UNIVERCIDAD NACIONAL DEL CALLAO Facultad de ingeniería eléctrica y electrónica
Química aplicada a la ing. Eléctrica.
Baterías de Mercurio
Hurtado Zamora Juan Carlos 121312045
Índice:
Introducción…………………………………………………….................2 Objetivos……………………………………………………………………4 Conceptos previos…………………………………………………...........5 Tipo de baterías…………………………………………………………..7. Baterías de mercurio………………………………………………………9
Procesos Redox en la industria de pilas comerciales ……………….23 Conclusiones……………………………………………………………..25 Recomendaciones……………………………………………………..…26 Bibliografía……………………………………………………………..…30
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B ater í as d e m erc u r io Introducción: Las baterías electroquímicas convierten la energía química en corriente eléctrica; existen muchos tipos de baterías, pero en general cada una de ellas consta de dos polos o electrodos confeccionados con materiales distintos y sumergidos en un líquido conductor, cuando los polos se conectan entre sí tiene lugar una reacción química que genera electricidad. Existen muchos tipos de baterías actualmente, pero la primera batería que apareció fue en 1800 creada por Alessandro Volta conocida como pila voltáica; luego en 1886 Leclanché confeccionó la pila seca que lleva su nombre y que aún se usa en nuestros días Las baterías tienen diversos usos y aplicaciones, las secas se emplean principalmente en aparatos eléctricos portátiles, como receptores de radio, las pilas de mercurio tienen una mejor duración y se utilizan en marcapasos. En el automóvil se utiliza el acumulador que re recarga mediante un generador accionado por el motor del vehículo. Actualmente se están impulsando los automóviles eléctricos, los cuales obtienen propulsión mediante baterías eléctricas que se recargan mientras el vehículo está estacionado, conectando este a una red de suministro eléctrico. 2
Por último, las baterías podrían en un futuro no muy lejano, contribuir a solucionar la crisis energética mundial, por medio de la celda combustible y otras que, seguramente, se desarrollaran e implementarán en nuestra vida moderna.
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Objetivos:
Comprender el funcionamiento de una batería en términos electroquímicos, considerando las reacciones y los procesos que se llevan a cabo en ellas, así como las condiciones necesarias para que exista un transporte de electrones
Estudiar y comprender los principales tipos de baterías que existen: su funcionamiento, su diseño y el principio electroquímico que las gobierna
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LAS BATERÍAS Conceptos previos: Para poder comprender el funcionamiento de una batería es necesario comprender ciertos términos y familiarizarnos con ellos: Reacción redox: Se refiere a las reacciones de oxido-reducción, donde un compuesto se reduce y otro se oxida. Celda electroquímica: Aparato donde se logra llevar una reacción redox y del cuál se puede tomar energía debido a un flujo de electrones, las hay de diversos tipos, y su funcionamiento es aprovechado en las baterías. Reducción:
Disminución algebraica del número de oxidación; puede corresponder a una guanacia de electrones.
Oxidación:
Incremento algebráico del número de oxidación; pudiendo corresponder a una pérdida de electrones.
Electrolito:
Sustancia que en disolución se disocia en iones con cargas positivas y negativas que permiten el paso de corriente, en las celdas electroquímicas se utiliza para permitir el transporte de electrones entre el cátodo y el ánodo.
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Ánodo:
Electrodo en el cuál se produce la oxidación.
Cátodo:
Electrodo en el cual se produce la reducción.
