona como ánodo, donde se lleva a cabo la
oxidación:
Los electrones donados por el hierro reducen el oxígeno atmosférico a agua en el cátodo,
que a su vez es otra región de la misma superficie del metal:
La reacción redox global es
La fem estándar para este proceso: