Instituto Tecnológico De Tuxtla Gutiérrez Departamento Metal-Mecánica Metal-Mecánica Ingeniera Mecánica Química 1 Fundamentos De Investigación Investigación Investigación de electroquímica Desarrollo de pila (celda voltaica)
Integrantes del equipo: Luis Enrique Guillen Ruiz Fernando Enrique Constantino Montes Edgardo Genovés López Daniel Iván Sánchez Gordillo Mario José Martínez Farfán
Tuxtla Gutiérrez A Noviembre Del 2010
Introducción Bien
sabemos que la electroquímica es una rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química. En otras palabras, las reacciones químicas que se dan en la interface de un conductor eléctrico (llamado electrodo, que puede ser un metal o un semiconductor) y un conductor iónico (el electrolito) pudiendo ser una disolución y en algunos casos especiales, un sólido. Pues bien es necesario reconocer que estas reacciones que se dan de forma cotidiana sin que nos demos cuenta ya que están en la mayoría de los procesos que aprovechamos y hacemos diariamente por ejemplo el cambiar de canal con el control, al estar chateando o al conducir nuestro carro a la escuela. Este concepto lo vamos a llevar acabo y se va a tratar de demostrar en esta práctica, explicando cómo es que las reacciones que actúan en ella son las conocidas reacciones de oxido-reducción; trataremos de comprender como es que la corriente eléctrica fluye a través de los cables haciendo que genere corriente eléctrica y además como es que las disoluciones afectan a los metales con que reaccionan y como protegerlos o hacer que retarden que se desgaste.
Hay dos maneras de producir electricidad para aplicarla a usos prácticos: bien mediante máquinas llamadas dinamos o generadores de corriente eléctrica, cuando se trata de un consumo apreciable para instalaciones fijas; o bien mediante el empleo de baterías de pilas secas o de acumuladores, si se trata de aparatos portátiles o vehículos automóviles. Una pila transforma la energía química en energía eléctrica; parte de esa energía química se transforma en calor (energía calorífica) y el resto en corriente eléctrica. Existen dos clases de pilas: la primaria, cuya carga no puede renovarse cuando se agota, excepto reponiendo las sustancias químicas de que está compuesta, y la secundaria, que sí es susceptible de reactivarse sometiéndola al paso más o menos prolongado de una corriente eléctrica continua, en sentido inverso a aquél en que la corriente de la pila fluye normalmente. La pila seca común que se emplea, por ejemplo, en las lámparas portátiles es una pila primaria. En la fabricación de una pila primaria se pueden emplear diversas sustancias químicas, pero el principio que rige su funcionamiento será siempre el mismo. Así en la pila primaria, hay dos metales diferentes, o bien un metal y carbón (estos elementos son designados electrodos), y un líquido, denominado electrolito. Uno de estos elementos llamado el cátodo, o sea el polo negativo, es generalmente de cinc; el positivo, denominado ánodo, es casi siempre de carbón. Las reacciones químicas que tienen lugar, hacen que el cátodo se disuelva poco a poco en el electrólito, lo cual pone en libertad a electrones que, de encontrar un conductor o sistema que conecte a ambos electrodos, por donde puedan circular, producen una corriente eléctrica.
Antecedentes
Es muy difícil saber con precisión cuando inicio el estudio de la electroquímica pero han existido a lo largo de la historia de la humanidad han existido civilizaciones antiguas que han aprovechado la energía química para convertirla en energía electroquímica electroquímica y la utilizaron en procesos procesos del galvanizado de piezas piezas metálicas. Sin embargo no consta que las personas de ese tiempo empleasen razonamientos científicos
que pudiera explicar o entender el fenómeno que aprovechaban para sus fines por lo que no se puede hablar de electroquímica. Los antecedentes más importantes en el desarrollo de la teoría eléctrica comienzan en el siglo XVI, con los trabajos del científico inglés William William Gilbert quien experimento con el magnetismo y la electricidad. electricidad. En 1663 el físico Otto von Guericke creó creó el primer generador eléctrico que que producía electricidad estática generando fricción en la maquina. Este generador empleo una esfera de azufre encapsulada concéntricamente concéntricamente en otra esfera de vidrio, montada a su vez en su su propio eje. La esfera era rotada empleando una palanca para producir electricidad estática en forma de chispa donde una superficie de goma o caucho tocaba la esfera esfer a al ser rotada. A mediados de 1700, el química francés charles François François de Cisternay du Fay anuncio que electricidad electricidad consistía en dos fluidos uno vitreoso o positivo y uno resinoso, para expresar negativo. Origen de la Pila Voltaica: En 1780 Luis Galvani, profesor de anatomía de la Universidad de Bolonia, Italia, al realizar un experimento, observó que las ancas de una rana recién muerta se crispaban y pataleaban al tocárselas con dos barras de metales diferentes. La explicación del fenómeno la dio poco tiempo después Alejandro Volta, profesor de física de la Universidad de Pavía, Italia, quien descubrió que la causa de tales movimientos crispantes de las ancas de la rana se hallaban en el paso de una corriente eléctrica producida por los dos metales diferentes; investigó como producir electricidad por reacciones químicas y en 1800, después de una amplia experimentación, inventó un dispositivo que se conoce como pila voltaica. Colocó una serie de pequeñas placas de cinc y plata, en pares, una arriba de la otra, separando cada par de placas por una tela humedecida con agua salada; el conjunto produjo una corriente eléctrica y fue este el origen de la primera pila eléctrica. Pronto la perfeccionó reemplazándola por una pila de dos elementos; cobre y cinc, sumergidos en una solución de ácido sulfúrico contenida en un recipiente. En esta sencilla forma de pila primaria, las placas de cinc y de cobre están separadas por el electrolito. Si se conectan con un alambre, la corriente eléctrica fluye a través del conductor, pero tan pronto como el circuito se interrumpe porque el alambre se desconecta, deja de fluir. Esta pila no dura indefinidamente, ya que el ácido sulfúrico ataca al cinc, y cuando éste se consume, la pila se agota. Para reactivarla, será necesario reponer la placa de cinc y el ácido del electrólito. Debido a las reacciones químicas que tienen lugar dentro de la pila, se desprenden pequeñas burbujas de hidrógeno que se adhieren al electrodo de cobre y forman una capa aislante; cuando esto sucede, la corriente no pasa y se dice que la pila está polarizada. Para eliminar este inconveniente, se agregan ciertas sustancias químicas que se combinan con el hidrógeno y evitan los efectos polarizantes. CONTENIDO
CELDA GALVANICA Una celda galvánica o celda voltaica consta de dos semiceldas o semicélulas conectadas eléctricamente mediante un conductor metálico, y también mediante un puente salino. Cada semicélula consta de un electrodo y un electrolito. Las dos semicélulas pueden utilizar el mismo electrolito, o pueden utilizar electrolitos diferentes. Las reacciones químicas en la celda pueden implicar al electrolito, a los electrodos o a una sustancia externa (como en las pilas de combustible que puede utilizar el hidrógeno gaseoso como reactivo). En una celda voltaica completa, las especies químicas de una semicelda pierden electrones (oxidación) hacia su electrodo mientras que las especies de la otra semicelda ganan electrones (reducción) (reducción) desde su electrodo. Un puente salino se emplea a menudo para proporcionar un contacto iónico entre las dos medias celdas con electrolitos diferentes, para evitar que las soluciones se
mezclen y provoquen reacciones colaterales no deseadas. Este puente salino puede ser simplemente una tira de papel de filtro empapado em papado en solución saturada de algún nitrato. Otros dispositivos para lograr la separación de las disoluciones son vasijas porosas y disoluciones gelificadas. También se les denomina semirreacciones pues en cada una de ella tiene lugar una parte de la reacción redox: y y
La pérdida de electrones (oxidación) tiene lugar en el ánodo. La ganancia de electrones (reducción) en el cátodo.
A continuación se presentaran ciertas partes de una celda voltaica. CATODO El cátodo es un electrodo en el cual se produce la reacción de reducción. Un error muy extendido es que la polaridad del cátodo es siempre negativa (-). La polaridad del cátodo depende del tipo de dispositivo, y a veces incluso en el modo que opera, según la dirección de la corriente eléctrica, basado en la definición de corriente corri ente eléctrica universal. En consecuencia, en un dispositivo que consume energía el cátodo es negativo, y en un dispositivo que proporciona energía al cátodo es positivo. El término fue inventado por Faraday, con el significado sig nificado de camino descendente o de salida, pero referido exclusivamente al electrolito de una celda electroquímica. Su vinculación al polo negativo del correspondiente generador implica la suposición de que la corriente eléctrica marcha por el circuito exterior desde el polo positivo al negativo, es decir, transportada por cargas positivas, convención que es la usual. Si el conductor externo fuera metálico, está demostrado que el sentido de la corriente realmente es el recorrido por los l os electrones hacia el positivo. Sin embargo, en una célula electrolítica, el conductor es el electrolito, no un metal, y en él pueden coexistir iones negativos y positivos que tomarían sentidos opuestos al desplazarse. Por convenio se adopta que el sentido de la corriente es el del ánodo al cátodo o, lo que es lo mismo, del positivo al negativo. Por ende, en una reacción redox corresponde al elemento que se reducirá. ANODO El ánodo es un electrodo en el cual se produce la reacción de oxidación. Un error muy extendido es que la polaridad del ánodo es siempre positivo (+). Esto es a menudo incorrecto y la polaridad del ánodo depende del tipo de dispositivo, y a veces incluso en el modo que opera, según la dirección de la corriente eléctrica, basado en l a definición de corriente eléctrica universal. En consecuencia, consecuencia, en un dispositivo que consume energía el ánodo es positivo, y en un dispositivo que proporciona energía al ánodo es negativo. El término fue utilizado por primera vez por Faraday con el si significado gnificado de camino ascendente o de entrada, pero referido exclusivamente al electrolito de una celda electroquímica. Su vinculación al
polo positivo del correspondiente generador implica la suposición de que la corriente eléctrica marcha por el circuito exterior desde el polo positivo a l negativo, es decir, transportada por cargas positivas. Parecería lógico definir el sentido de la corriente eléctrica como el sentido del m ovimiento de las cargas libres, sin embargo, si el conductor no es metálico, también hay cargas positivas moviéndose por el conductor externo (el electrolito de nuestra celda) y cualquiera que fuera el sentido convenido existirían cargas moviéndose en sentidos opuestos. Se adopta por tanto, el convenio de definir el sentido de la corriente al recorrido r ecorrido por las cargas positivas cationes, y que es por tanto el del positivo al negativo (ánodo - cátodo). En una reacción redox corresponde al elemento que se oxidará. ELECTRODO Un electrodo es una placa de membrana rugosa de metal, un conductor utilizado para hacer contacto con una parte no metálica de un circuito, por ejemplo un semiconductor, un electrolito, el vacío, un gas. La palabra fue acuñada por el científico Michael Faraday y procede de las voces griegas elektron, que significa ámbar y de la que proviene la palabra electricidad ; y hodos, que significa camino. ELECTROLITOS Un electrolito o electrólito es cualquier sustancia que contiene iones libres, los que se comportan como un medio conductor eléctrico. Debido a que generalmente consisten de iones en solución, los electrólitos también son conocidos como soluciones iónicas, pero también son posibles electrolitos fundidos y electrolitos sólidos. Comúnmente, los electrolitos existen como soluciones de ácidos, ácidos, bases o sales. Más aún, algunos gases pueden comportarse como electrolitos bajo condiciones de alta temperatura o baja presión. Las soluciones de electrolitos se forman normalmente cuando una sal se coloca en un solvente tal como el agua, y los componentes individuales se disocian debido debido a las interacciones entre las moléculas del solvente y el soluto, en un proceso denominado solvatación. En términos simples, el electrólito es un material que disuelve en ag ua para dar una solución que conduzca conduzca una corriente eléctrica, los cuales se pueden clasificar en electrolitos fuertes, débiles y no electrolitos. Los electrolitos fuertes son compuestos como ácidos y bases fuertes mientras que los electrolitos débiles son los que están compuestos de ácidos y bases débiles, para completar la definición los no electrolitos son las sustancias que no conducen electricidad, como los compuestos orgánicos. PUENTE SALINO Cuando los electrones salen de una semicelda de la pila galvánica gal vánica y fluyen a la otra, se establece una diferencia de potencial entre ellas. Si no se utilizara un puente salino, esta diferencia de
potencial evitaría el flujo de más electrones. Un puente salino permite el fl ujo de los iones para mantener un equilibrio en la carga entre los recipientes de la oxidación y la reducción mientras mantiene separado el contenido de cada uno. Con la diferencia de carga equilibrada, los electrones pueden fluir una vez más, y las reacciones de reducción y oxidación pueden continuar. En general, es preferible mantener las dos celdas separadas desde el punto de vista de la eliminación de las variables en un experimento. Cuando no se permite el contacto directo entre los electrólitos, no es necesario tener en cuenta las posibles interacciones i nteracciones entre las especies iónicas. La técnica permite, más concretamente, la libertad de elección de los iones en solución. Por ejemplo, una mezcla de dos cationes diferentes en la solución podría resultar en la reducción preferencial del no deseado para los fines del experimento. Con un puente salino, el catión deseado (átomos positivo) está aislado en un recipiente, mientras que el catión en el otro recipiente puede ser elegido para hacer el experimento más fácil, por ejemplo, utilizando una sal de la especie aniónica (negativa) más soluble, o más estable.
Entonces comprendemos que un puente salino es un dispositivo utilizado para conectar las semiceldas de oxidación y reducción de una celda voltaica. La función del puente salino es la de aislar los contenidos de las dos partes de la celda mientras se mantiene el contacto eléctrico entre ellas. Estos puentes salinos son de dos tipos de cristal y de papel filtro: PUENTES SALINOS DE TU BO DE CRISTAL Este tipo de puentes salinos consisten en un tubo de vidrio en forma de U lleno de un electrólito relativamente inerte, normalmente se utilizan yoduro o sulfato, aunque también se utilicen soluciones de nitrato. El electrólito es a menudo gelificado con agar-agar para ayudar a prevenir la mezcla de líquidos que de lo contrario podrían ocurrir. La conducción de electricidad desde una solución electrolítica a la otra ocurre por un desplazamiento de los iones positivos en el puente en una dirección y los iones negativos en otra dirección. La conductividad de un puente salino de tubo de vidrio, vidr io, depende principalmente de la concentración de la solución electrolítica. Un aumento en la concentración por debajo de la saturación aumenta la conductividad. Un contenido de electrolitos mayor que la saturación y un diámetro de tubo estrecho pueden ambos disminuir la conductividad. PUENTES SALINOS DE PAPEL FILTRO El otro tipo de puentes salinos consiste en un papel de filtro, también empapado en un electrólito relativamente inerte, generalmente cloruros de potasio o de sodio, ya que son químicamente inertes. No se requiere ningún agente de gelificación ya que el papel de filtro proporciona un medio sólido para la conducción. La conductividad de este tipo de puentes salinos depende de una serie de factores: de la concentración de la solución electrolítica, de la textura del papel de filtro y de la capacidad de absorción del papel de filtro. En general, una textura más suave y una mayor absorbencia equivalen a una mayor conductividad.
Un disco poroso o una barrera porosa de otro tipo entre las dos semiceldas se pueden utilizar en lugar de un puente salino, sin embargo, básicamente sirven para el mismo propósito. FUNCIONAMIENTO FUNCIONAMIENTO DE UNA CELDA VOLTAICA Las pilas básicamente son dos electrodos metálicos sumergidos en un líquido, sólido o pasta que se llama electrolito. El electrólito es un conductor de iones. Cuando los electrodos reaccionan con el electrolito, en uno de los electrodos (el ánodo) se producen electrones (oxidación), y en el otro (cátodo) se produce un defecto de electrones (reducción). Cuando los electrones sobrantes del ánodo pasan al cátodo a través de un conductor externo a la l a pila se produce una corriente eléctrica. El número de electrones transferidos en ambas direcciones debe ser el mismo, así las dos semiceldas se combinan para dar la reacción electroquímica global de la celda. Para dos metales A y B: A n+ + n em+ + m eB M A + n B m+
A B
n B + m A n+
Después los aniones también deben ser transferidos de una semiceldas a la otra. Cuando un metal se oxida en una semicelda, deben transferirse aniones a la semicelda para equilibrar la carga eléctrica del catión producido. Los aniones son liberados de la otra semicelda cuando un catión se reduce al estado metálico. Por lo tanto, el puente salino o la membrana porosa sirven tanto para mantener las soluciones separadas como para permitir el flujo de aniones en la dirección opuesta al flujo de electrones en el cable de conexión de los electrodos. VOLTAJE DE CELDA GALVANICA La tensión, voltaje o diferencia de potencial es una magnitud física que impulsa a los electrones a lo largo de un conductor en un circuito eléctrico cerrado, provocando el flujo de una corriente eléctrica. La diferencia de potencial también se define como el trabajo por unidad de carga ejercido por el campo eléctrico, sobre una partícula cargada, para moverla de un lugar a otro. Se puede medir con un voltímetro La diferencia de potencial se mide en voltios (V), al igual que el potencial. Conociendo lo siguiente el voltaje de la pila galvánica es la suma de los potenciales de las dos semiceldas. Se mide conectando de un voltímetro a los dos electrodos. El voltímetro tiene una resistencia muy alta, por lo que el flujo de corriente es realmente insignificante. Cuando un dispositivo como un motor eléctrico se conecta a los electrodos fluye una corriente eléctrica y las reacciones redox se producen en ambas semipilas. Esto continuará hasta que la concentración de los cationes que se reducen se aproxime a cero. Cumpliendo con dos condiciones condiciones para que pueda circular una corriente eléctrica entre las dos celdas: Que los electrodos se conecten alternativamente mediante conductores metálicos. Que las disoluciones de electrolito estén en contacto para permitir el movimiento de los iones.
Por el momento definimos que es un volt, como se mide el voltaje de la celda galvánica o voltaica, entonces vamos ahora a calcular el potencial estándar de reducción para medir el voltaje.
POTENCIAL ESTANDAR DE REDUCCION El Potencial de electrodo, Potencial de reducción o Potencial REDOX es como se le conoce a una celda galvánica que produce por la reacción de la celda que no está en equilibrio. El potenciómetro solo permite circular una corriente pequeña, de modo que la concentración de las dos semiceldas permanece invariable. Si sustituimos el potenciómetro por un alambre, pasaría mucha más corriente, y las concentraciones concentraciones variarían hasta que se alcance el equilibro. En este momento no progresaría más la reacción, y el potencial "E" se haría cero. Cuando C uando una batería (que es una celda galvánica) se agota (V=0) los productos químicos del interior han llegado al equilibrio, y desde ese momento la batería ha muerto. El potencial de una celda es la diferencia entre dos potenciales de dos semiceldas o de dos electrodos simples, uno relacionado con la semireacción del electrodo de la derecha (E der) y el otro, con la semirreacción del electrodo de la izquierda (Eizq). Por tanto, de acuerdo con el convenio de signos de la IUPAC, si el potencial de unión líquida es despreciable, o no hay unión líquida, se puede escribir el potencial de la celda, Ecelda, como: Ecelda = Ederecha - Eizquierda O bien se le conoce como: Ecelda = Ereducción - Eoxidación Aunque no se pueden determinar los potenciales absolutos de los electrodos como tales, si se puede determinar con facilidad los potenciales de electrodo relativos. Para mayor comodidad en el cálculo de las reacciones se deje a continuación una tabla de cómo es que están las semirreacciones calculadas, haciendo mención mención que el litio es el mayor agente oxidante bajando de voltaje hasta llegar al agua ag ua que es neutro y subiendo de valores val ores hasta llegar al flúor, que es el mayor agente ag ente reductor.
Media reacción
+
o
e Rb(s) 98
Ba
E
(V)
K+(aq) + e 2. K(s) 93
Li (aq) + e 3. Li(s) 05
Rb+(aq) +
2+
Cs+(aq) + 2. e Cs(s) 92
(aq) + 2. 2e 91 Ba(s)
Sr2+(aq) + 2. 2e Sr(s) 89
2. Ca2+(aq) + 2.
2e Ca(s)
76
Na+(aq) + 2. e Na(s) 71
2. Mg2+(aq) + 38 2e
Mg(s)
SnH4(g)
H2 + 2e 2. 2H 25
SiO2(s) + 4H+ + 4e Si(s) + 2H2O
07
+ H2O
0. 91
Ga3+(aq) + 0. 3e 53 Ga(s)
2+
Be
(aq) + 1. 2e 85 Be(s)
Al3+(aq) + 1. 3e Al(s) 68
B(OH)3(aq) +
+ 3H + 3e 0. B(s) + 89 3H2O
2+
2+
Ti (aq) + 1. 2e Ti(s) 63
TiO(s) + 2H+ + 2e Ti(s) + H2O
1. 31
Ti2O3(s) + 2H+ + 2e 1. 2TiO(s) 23 + H2O
Ti3+(aq) + 1. 3e Ti(s) 21
Mn2+(aq) + 1. 2e 18 Mn(s)
V2+(aq) + 1. 2e V(s) 13
Sn(s) + 4H+ 1. + 4e
TiO (aq) + 2H+ + 4e 0. Ti(s) + 86 H2O
2 H2O(l) + 2e H2(g) + 2 OH (aq)
0. 83
Zn2+(aq) + 0. 2e 76 Zn(s)
Cr3+(aq) + 3e Cr(s)
0. 74
Au(CN)2 (aq) + e 0. Au(s) +2 60 CN (aq)
2TiO2(s) + 0. 2H+ + 2e 56 Ti2O3(s)
H3PO2(aq) + H+ + e 0. P(s) + 51 2H2O
H3PO3(aq) + 3H+ + 3e 0. P(s) + 50 3H2O
H3PO3(aq) + 2H+ + 2e 0. 50 H3PO2(aq) + H2O
Fe2+(aq) + 2e Fe(s)
0. 44
2CO2(g) + 2H+(aq) + 0. 2e 43 HOOCCOO H(aq)
Cr3+(aq) + e Cr2+(aq)
2H+ + 2e H2
0. 42
0. 41
Cd2+(aq) + 0. 2e 40 Cd(s)
PbSO4(s) + 2e 0. Pb(s) 36 2+SO4 (aq)
GeO2(s) + 2H+ + 2e GeO(s) + H2O
0. 37
In3+(aq) + 0. 3e In(s) 34
Tl+(aq) + e 0. Tl(s) 34
Ge(s) + 4H+ 0. + 4e 29 GeH4(g)
Co2+(aq) + 0. 2e Co(s) 28
H3PO4(aq) + 2H+ + 2e 0. 28 H3PO3(aq) + H2O
V3+(aq) + e V2+(aq)
0. 26
Ni2+(aq) + 2e Ni(s)
) 0. 25
As(s) + 3H+ 0. + 3e 23 AsH3(g)
MoO2(s) + 4H+ + 4e 0. Mo(s) + 15 2H2O
Si(s) + 4H+ 0. + 4e 14 SiH4(g)
Sn2+(aq) + 2e Sn(s)
0. 13
O2(g) + H+ 0. + e 13 HO2(aq)
Pb2+(aq) + 0. 2e 13 Pb(s)
WO2(s) + 4H+ + 4e W(s)
0. 12
CO2(g) + 0. 2H+ + 2e 11 HCOOH(aq
Se(s) + 2H+ 0. + 2e 11 H2Se(g)
CO2(g) + 2H+ + 2e 0. CO(g) + 11 H2O
SnO(s) + 2H+ + 2e Sn(s) + H2O
0. 10
SnO2(s) + 2H+ + 2e 0. SnO(s) + 09 H2O
WO3(aq) + 0. 6H+ + 6e 09 W(s)
P(s) + 3H+ + 3e PH3(g)
0. 06
HCOOH(aq ) + 2H+ + 0. 2e 03 HCHO(aq) + H2O
H2MoO4(a q) + 6H+ + +0. 6e 11 Mo(s) + 4H2O
Ge4+(aq) + +0. 4e 12 Ge(s)
C(s) + 4H+ +0. + 4e 13 CH4(g)
HCHO(aq) + 2H+ + 2e +0. 13 CH3OH(aq)
0.0 0
SbO+ + 2H+ + 3e +0. Sb(s) + 20 H2O
H3AsO3(aq) + 3H+ + 3e +0. As(s) + 24 3H2O
GeO(s) + 2H+ + 2e +0. Ge(s) + 26 H2O
Bi
S(s) + 2H+ + 2e H2S(g)
3+
(aq) + +0. 3e Bi(s) 32 +0. 14
Sn4+(aq) + +0. 2e 15 Sn2+(aq)
Cu2+(aq) + +0. e 16 Cu+(aq)
HSO4(aq) + 3H+ + 2e +0. 2H2O(l) 16 + SO2(aq)
+
2H (aq) + 2e H2(g)
2H2O(l) 17 + SO2(aq)
SO42(aq) + +0. 4H+ + 2e
VO2+(aq) + +0. 2H+ + e 34 V3+(aq)
Cu2+(aq) + +0. 2e 34 Cu(s)
[Fe(CN)6]3 (aq) + e +0. [Fe(CN)6]4 36 (aq)
O2(g) + 2H2O(l) + 4e 4OH (aq)
+0. 40
H2MoO4 + 6H+ + 3e +0. 43 3+ Mo (aq)
CH3OH(aq) + 2H+ + 2e +0. CH4(g) + 50 H2O
SO2(aq) + 4H+ + 4e S(s) + 2H2O
+0. 50
Cu+(aq) + +0. e Cu(s) 52
CO(g) + 2H+ + 2e C(s) + H2O
+0. 52
I2(s) + 2e 2I(aq)
+0. 54
I3(aq) + 2e 3I(aq)
+0. 54
[AuI4](aq) + 3e +0. Au(s) + 56 4I (aq)
H3AsO4(aq +0. ) + 2H+ + 56 2e
Fe2+(aq)
H3AsO3(aq) + H2O
[AuI2](aq) + e +0. Au(s) + 58 2I (aq)
77
Hg22+(aq) + +0. 2e 80 2Hg(l)
Ag+(aq) + +0. e Ag(s) 80 MnO4 (aq) + 2H2O(l) + +0. 3e 59 MnO2(s) + 4 OH (aq)
S2O32 + 6H+ + 4e 2S(s) + 3H2O
+0. 60
H2MoO4(a q) + 2H+ + +0. 2e 65 MoO2(s) + 2H2O
O2(g) + 2H+ +0. + 2e 70 H2O2(aq)
NO3 (aq) + 2H+(aq) +0. +e 80 NO2(g) + H2O(l)
[AuBr4](a q) + 3e +0. Au(s) + 85 4Br (aq)
Hg2+(aq) + +0. 2e 85 Hg(l)
MnO4(aq) + H+ + e +0. 90 HMnO4(a q)
Tl3+(aq) + +0. 3e Tl(s) 72
H2SeO3(aq) + 4H+ + 4e +0. Se(s) + 74 3H2O
Fe3+(aq) + e
+0.
2Hg2+(aq) + 2e Hg22+(aq)
+0. 91
[AuCl4] (aq ) + 3e +0. Au(s) + 93 4Cl (aq)
MnO2(s) + 4H+ + e +0. Mn3+(aq) + 95 2H2O
[AuBr2](a q) + e +0. Au(s) + 96 2Br (aq)
+ 2e +1. 2Br(aq) 07 Br2(l)
Br2(aq)
+
2e 2Br(aq)
+1. 09
IO3(aq) + 5H+ + 4e +1. HIO(aq) 13 + 2H2O
[AuCl2](aq ) + e +1. Au(s) + 15 2Cl (aq)
HSeO4(aq) + 3H+ + 2e +1. 15 H2SeO3(aq) + H2O
Ag2O(s) + 2H+ + 2e 2Ag(s)
+1. 17
ClO3(aq) + +1.
2H+ + e 18 ClO2(g) + H2O
ClO2(g) + +1. H+ + e 19 HClO2(aq)
2IO3(aq) + 12H+ + +1. 10e 20 I2(s) + 6H2O
ClO4(aq) + 2H+ + 2e +1. 20 ClO3(aq) + H2O
O2(g) + 4H+ +1. + 4e 23 2H2O
MnO2(s) + 4H+ + 2e +1. 23 Mn2+(aq) + 2H2O
6e 36 3+ 2Cr (aq) + 7H2O
CoO2(s) + 4H+ + e +1. Co3+(aq) + 42 2H2O
2HIO(aq) + 2H+ + 2e +1. I2(s) + 44 2H2O
BrO3 (aq) +
+ 5H + 4e +1. 45 HBrO(aq) + 2H2O
2BrO3 + 12H+ + 10e Br2(l) + 6H2O
2ClO3 + 12H+ + 10e Cl2(g) + 6H2O
+1. 48
+1. 49
H2O2(aq)
51
Au3+(aq) + +1. 3e 52 Au(s)
H2O2(aq) + +1. 2H+ + 2e 76 2H2O
NiO2(s) + +1. 4H+ + 2e 59 Ni2+(aq)
AgO(s) + 2H+ + e +1. Ag+(aq) + 77 H2O
2HClO(aq) + 2H+ + 2e +1. Cl2(g) + 63 2H2O
Ag2O3(s) + 6H+ + 4e +1. 67 2Ag+(aq) + 3H2O
HClO2(aq) + 2H+ + 2e +1. 67 HClO(aq) + H2O
Au+(aq) + 1e Au(aq)
+1. 68
3+
Tl (aq) + 2e Tl+(s)
+1. 25
Cl2(g) + 2e +1. 2Cl(aq) 36
Cr2O72(aq) +1. + 14H+ +
MnO4(aq) + 8H+ + 5e +1. 51 Mn2+(aq) + 4H2O
HO2 + H+ + e
+1.
+ 2H2O
Pb4+(aq) + +1. 2e 69 Pb2+(aq)
MnO4(aq) +1. + 4H+ + 3e 70 MnO2(s)
Au+(aq) + +1. e Au(s) 83
BrO4 (aq) +
+ 2H + 2e +1. 85 BrO3 (aq) + H2O
Co3+(aq) + +1. e 92 Co2+(aq)
Ag2+(aq) + +1. e 98 Ag+(aq)
S2O82- + 2e 2SO42-
+2. 07
HMnO4(a q) + 3H+ + +2. 2e 09 MnO2(s) + 2H2O
+ 2e 2HF(aq)
F2(g) + 2e +2. 2F(aq) 87
F2(g) + 2H
+
05
c +3.
Por tanto este potencial se da cuando se combinan los elementos previstos anteriormente y cuando las reacciones ocurren se da un proceso de concentración de aniones y cationes que cuando se saturan no se pueden mover electrones por tanto se acaba el flujo eléctrico y la celda se muere, ya que las concentraciones concentraciones se igualan.
NOTACION DE CELDAS Es importante representar una celda electroquímica mediante un diagrama que muestre tanto las formas oxidadas como las formas reducidas de una rea cción que ocurra en dicha celda. Para ello se siguen los siguientes pasos: - Los electrodos metálicos (constituidos con material inerte), se colocan en los extremos del diag rama. - Las sustancias insolubles y/o gases se colocan en posiciones interiores o adyacentes a los metales - Las sustancias solubles se colocan en la región media del diagrama - Cuando se escribe el diagrama completo, se describe los estados de agregación de todas las sustancias y se proporcionan las concentraciones de todos los materiales solubles. - En un diagrama abreviado se omite el paso anterior - La frontera de fase se indica con una línea vertical - Para indicar la unión entre dos fases miscibles se utiliza una línea vertical discontinua. - Dos líneas verticales discontinúas indica la unión entre dos fases líquidas m iscibles donde se ha eliminado el potencial de unión. - Se separa con comas las diferentes especies solubles en la m isma fase CELDAS ELECTROLITICAS Son aquellas en las cuales la energía eléctrica que procede de una fuente externa provoca reacciones químicas no espontáneas generando un proceso denominado denomi nado electrólisis. Las celdas electrolíticas
constan de un recipiente para el material de reacción, dos electrodos sumergidos dentro de dicho material y conectados a una fuente de corriente directa. En una celda electrolítica se da el proceso inverso al que tiene lugar en la pila eléctrica. En otras palabras, donde se usa una corriente eléctrica de una fuente externa para hacer que una reacción redox no espontánea pueda ocurrir, cuando se le hace pasar una corriente eléctrica, los electrones van en sentido contrario contrario al que se daría en la reacción espontánea. y serán los iones quienes capten los electrones formándose átomos del ánodo. En este caso el electrodo del ánodo actuará como cátodo, ya que es el que capta dichos electrones, y el electrodo del cátodo será el ánodo, al contrario que en la pila que se haya realizado. El proceso que tiene lugar en este caso se denomina electrolisis, y se emplea para separar un compuesto en los elementos que lo conforman así como para producir hidrógeno a partir de agua. ag ua. TIPOS DE CELDAS Podemos clasificar las celdas de dos maneras, las celdas galvánicas primarias y las celdas galvánicas secundarias CELDAS GALVANICAS PRIMARIAS: Transforman la energía química en energía eléctrica, de manera irreversible (dentro de los límites de la práctica). Cuando se agota la cantidad inicial de reactivos presentes en la pila, la energía no puede ser fácilmente restaurada o devuelta a la celda electroquímica por medios eléctricos. Estas pueden producir corriente inmediatamente después de su conexión. Las pilas desechables están destinadas a ser utilizadas una sola vez y son desechadas posteriormente. Las pilas desechables no pueden ser recargadas de forma fiable, ya que las reacciones químicas no son fácilmente reversibles y los materiales activos no pueden volver a su forma original. orig inal. Generalmente, tienen densidades de energía más altas que las pilas recargables pero las células desechables no van bien en aplicaciones de alto drenaje con cargas menores de 75 ohmios (75 ). A su vez este tipo de pilas se clasifican en: La pila de Danielle: Primera pila que se hizo. Usa un electrodo de cinc (ánodo negativo) y uno de cobre (cátodo positivo) en contacto con disoluciones de sus propios iones, esto es en soluciones a partir de sales de sulfato de cinc +2
(Zn ) y sulfato cúprico (Cu) a concentraciones concentraciones 1 M. El zinc se disuelve, a partir del electrodo, 2+
2+