Potencial estándar del electrodo (fem): Potenciales E, de las semireacciones en forma de reducciones contra el electrodo de hidrógeno; por convención el potencial estándar E° de una semireacción se refiere como la reducción en relación con el hidrógeno estándar, cuando todas las especies están presentes con actividad unitaria. En una celda se refiere a la diferencia de potencia entre las semiceldas estándar de reducción y de oxidación. Una batería es una celda electroquímica, o una serie de celdas electroquímicas combinadas que pueden utilizarse como fuente de corriente eléctrica directa a un voltaje constante. Aunque la operación de una batería es, en principio, similar a la de una celda electroquímica, la batería tiene la ventaja de ser totalmente independiente y no requiere aditamentos auxiliares (como puentes salinos). Los tipos de baterías más comunes son:
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Tipos de baterías: La Batería de Celda Seca:
La celda seca, es decir una celda que no tiene un fluido en sus componentes, más común es la celda de Leclanché, que se utiliza en las lámparas portátiles y en los radios de transistores. El ánodo de la celda consta de una lata o contenedor de Zinc que está en contacto con dióxido de manganeso (MnO2) y un electrolito. El electrolito consiste de cloruro de amonio y cloruro de zinc en agua, al cual se le ha añadido almidón para que la disolución adquiera una consistencia pastosa espesa y no haya fugas. Como cátodo se utiliza una barra de carbón que está inmersa en el electrolito en el centro de la celda. Las reacciones de la celda son:
Ánodo: Zn(s)
Zn2+(ac) + 2e-
Cátodo: 2NH4+(ac) + 2MnO2(s) + 2e- Mn2O3(s) + 2NH3(ac) + H2O(l) Global: Zn(s) + 2NH4+(ac) + 2MnO2(s) Zn2+(ac) + 2NH3(ac) + H2O(l) + Mn2O3(s)
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En realidad, ésta ecuación es una simplificación de un proceso más complejo. El voltaje que produce ésta celda seca es de aproximadamente 1.5V.
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La Batería de Mercurio:
La batería de mercurio se utiliza mucho en medicina y en la industria electrónica y es más costosa que la celda seca común. Está contenida en un cilindro de acero inoxidable, y consta de un ánodo de zinc (amalgamado con mercurio) que está en contacto con un electrolito fuertemente alcalino que contiene óxido de zonc y óxido de mercurio (II). Las reacciones de la celda son:
Ánodo: Zn(Hg) + 2OH-(ac) ZnO(s) + H2O(l) + 2eCátodo:
HgO(s) + H2O(l) + 2e- Hg(l) + 2OH-(ac)
Global:
Zn(Hg) + HgO(s) ZnO(s) + Hg(l)
Como no hay cambios en la composición del electrolito durante la operación de la celda –en la reacción global de la celda tan sólo participan sustancias sólidas- la batería de mercurio suministra un 9
voltaje más constante (1.35 V) que la celda de Leclanché. También tiene una capacidad considerablemente mayor y una vida más larga. Estas cualidades hacen que la batería de mercurio sea ideal para los marcapasos, aparatos auditivos, relojes eléctricos y medidores de luz.
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El Acumulador de plomo: La batería o acumulador de plomo que se usa comúnmente en los automóviles consta de seis celdas idénticas unidas en serie. Cada celda tiene un ánodo de plomo y un cátodo hecho de dióxido de plomo (PbO2) empacado en una placa metálica. Tanto el cátodo como el ánodo están sumergidos en una disolución acuosa de ácido sulfúrico (H2SO4), que actúa como electrolito. Las reacciones de la celda son:
Ánodo:
Pb(s) + SO4-2(ac) PbSO4(s) + 2e-
Cátodo:
PbO2(s) + 4H+(ac) + SO4-2(ac) + 2e- PbSO4(s) + 2H2O(l)
Global:
Pb(s) + 2SO4-2(ac) + PbO2(s) + 4H+(ac) 2PbSO4(s) + 2H2O(l)
En condiciones normales de operación, cada celda produce 2V; un total de 12 V de las seis celdas se utiliza para suministrar energía al circuito de encendido del automóvil y sus demás sistemas 11
eléctricos. El acumulador de plomo puede liberar gran cantidad de corriente por un corto tiempo, como el que toma encender el motor.
A diferencia de la celda de Leclanché y la batería de mercurio, el acumulador de plomo es recargable, lo cual significa que se invierte la reacción electroquímica normal al aplicar un voltaje externo en el cátodo y en el ánodo. (Este proceso se conoce como electrólisis) las reacciones que restituyen los materiales originales son:
Ánodo:
PbSO4(s) + 2e-
Pb(s) +
SO4-2(ac)
PbO2(s) +
4H+(ac) + SO4-2(ac) + 2e-
Cátodo:
PbSO4(s) + 2H2O(l)
Global:
2PbSO4(s) + 2H2O(l) Pb(s) + 2SO4-2(ac) + PbO2(s) +
4H+(ac)
La reacción global es exactamente contraria a la reacción normal de la celda. Cabe hacer notar dos aspectos de la operación del 12
acumulador
de
plomo: en
primer
lugar,
como
la
reacción
electroquímica consume ácido sulfúrico, se puede saber que tanto se ha descargado la batería, midiendo la densidad del electrolito con un hidrómetro, como normalmente se hace en las gasolineras. La densidad del fluido de una batería "sana", completamente cargada, debería ser mayor o igual a 1.2 g/mL. En segundo lugar, las personas que viven en climas fríos a veces tienen problemas con sus vehículos debido a que la batería "no pasa corriente". Los cálculos termodinámicos muestran que la fem de muchas celdas electroquímicas disminuye cuando baja la temperatura. Sin embargo, el coeficiente de temperatura para una batería de plomo es de aproximadamente 1.5 E-4 V/°C; es decir, hay una disminución en el voltaje de 1.5E-4 V por cada grado que baja la temperatura. De manera que cuando hubiera una cambio de temperatura de unos 40°C, la disminución en el voltaje sería de tan solo 6E-3 V o sea un 0.05%. del voltaje de operación, un cambio insignificante. Lo que realmente ocasiona que la batería falle es que aumenta la viscosidad del electrolito cuando baja la temperatura. Para que la batería funcione de manera adecuada, el electrolito debe ser totalmente
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conductor. Sin embargo, como los iones se mueven más lento en un medio viscoso, la resistencia del fluido aumenta y provoca que la energía que suministra la batería sea menor. Si una batería que aparente estar "muerta" se calienta a la temperatura ambiente en un día frío, recupera su potencia normal.
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Baterías de litio en estado sólido:
A diferencia de las baterías descritas, una batería en estado sólido, emplea un sólido (en lugar de una disolución acuosa o una pasta a base de agua) como electrolito conector de los electrodos. Una batería de litio sería una batería en estado sólido. La ventaja que tiene escoger el litio como ánodo es que tiene el valor de potencial estándar del electrodo E° más negativo. Además, el litio es un metal ligero, por lo que solo se necesitan 6.941 g de Li para producir 1 mol de electrones. El electrolito es un polímero que permite el paso de iones pero no de electrones. El cátodo está hecho de sulfuro de titanio TiS2 o de óxido de vanadio V6O13. El voltaje de la celda de una batería de litio en estado sólido puede ser hasta de 3 V, y puede recargase igual que un acumulador de plomo. Aunque estas baterías no son tan confiables y son de poca duración, se les considera como las baterías del futuro.
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Batería de níquel-cadmio (nicad)
Recientemente se ha empleado, cada vez con mayor frecuencia un nuevo tipo de celda seca, la de níquel y cadmio que puede ser recargada. Lo que le proporciona una vida útil mucho más prolongada que las celdas secas comunes. Las baterías de niquel cadmio se emplean en relojes de pulsera electrónicos, calculadores y equipo fotográfico.
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El ánodo es de cadmio y el cátodo es de óxido de niquel (IV). La solución electrolítica es básica, las reacciones de descarga son:
Ánodo: Cd(s) + 2OH-(ac) Cd(OH)2(s) + 2eCátodo
NiO2(s) + 2H2O(l) + 2e- Ni(OH)2(s) + 2OH-(ac)
Global:
Cd(s) + NiO2(s) + 2H2O(l) Cd(OH)2(s) + Ni(OH)2(s)
El producto de reacción sólido en cada electrodo se adhiere a la superficie del mismo. La batería nicad puede recargase mediante una fuente externa de electricidad, invirtiendo las reacciones. El voltaje de una celda nicad es cercano a 1.4V, un poco menor que la celda de Leclanché.
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Celdas combustibles
Los combustibles fósiles son una fuente importante de energía, pero la conversión de un combustible fósil en energía eléctrica es un proceso poco eficiente. Para generar electricidad, el calor producido en la reacción primero se utiliza para convertir el agua a vapor, que luego mueve una turbina y ésta a un generador. En cada etapa se arroja al exterior una porción considerable de energía liberada en 18
forma de calor, la planta más eficiente logra convertir únicamente un 40% de la energía química. Como las reacciones de combustión son redox, es mejor llevarlas a cabo directamente por medios electroquímicos; en esta forma se incrementará la eficiencia de producción de energía. Para lograr este objetivo se utiliza un dispositivo
conocido
como celda
combustible,
una
celda
electroquímica que requiere un aporte continuo de reactivos para su funcionamiento.
