Pontificia Universidad Católica de ValparaísoEscuela de Ingeniería Civil

Informe de presentación:

Pilas

Eduardo Ambiado AguirreFelipe Cabrera Lizana

Miguel Gómez FuentesGabriela Paredes Vega

Gabriela Torres AvendañoAllison Troncoso Martínez

Felipe Valdivia Cortés

María Villarroel MuñozQuímica General QUI 278Departamento de Ciencias

I. Introducción

La mayoría de las personas suele ocupar elementos que necesitan de reacciones químicas para funcionar diariamente, a pesar de esto no solemos darnos cuenta de estas situaciones y menos de su funcionamiento. Un caso puntual es el control remoto de nuestras televisiones que necesita usar justamente el tema central de este informe: pilas.

Las pilas y baterías son dispositivos artificiales creados con componentes químicos que proporcionan una carga o voltaje. Estos dispositivos se usan comúnmente para provocar una corriente eléctrica a partir de una reacción interna de la pila o batería.

En general la pila consta de 2 electrodos, uno positivo y otro negativo, ambos de diferentes materiales y que pueden variar dependiendo de cada pila. Además posee un electrolito que reacciona químicamente con los electrodos produciendo un voltaje llamado comúnmente como energía eléctrica. Por otro lado la batería es solo una unión eléctrica de dos o más pilas.

Hoy en día existe una diversidad de marcas, tipos y tamaños de pilas con componentes variados unas a otras, a pesar de esto probablemente la clasificación más importante sea entre pilas primarias y secundarias, es decir, las comúnmente llamadas pilas no recargables y recargables respectivamente, tema en que se ahondará más adelante.

El principal objetivo de este informe es entregar una noción general sobre el funcionamiento de una pila, los diferentes tipos que existen, y también especificar ciertas reacciones dentro de las mismas.

II. Historia

En 1780, Luigi Galvani médico, fisiólogo y físico italiano tuvo un descubrimiento accidental. Durante una disección a una rana muerta, sujeta con un gancho de metal, éste tocó sin querer la pata de la rana con su bisturí de hierro y esto provoco sin explicación alguna que dicha pata se contrajera como si el animal aún estuviese vivo. Tras varios experimentos que mostraron consecutivamente el mismo hecho, incluso con las patas separadas del cuerpo, Galvani concluyó erróneamente que esta energía “vital” venía del animal y le llamó “electricidad animal”. Por suerte uno de sus colegas lo corregiría tiempo después. Dicho colega era Alessandro Volta quien se percató que este fenómeno era ajeno a la explicación de Galvani, Volta creía que esta corriente se creaba al contacto de 2 metales más un líquido conductor, teoría que probó y publicó en 1791.

Tras años de perfeccionamiento no es hasta 1800 que Volta presenta su invento: la pila voltaica. Su pila constaba de discos apilados de zinc y cobre separados por cartón impregnado con salmuera, este último elemento sería el electrolito. Además su apilamiento en serie permitía aumentar la tensión de la pila a voluntad (tensión que más adelante se nombraría con la medida de voltios), otro descubrimiento de Volta del que ni él se percato.

Por otro lado en 1936 un grupo de arqueólogos encontraron en una aldea cerca de Bagdad, capital de Irak, unas vasijas de terracota y cada una contenía a su vez un rollo de lámina de cobre con una varilla de hierro. Sobre esto se especula que podrían ser las primeras “pilas galvánicas”, con alrededor de 2000 años de antigüedad denominándoseles “Baterías de Bagdad”. A pesar que se cree que se usaron ácidos comunes como el limón como electrolito para su funcionamiento e incluso habiendo sido probada su viabilidad con réplicas, la mayoría de los científicos creen que esto no correspondería a una pila, sino más bien a una coincidencia, ya que no se encontraron restos de ningún ácido parecido en los jarrones y además la carga que produce es tan poca que necesitaría varios días de uso continuo para realizar cualquier tipo de procedimientos con ellos.

Volviendo con la pila de Volta y a pesar de que esta incurría en varios problemas como fueron fugas de electrolito o su escasa duración que no rebasaba una simple hora, su mejor característica era su flujo de corriente continuo y estable que llevó a la invención de varios objetos y experimentos como fuera incluso la electrólisis del agua. No fue hasta varios años después que otros científicos y/o químicos fueran creando nuevas pilas que pudieran resolver los problemas de la pila de Volta. Entre los que destaca la pila de Daniell y la de Grove que duraban más tiempo y podrían proporcionar más energía que las de sus predecesores.

En 1859 Gaston Planté inventó la batería de plomo-ácido que fuera la primera batería recargable. Hasta ese momento todas las pilas una vez gastadas debían de ser vaciadas de todo su contenido, el invento de Planté consistía en 2 hojas de plomo metálico separadas por caucho y enrolladas en espiral, todo esto sumergido en ácido sulfúrico, esto lo que

hoy en día llamamos una celda. La idea era regenerar las sustancias químicas empleadas mediante un llenado, una inyección de corriente en sentido inverso al de descarga, Planté presentó su creación a la Academia Francesa de Ciencia en 1860 teniendo solo 26 años de edad.

Con el paso del tiempo se han mejorado tanto en eficiencia como en durabilidad y seguridad, además se han creado pilas con usos específicos como son las pilas de reloj que antes eran a cuerda y las pilas aún más pequeñas como para relojes de pulsera. Las pilas y baterías ya no suelen ser peligrosas y son necesarias para muchas cosas hoy en día, celulares, equipos, instrumental médico y de oficina, etc. de hecho ha sido necesaria para muchos de los inventos posteriores a ésta.

III. ¿Cómo funcionan las pilas?

Cuando se habla de pilas, una de las primeras cosas que se nos viene a la mente es que éste “artefacto” posee un polo positivo y otro negativo, esto es lo que las hace funcionar, y quizá muchos se pregunten ¿Cómo ocurre eso?, ¿Por qué existe un lado positivo y otro negativo? para responder estas interrogantes debemos adentrarnos a lo que es una celda galvánica.

Las celdas galvánicas son dispositivos experimentales que producen corriente eléctrica continua a partir de reacciones redox espontáneas, en otras palabras, consiste en la conversión de la energía química en energía eléctrica.

Estas celdas galvánicas se componen de dos semiceldas y de dos barras de metales diferentes que se encuentran dentro de cada una de las semiceldas, que a su vez están conectadas entre sí mediante un puente salino, tal como se muestra en la siguiente figura:

Lo que ocurre en estas celdas galvánicas ya mencionadas, es que la barra de zinc (ánodo) comienza a perder electrones, los cuales son captados por el cobre (cátodo), produciéndose así una reacción redox.

Para explicar mejor el proceso, es necesario ejemplificarlo usando un ánodo de cinc en una solución de ZnSO4, un cátodo de cobre en una solución de CuSO4 y con un puente salino relleno con KCl (Pila Daniell). Al conectar estas dos soluciones con el cable que se ve en la figura, se empiezan a disociar electrones de átomos de cinc del ánodo, por lo que se liberan cationes de cinc, Zn2+ y electrones:

Zn(s )→Zn(aq)2+¿+2e−¿¿¿

El Zn2+ se queda en la disolución y los electrones se dirigen por el cable hacia el cátodo produciendo corriente eléctrica. Al llegar a este electrodo, los cationes de cobre se asocian a los electrones incorporados formando cobre metálico alrededor del cátodo engrosándolo cada vez más:

Cu(aq )2+¿+2e−¿→Cu( s)¿¿

Debido a esto, se forman aniones sulfato (SO4)2- en la disolución de la izquierda, que tienden a dirigirse hacia los cationes de cinc para mantener el equilibrio de las cargas y asimismo, los cationes que se pierden de cobre deben ser compensados, produciéndose un flujo de iones a través del puente salino, del que también, los iones cloruro, Cl-, y potasio, K+, salen desde el gel que hay dentro del puente salino hacia los dos recipientes para conseguir igualmente la neutralidad de ambas disoluciones. El papel que juega dicho puente, además de liberar aniones a la solución deficiente de electrones y cationes a la que tiene exceso de ellos, es permitir el contacto eléctrico de las dos semiceldas y evitar que se mezclen las dos disoluciones.

Ahora, si sumamos ambas ecuaciones, resulta:

Zn(s )+Cu(aq)2+¿→Zn(aq )

2+¿+Cu(s)¿¿

Cumpliéndose siempre que:

An+¿+ne−¿↔A¿ ¿B↔Bm+¿+me−¿¿¿mA n+¿+nB↔mA+n Bm+¿¿ ¿

En el ánodo ocurre la oxidación, es decir, pérdida de electrones, mientras que en el cátodo ocurre la reducción, ganancia de electrones; esto pasa, ya que los electrones al tener carga negativa fluyen hacia el polo positivo (cátodo) teniendo así un movimiento de electrones, los cuales permiten obtener energía eléctrica.

De esta manera es como cada celda funciona, provocando cierta corriente eléctrica que hace que los aparatos que la necesiten puedan funcionar sin ningún inconveniente. Como se puede apreciar, las reacciones óxido-reducción son las responsables de que esto suceda.

IV. Pilas primarias

1) Pilas salinas o secas

También son conocidas del tipo Leclanché o de carbono/zinc, datan de 1866 y fueron las más utilizadas antes de la invención de las pilas alcalinas, se caracterizan porque son económicas y su uso se basa en aparatos de bajo consumo ya que su voltaje es de 1,5 V promedio.

Las pilas salinas están compuestas por una barra de grafito o carbón en el centro que actúa como el electrodo positivo o cátodo, éste se encuentra rodeado por dióxido de magnesio (MnO2) y por una pasta húmeda y gruesa, que actúa como electrolito, la que tiene la característica de ser una solución salina, por esto se le dice pila salina, y como el electrolito es una pasta y no un fluido se le dice pila seca, está formada por cloruro de zinc (ZnCl2), cloruro de amonio (NH4Cl) y grafito pulverizado, y conteniendo todo esto se encuentra un envase de zinc que representa el electrodo negativo o ánodo de la pila.

Las semi reacciones que ocurren en las pilas secas son:

En el ánodo (oxidación):

Zn(s )→Z n+2

(ac)+2e−¿¿

En el cátodo (reducción):

2MnO2(s )+2N H4(ac )+2e−¿→MnO 3( s)+2N H 3( ac)+H 2O(l)¿

La importancia que tiene la pasta que está entre el cátodo y el ánodo radica en que las sustancias que la componen también sufren semi reacciones de óxido reducción y compensan uno de los problemas que tienen este tipos de pilas, ya que la oxidación del amonio tiene como productos dos gases que pueden aumentar la presión dentro de la pila, haciendo que ésta pueda explotar:

2NH 4(ac )→2N H 3(g )+H 2(g )

Para compensar esto, los otros dos componentes de la pasta reaccionan con los productos de la oxidación del amonio, haciendo que se absorba el gas formado:

ZnCl2(ac)+2N H 3(g )→Zn(N H3)2Cl2(s)

2MnO2(s )+H 2(g)→MnO3(s)+H 2O(l)

Las precauciones que se deben tener con este tipo de pilas son que se deterioran con el clima frío y que la oxidación del envase de zinc produce que el material se vaya desgastando y se filtre el contenido.

2) Pilas alcalinas

Son muy similares en formato a las pilas salinas, sin embargo, los elementos se encuentran de forma invertida, es decir, ahora en el centro se encuentra una barra de acero rodeada por el zinc pulverizado, el que representa el ánodo, por fuera de éste se encuentra una pasta compuesta por hidróxido de potasio (KOH) disuelto en agua, que actúa como electrolito y le da la el medio básico para que se produzca la redox, por esto el nombre alcalina, y rodeando todo esto se encuentra el dióxido de magnesio (MnO2) el que representa el cátodo de la pila. Además de esto vienen blindadas para que tengan una mayor duración, ya que el hidróxido de potasio es un agente muy corrosivo que puede causar fugas.

Las semi reacciones que ocurren en las pilas alcalinas son:

En el ánodo (oxidación):

Zn(s )→Z n+2

(ac)+2e−¿¿

En el cátodo (reducción):

2MnO2(s )+H 2O(l )+2e−¿→Mn2O 3( s)+2O H (ac)

−¿ ¿ ¿

Estas pilas a diferencias de las anteriores tienen una mayor duración, ya que el zinc se corroe más lento en un medio básico, tienen mayor resistencia tanto al frío como a la corrosión ya que aquí el zinc no está en la zona periférica y no se producen productos gaseosos. Sin embargo, las desventajas que tienen con respecto a las pilas anteriores es su

mayor costo y la presencia mayor en ellas de mercurio (1%), por lo que pueden llegar a contaminar más luego de su uso.

3) Pilas de mercurioEl funcionamiento principal de una pila de mercurio se basa en el mismo principio que hasta aquí se ha expuesto. Su estructura consiste en una cobertura de acero inoxidable, que dentro contiene un ánodo de zinc (amalgamado con mercurio), el que se encuentra en contacto con un electrolito fuertemente alcalino de óxido de zinc y óxido de mercurio, al igual como sucede en las pilas secas. La diferencia se encuentra en el cátodo, el que es de acero, en contacto con óxido de mercurio, y se encuentra en un medio alcalino de KOH. Un medio permeable separa los dos medios acuosos alcalinos mencionados, el que deja pasar los iones de un lado a otro, permitiendo así la oxidación o reducción de los metales en cuestión cuando estos se ponen en contacto (polo positivo y negativo).

Las reacciones internas de la pila de mercurio son:

En el ánodo, el zinc se oxida, cediendo 2 electrones en el medio alcalino:

Zn0+2OH−¿→ZnO+H 2O+2e−¿¿ ¿

Estos dos electrones son captados por el mercurio, generando la reducción del mismo.

HgO+H 2O+2e−¿→Hg+2OH−¿ ¿¿

De esta manera la reacción global queda expresada como:Zn+HgO→ZnO+Hg

El traspaso de electrones es lo que genera la energía de la pila. Una pila de mercurio produce unos 1,34 voltios, y son generalmente utilizadas en audífonos, relojes, calculadoras, entre otros usos, esto debido a su pequeño tamaño y su alta duración. Sin embargo son un peligroso agente contaminante por su contenido de mercurio de hasta un 30%, pudiendo llegar a contaminar 600.000 litros de agua.

4) Pilas de litioÚltimamente las pilas de litio están de moda. El litio se ha convertido en el componente por excelencia de baterías de notebooks, modelos de autos eléctricos, cámaras fotográficas, e incluso también en usos militares, todo lo anterior debido a su gran duración.

En una pila de litio, el ánodo está compuesto por un material conductor, generalmente grafito, el que dentro de sí puede contener átomos e iones de litio. El cátodo está compuesto por un óxido de metal de transición, como lo es el CoO2, el que recibe los iones litio. En este caso, el electrolito no puede ser una disolución acuosa, dado que el litio reacciona fuertemente con el agua, formando hidróxido de litio e hidrógeno altamente inflamable.

Las reacciones en la semi-celda son:

Para el ánodo, el litio se oxida, cediendo un electrón.

Li→Li+¿+e−¿¿ ¿

En el cátodo, el CoO2 recibe ambos productos de la reacción en el ánodo, generándose el producto que se puede ver en la siguiente reacción:

L i+¿+CoO2+e−¿→LiCoO 2¿¿

La reacción global queda como:Li+CoO2→LiCoO2

V. Pilas secundarias o recargablesLas pilas secundarias, a diferencia de las primarias, son aquellas que luego de ser gastadas totalmente, se pueden cargar para reutilizarse. Esto es por medio de una corriente eléctrica continua que revierte la reacción química ocurrida en la pila en el sentido contrario de la descarga.

Este tipo de pilas fue creado en el siglo XIX por el físico Gastón Planté. Originalmente creó una pila de ácido y plomo, donde el electrolito es una disolución de ácido sulfúrico, el electrodo negativo es de plomo y el positivo de dióxido de plomo. Aún hoy se utilizan este tipo de pilas en las baterías de los autos gracias a su alta durabilidad. En las siguientes reacciones se observan el proceso que ocurre en el ánodo y el cátodo mientras la pila se descarga, esto quiere decir que la pila se agota totalmente cuando el ácido sulfúrico se ha transformado en agua y sulfato de plomo.

Ánodo:

Pb+SO4−2⇔

PbSO 4+2e−¿¿

Cátodo:

PbO2+SO4−2+4H+¿

⇔

PbSO4+H 2O ¿

Reacción general:

Pb+PbO2+2H 2SO4

⇔

2 PbSO4+2H 2O

Con los años se han fabricado nuevas pilas secundarias como las de Níquel y Cadmio, donde el electrodo negativo es de cadmio, el electrodo positivo es óxido de níquel y el electrolito es agua. Su funcionamiento es similar al de la pila de ácido y plomo, sin embargo no se utiliza tanto últimamente, ya que el cadmio es un elemento altamente contaminante. A continuación se muestra la reacción que se produce en una pila de níquel y cadmio.

Ánodo:

Cd+2OH−¿⇔

Cd(OH )2+2e−¿ ¿¿

Cátodo:2∋¿

Reacción general:

Cd+NiO (OH )+H2O⇔¿(OH )2+Cd (OH )2

Además, existen las pilas de hierro y níquel, similar a la descrita anteriormente. Entre otras se encuentran: pilas de níquel e hidruro metálico y pilas de ion-litio las cuales se han masificado recientemente gracias a su uso en artefactos tecnológicos.

En los últimos años se ha aumentado el uso de las pilas recargables debido a su conveniencia económica, pero más importante por su impacto en el medio ambiente, ya que algunas de ellas, al poder ser reutilizadas hasta 100 veces, reducen el material de desecho, que es nocivo para el ecosistema.

VI. BateríasLas baterías, también conocidas como acumuladores, funcionan de manera muy semejante a las pilas, es decir constan de un electrodo positivo, otro negativo y electrolitos que permiten la reacción química. La diferencia es que las pilas constan de una celda galvánica simple, en cambio las baterías son varias celdas conectadas en serie o par.

Al igual que las pilas existen baterías de tipo primarias, que son aquellas que tienen uso limitado; y de tipo secundario que son las que pueden ser recargadas, es decir que pueden revertir sus reacciones eléctricas mediante un suministro de energía eléctrica a las celdas, hasta que quedan tal como eran originalmente.

Baterías de plomo/ácido o acumuladores de plomo:Son el ejemplo más conocido del tipo de batería secundaria, las que están formadas por seis celdas idénticas puestas en serie en donde cada celda tiene un potencial de 2V, de modo que el voltaje total del acumulador es de 12V, éste se usa comúnmente en automóviles, ya que tiene la cualidad de liberar gran cantidad de corriente en un corto lapsus de tiempo, para poner en marcha el auto.

La composición de estos acumuladores son un ánodo de plomo y un cátodo de dióxido de plomo (PbO2), ambos sumergidos en una disolución acuosa de ácido sulfúrico, que actúa como electrolito y todo esto empaquetado en una placa metálica:

Las reacciones que ocurren dentro de la batería de plomo son las mismas que las descritas anteriormente en las pilas secundarias.

Y como ya se dijo anteriormente, el acumulador de plomo tiene la cualidad de ser recargable en donde se invierte la reacción electroquímica normal al aplicar un voltaje externo en el cátodo y en el ánodo. O sea que las reacciones que ocurren para que la batería quede en su estado original son las siguientes:

Reducción=PbSO4(s)+2e−¿↔Pb( s)+SO4

−2(ac)¿

Oxidación=PbSO4(s)+2H2O(l )↔PbO2(s)+4H (ac )+¿ +SO4

−2(ac)+2e−¿¿¿

Dos aspectos importantes de las baterías de plomo es que la reacción consume ácido sulfúrico por lo que se pude determinar el estado de carga de ésta midiendo la densidad del electrolito y que al bajar la temperatura ambiental los vehículos tienen problemas porque “no pasa corriente” y esto ocurre porque el clima frío hace que el electrolito aumente su viscosidad haciendo que los iones se muevan más lentos.

Baterías de cadmio/níquel:Esta batería funciona igual que la anterior, sólo cambian los electrodos (cátodo de hidróxido de níquel y ánodo de cadmio) y el electrolito (hidróxido de potasio), además se diferencia en que dura más que la batería de plomo, pero su fabricación es mucho más costosa. También en que cada celda que la componen aporta aproximadamente 1.4V

Baterías de iones de litio:En este tipo de baterías, al igual que las pilas de litio, el ánodo está formado por un material carbonáceo, como el grafito, con átomos de litio e iones de litio, el cátodo es un óxido de un metal de transición, como el CoO2, con iones de litio. Y el electrolito es un disolvente orgánico con sal disuelta. Las reacciones son las mismas que las descritas anteriormente en la parte de pilas de litio. Su ventaja es que puede recargarse muchas veces sin deteriorarse.

Además de éstas que son las más conocidas, existen también las baterías de níquel/hierro y las de níquel/hidruro metálico, las que tienen funcionamientos similares a las pilas de dichos materiales, con la diferencia de que se conectan varias celdas en serie o paralelo.

VII. ConclusionesEn el campo de la ingeniería, constantemente haremos uso de maquinaria pesada para llevar a cabo la construcción de las obras civiles pertinentes, por lo que gracias a esta investigación tendremos una mejor noción de dónde es que proviene la energía para esta maquinaria, siendo las baterías, principalmente, las responsables de la corriente eléctrica a través de internas semi-reacciones químicas redox, basadas principalmente en el concepto de las celdas galvánicas, fenómenos descubiertos y utilizados por Luigi Galvani, Alessandro Volta, Gaston Planté, entre otros. Siempre existe un electrodo negativo (ánodo) que libera electrones, uno positivo (cátodo) que recibe los electrones y un electrolito, que conectará los iones de ambas soluciones manteniendo la neutralidad sin permitir el paso de las mismas soluciones. En base a esto, es que se desarrollaron una gran cantidad de pilas diferentes existiendo pilas primarias y secundarias. Las primarias serían aquellas que producen corriente hasta que se oxida por completo el ánodo, completando su vida útil. Ejemplos de estas son las pilas salinas, alcalinas, de mercurio y de litio, siendo estas dos últimas las más populares hoy en día debido a su larga duración. Las secundarias, al contrario, pueden extender su vida útil en gran cantidad ya que son recargables al ser conectadas a energía eléctrica externa, revirtiendo las semi reacciones redox producidas. Ejemplos de estas son pilas de plomo y ácido, níquel y cadmio, hierro y níquel, níquel e hidruro metálico, ion-litio, utilizadas, estas últimas, en gran cantidad en artefactos tecnológicos. Por último, las baterías son un conjunto de muchos cátodos y ánodos, produciendo un considerable voltaje para su utilización, que es el funcionamiento de automóviles y maquinaria pesada. Al igual que con las pilas, existen también, baterías primarias y secundarias. Baterías de plomo/ácido, cadmio/níquel, iones de litio, son ejemplos de baterías secundarias.

Hoy en día, estas células productoras de energía abundan en nuestra vida cotidiana para llevar a cabo innumerables acciones desde encender nuestro automóvil hasta simplemente cambiar el canal de nuestra televisión, por lo que también es importante saber el efecto contaminante que conlleva el deshecho irresponsable de estas, perjudicando a uno de nuestros recursos más vitales e importantes, el agua. Seamos conscientes en el momento que queramos deshacernos de estas para alargar la duración de nuestra vida en la Tierra.

VIII. Bibliografía

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