produciendo cationes zinc (Zn2+ ) y los cationes cobre (Cu ) se depositan produciendo cobre metálico recubriendo el electrodo de este metal. Cuando ambas disoluciones se conectan mediante un puente salino (disolución de NaCl, KCl, o KNO3) se establece una diferencia de potencial de 1,10 voltios. El sentido de la corriente depende de la dirección del flujo de electrones. Es así que en el terminal positivo se liberan electrones, mientras que en la negativa se reciben. Pila de cinc-carbón o de le clanche: En esta pila el electrodo positivo es de carbón (C) y el negativo de zinc (Zn) . El electrolito es un producto químico conocido como cloruro de amonio (NH 4CI) , frecuentemente llamado sal de amoníaco. El
electrodo negativo es de la forma del recipiente y contiene la totalidad de la pila. El elemento positivo tiene la forma de una varilla var illa de carbón y está colocada en el centro de la pila. El electrólito está mezclado con almidón o con harina formando una pasta. Es decir que una pila seca, realmente no es "seca". En efecto, cuando el electrólito se seca, la pila deja de funcionar. Alrededor del electrodo de carbón se coloca una capa de dióxido de manganeso (MnO2) finamente pulverizado que actúa como despolarizador. Pilas alcalinas Son de zinc (Zn) y de dióxido de manganeso (MnO2). El zinc metálico se oxida y el manganeso desde (+4) a (+3) transformándose en MnOOH. +
-
El electrolito que se usa es agua con KOH disuelto (en realidad K y OH ) para permitir la conductividad conductividad iónica. En un cilindro de acero, se coloca un cilindro hueco hecho de dióxido de manganeso prensado, cuyo diámetro externo es el adecuado para que quede en contacto con el de acero. En el interior un papel separador con igual geometría y a continuación se añade polvo de zinc metálico mezclado con un electrolito formando una pasta. El sistema está cerrado herméticamente. Batería de níquel-cadmio. Utiliza el hidróxido de níquel y electrodos de cadmio con hidróxido de potasio como electrolito. Son recargables. CELDAS GALVANICAS SECUNDARIAS: Las celdas galvánicas secundarias deben ser cargadas antes de su uso; por lo general son ensambladas con materiales y objetos activos en el estado de baja energía (descarga). Las celdas galvánicas recargables o pilas galvánicas secundarias se pueden regenerar o recargar mediante la aplicación de una corriente eléctrica, que invierte las reacciones químicas que se producen durante su uso. Los dispositivos para el suministro adecuado de tales corrientes que regeneran l as sustancias activas que contienen la pila o batería se llaman cargadores o recargadores. Estas a su vez se dividen en: Batería de níquel-cadmio:
Las baterías de níquel cadmio (que suelen abreviarse "Ni Cd") son baterías recargables de uso doméstico e industrial (profesionales). Cada vez se usan menos, debido a su efecto memoria y al cadmio que es muy contaminante. Oscilan entre los 1.000 y 1.500 ciclos (+ vida). En condiciones estándar dan un potencial de 1,3 V Batería de acido-plomo o
acumuladores:
El acumulador de plomo elemental consiste en un recipiente lleno de una solución de ácido sulfúrico (HSO) como electrólito, donde se sumergen dos placas hechas de una malla muy fina de plomo, rellenas una con óxido de plomo (PbO) y otra de plomo (Pb) finamente dividido en forma esponjosa. La placa de óxido de plomo funciona como polo positivo del acumulador y la placa de plomo esponjoso como polo negativo y entre ellas hay una tensión nominal de 2 voltios. Durante el proceso de descarga las dos placas van convirtiéndose en sulfato de plomo (Pb SO) a cuenta del ácido sulfúrico del electrólito por lo que la concentración de este va disminuyendo, de esta forma una medición de la concentración de ácido en el electrólito da una indicación adecuada del estado de
carga del acumulador. Como la densidad de las disoluciones de ácido ácido sulfúrico en agua guarda una estrecha relación con el contenido de á cido En el caso contrario, es decir la carga, se produce el proceso inverso se va formando óxido de plomo en la placa positiva y plomo esponjoso en la negativa. Químicamente estos procesos de carga y descarga podrían ser eternos si no se produjeran algunos alg unos efectos co-laterales que van reduciendo la capacidad de réplica de la carga y por tal motivo un acumulador de plomo tiene una vida limitada aunque larga (unos 1600 ciclos de carga en buenas condiciones de explotación). Entre esos efectos colaterales está el desprendimiento y sedimentación de los materiales activos de las placas, que van a parar al fondo del recipiente y dejan de participar en la reacción química, otro efecto es el llamado sulfatación de las placas, lo que consiste en la formación de sulfato de plomo compacto (no esponjoso) sobre estas, estas, este tipo de sulfato se convierte en material estable y no participa en el proceso químico del acumulador. También la fina malla de plomo soporte del material activo, con el uso prolongado va participando lentamente en los procesos químicos del acumulador y termina finalmente sin la resistencia mecánica suficiente para soportarse a si misma, por lo que se va cayendo por partes o se desprende de golpe arruinando de este modo al acumulador. acum ulador. Baterías de Níquel-Hidruro metálico (Ni.MH): Batería
recargable que utiliza un ánodo de oxidróxido de níquel (NiOOH), pero su cátodo es de una aleación de hidruro metálico. Esto permite eliminar el costoso y peligr oso cadmio a la vez que se beneficia de una mayor capacidad de carga y un menor efecto memoria. Por contra, presentan una mayor tasa de autodescarga que las de NiCd, Ni Cd, lo que hace que estas se perpetúen en nichos de largos periodos entre consumo, mientras que son desplazadas por las NiMH en el de consumo continuo.