En su forma mas simple, una celda combustible de oxígeno e hidrógeno, consta de una disolución electrolítica, como puede ser una disolución de hidróxido de potasio, y dos electrodos inertes. El hidrógeno y el oxígeno gaseoso se burbujean a través de los compartimientos del ánodo y del cátodo, donde se llevan a cabo las reacciones:
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Ánodo: 2H2(g) + 4OH-(ac) 4H2O(l) + 4eCátodo:
O2(g) + 2H2O(l) + 4e- 4OH-(ac)
Global:
2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)
Con una fem de 1.23 V; y la reacción es espontánea en estado estándar. La reacción es la misma que para la combustión de hidrógeno, pero la oxidación y la reducción se llevan a cabo en el ánodo y en el cátodo por separado. Los electrodos sirven como conductores eléctricos y proporcionan la superficie necesaria para la descomposición inicial de las moléculas en átomos antes de que se transfieran los electrones, son electrocatalizadores.
A diferencia de las baterías, las celdas de combustión no almacenan energía química. En las celdas combustibles los reactivos deben renovarse de manera continua, y los productos deben eliminarse de forma constante. En este sentido, una celda combustible se parece más a un motor que a una batería. Sin embargo, la celda 20
combustible no funciona como máquina térmica y, por tanto, no está sujeta a las mismas limitaciones termodinámicas de la segunda ley en la conversión de energía.
Las celdas combustibles bien diseñadas pueden tener una eficiencia hasta del 70%, casi el doble que un motor de combustión interna; además los generadores son silenciosos, no vibran, no desprenden calor, no contribuyen a la contaminación térmica y otros problemas asociados con las plantas de energía convencional. Sin embargo, aún no se ha logrado utilizarlas a gran escala. El principal problema es que no hay electrocatalizadores baratos que funcionen en forma eficiente por largo tiempo. La aplicación más exitosa de las celdas combustibles ha sido en los vehículos espaciales, en éstas el agua pura que se produce sirve para que la ingieran los astronautas.
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Procesos Redox en la industria de pilas comerciales. Tipo Pila seca o salina
Pila alcalina
Pila de mercurio.
descripción Es la pila más corriente y de mayor consumo. En realidad no esta seca: contienen en su interior una disolución acuosa de electrolito. También se llama pila leclanche, en honro a su inventor (1866). Esta constituida por una barrita de grafito, que hace que el polo positivo, rodeada de MnO 2, y un recipiente de cinc, que es el polo negativo. Como electrolito actúa una disolución acuosa de NH 4Cl, embebida en un solido absorbente (serrín , carbón en polvo ,etc.; con una sustancia higroscópica ,como ZnCl 2, para mantener la humedad). Las reacciones que ocurren en la pila son algo complejas, pero pueden resumirse en las semireacciones : Polo (-): Zn Zn+2 + 2ePolo (+) : 2MnO2 + 2NH4++2e- Mn2O3 +H2O +2NH3 EL NH3 con los iones Zn 2+ formal el complejo Zn (NH3)42+, con lo que se evita la acumulación de NH 3 gaseoso, que anchara la pila hasta reventarla. La fem des esta pila es de 1,5 V. En el comercio hay pila de 4,5 V, que son en realidad, asociadas en serie tres pilas secas. Es una versión mejorada de la pila anterior, el electrolito de NH4Cl se a remplazado por KOH (de aquí el nombre alcalina), lo que evita el carácter acido del contenido causado por los iones NH4+, y que le confiere una mayor duración , si bien su costo es también mayor . Las semireacciones simplificadas son: Polo (-) : Zn + 2(OH)- Zn(OH)2 + 2ePolo (+) : 2MnO2 +H2O + 2e- Mn2O3 + 2(OH)El recipiente de esta pila es de acero y la distribución de las componentes es la inversa de la anterior. En este caso, el polo e de Zn va en centro, y el de MnO2 ocupa la zona periférica. La pila alcalina tienen la misma fem, 1,5V pero es mas 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 positivo es de acero, en contacto con una pasta de HgO, KOH y Zn (OH) 2. Las semireacciones de esta pila son: Polo (-) : Zn + 2(OH)- Zn(OH)2 + 2ePOLO (+) : HgO +H2O +2e- Hg +2 (OH)la ventaja de esta pila (aunque bastante mas cara) es que puede fabricarse de un tamaño muy reducido (pilas “botón”), por lo q ue tiene
múltiples aplicaciones en relojes, audífonos , etc. A pesar de ser tan pequeña, su fem , de 1,35V y es muy estébale en el curso de una utilización prolongada. Es muy peligrosa para el medio ambiente por contener compuesto de mercurio.
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Acumuladores
Son pilas reversibles, de tal forma , que haciendo pasar una corriente eléctrica en dirección opuesta , se puede invertir las reacciones, recargándose el acumulador, es decir, que se regeneran los reactivos originales en la pila mediante una electrolisis. Por ello, no pueden utilizarse para este tipo de pilas procesos en los que hay desprendimiento de gases. El acumulador mas tradicional y mas utilizado es el de plomo. Esta formado por una serie de laminas de plomo (polo negativo), alternado con otras de dióxido de plomo (polo positivo), y sumergidas ambas es una solución acuosa de H2SO4al 20%.Las semireacciones que se producen s on: Polo(-) : Pb +SO42-PbSO4 +2ePolo (+) : PbO2 + 4H+ +SO42-+2e- PbSO4 + 2H2O
Acumulador de níquel – cadmio
En la descarga, las dos semireacciones ocurren hacia la derecha, con lo que ambos electrodos se van recubriendo de una sola capa de PbSO 4(que hay insolubles), a la vez que se hace mas diluida la disolución de H 2SO4.En la carga (hacia la izquierda) se regeneran los reactivos (Pb y PbO 2), a la vez que se concentra la disolución de H 2SO4. 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 12V. Cuando el motor del coche esta parado, la batería proporciona corriente necesaria para que el motor arranque, bujías, faros, etc. Cuando el motor esta en marcha, mueve la dinamo, que suministra corriente de carga a la batería. Es mas conocido como pila recargable, por lo que tiene ventajas sobre las pilas anteriores, los electrodos están enrollados y separaos por láminas empapadas de una papilla de KOH. Las semireacciones que tiene lugar son: Polo (-) : Cd +2OH- Cd(OH)2+ 2e- (descarga) polo n(+) : 2Ni(OH)3 + 2e- 2 Ni(OH)2 + 2OH- (carga) Tiene unas vida mas larga que el acumulador de plomo, y su fem, de 1,35V; es mucho mas estable. A cambio, es mucho mas caro.
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Conclusiones
1. Las pilas o baterías funcionan por medio de una reacción electroquímica en la cuál una sustancia se reduce y otra se oxida, y en el proceso existe una transferencia de electrones que puede ser aprovechada para generar una corriente eléctrica. 2. Existen muchos tipos de baterías, siendo las más comunes actualmente la batería seca, la de mercurio y el acumulador de plomo. 3. Las aplicaciones de las baterías son muy amplias, desde lámparas y equipo electrónico de mano hasta naves espaciales. 4. Para que se pueda dar un transporte de electrones, los electrodos deben estar conectados por medio de un electrolito, sustancia que permite el paso de electrones.
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Recomendaciones:
Los principales componentes de las pilas son mercurio, cadmio, níquel y manganeso. La exposición a estos químicos puede provocar cáncer. El consumo constante de alimentos contaminados con mercurio puede provocar cambios de personalidad perdida de visión memoria, sordera o problemas en los riñones y pulmones; en mujeres embarazadas, el mercurio puede acumularse en la placenta y provocar daño en el cerebro y en los tejidos de los neonatos, quienes son especialmente sensibles a esta sustancia. Respirar Cadmio produce lesiones en los pulmones y cuando se ingiere generalmente se acumula en los riñones.
El efecto adverso más común de exposición de níquel en seres humanos es la reacción alérgica. Entre 10 y 15 porciento de la población es sensible a él. Algunas personas que no son sensibles a este metal sufren de ataques de asma luego de periodos de exposición. La exposición a niveles de Manganeso muy altos durante largo tiempo ocasiona perturbaciones mentales y emocionales, u provoca movimientos lentos y faltos de coordinación. 26
Las pilas y baterías que se utilizan en los celulares también contamina , Cada año se consumen 75 toneladas de baterías telefónicas inalámbrica; 18% del contenido de estas baterías es cadmio y 20% es níquel, por lo que se calcula que cerca de 28.5 toneladas de residuos peligrosos son generados anualmente por las baterías utilizadas en teléfonos celulares.
Lo más recomendable para desechar las pila y baterías es llevarlas a un centro de acopio especial.
No tirar las pilas en la basura, el campo o la calle, ya que se
estaría contaminando uno mismo. Evitar el uso de aparatos que necesitan pilas o baterías para
funcionar.
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Formas adecuadas de desechar las pilas
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