Cada célula de Ni-MH puede proporcionar un voltaje de 1,2 voltios y una capacidad entre 0,8 y 2,9 amperio-hora. Su densidad de energía llega a los 80 Wh/kg. Este tipo de baterías se encuentran menos afectadas por el llamado efecto memoria, en el que en cada recarga se limita el voltaje o la capacidad (a causa de un tiempo largo, una alta temperatura, o una corriente elevada), imposibilitando el uso de toda su energía. Los ciclos de carga de estas baterías oscilan entre las 500 y 700 cargas, algunos de sus inconvenientes son las "altas" temperaturas que alcanzan en las cargas carga s o en los usos. Baterías
de Litio- Ion de litio (Li-Ion):
Las baterías basándose en iones de Litio son las l as baterías mas recientes en el mercado de los teléfonos móviles y las únicas que en la actualidad se utilizan. Consiguen un almacenamiento muy superior de energia, aumentando considerablemente el tiempo de acción del teléfono móvil. Son también muy ligeras, pesando cerca de la mi tad de una Ni Cd equivalente. A pesar del precio elevado las ventajas de las baterías de Litio las han popularizado y han hecho que se tornen equipos de serie para muchos modelos de teléfonos móviles. La medida estándar para la capacidad de una batería (mAh) La medida estándar para la capacidad de una batería recargable es el miliAmpere/hora (mAh). Esto significa que si la corriente eléctrica producida producida por una batería es 100 mAh, habrá producido 100 mA en una hora o lo que es lo mismo 0.1 Amperios en una hora. Las baterías normales de Ni Cd tienen entre 500 e 650 mAh, pero hay baterías que permiten llegar de los 1200 a los 1500 mAh. Son, no obstante, mayores, más pesadas y más caras.
DIFERENCIA ENTRE LAS PILAS Y LAS BATERIAS Entre las diferencias con que se cuentan son que mientras que la pila es una celda unitaria que genera solo una vez, por medio de la producción química corriente una sola vez que por lo regular no pasa de más de 1.5V, la batería es una combinación de varias celdas unitarias que por lo regular produce mas energía química y que en algunos casos se puede recargar. recarg ar. CORROSION La corrosión se define como el deterioro de un material a consecuencia de un ataque electroquímico por su entorno. De manera más general, puede entenderse como la tendencia general que tienen los materiales a buscar su forma más estable o de menor energía interna. Siempre que la corrosión esté originada por una reacción electroquímica (oxidación), la velocidad a la que tiene lugar dependerá en alguna medida de la temperatura, de la salinidad del fluido en contacto con el metal y de las propiedades de los metales en cuestión. Otros materiales no metálicos también sufren corrosión mediante otros mecanismos. La corrosión puede ser mediante una reacción química (oxido-reducción) en la que intervienen tres factores: a) La pieza manufacturada b) El ambiente c) El agua O por medio de una reacción electroquímica. electroquímica. Sin embargo, la corrosión es un fenómeno mucho más amplio que afecta a todos los materiales m ateriales y todos los ambientes. Es un problema industrial importante, pues puede causar accidentes (ruptura de una pieza) y, además, representa un costo importante Lo que provoca la corrosión es un flujo eléctrico masivo generado por las diferencias químicas entre las piezas implicadas. La corrosión es un fenómeno electroquímico. Una corriente de electrones se establece cuando existe una diferencia de potenciales entre un punto y otro. C uando desde una especie química cede y migran electrones hacia otra especie, se dice que la especie que los emite se comporta como un ánodo y se verifica la oxidación, y aquella que los recibe se comporta como un cátodo y en ella se verifica la reducción. Para que esto ocurra entre las especies, debe existir un diferencial electroquímico. Si separamos una especie y su semireacción, se le denominará semipar electroquímico electroquímico; si juntamos ambos semipares, se formará un par electroquímico. Cada semipar está asociado a un potencial p otencial de reducción. Aquel metal o especie química que exhiba un potencial de reducción más positivo procederá como una reducción y, viceversa, aquél que exhiba un potencial de reducción más negativo procederá como una oxidación. Para que haya corrosión electroquímica, además del ánodo y el cátodo debe haber un electrólito. La transmisión de cargas eléctricas es por electrones del ánodo al cátodo (por medio del metal) y por iones en el electrólito.
Este par de metales constituye la llamada llam ada pila galvánica , en donde la especie que se oxida (ánodo) cede sus electrones y la especie que se reduce (cátodo) acepta electrones. Al formarse la pila galvánica, el cátodo se polariza negativamente, mientras el ánodo se polariza positivamente. La corrosión electroquímica se establece cuando en una un a misma superficie metálica ocurre una diferencia de potencial en zonas muy próximas entre sí en donde se establece una migración electrónica desde aquella en que se verifica el potencial de oxidación más elevado, ll amado área anódica hacia aquella donde se verifica el potencial de reducción más bajo, llamado área catódica. El conjunto de las dos semi reacciones constituye una célula de corrosión electroquímica. La corrosión electroquímica es debida a la circulación de electrones entre zonas de diferente potencial, en contacto con el medio conductor. Esta diferencia de potencial puede darse entre dos puntos de un mismo material en cuyo caso la diferencia de potencial no acostumbra a ser elevada o entre diferentes metales dando lugar a una pila galvánica en la que la corriente de corrosión es importante. im portante. Es característica de este tipo de corrosión la localización de la zona de corrosión; esto puede dar lugar l ugar a consecuencias consecuencias catastróficas a pesar de que la pérdida de material puede no ser muy importante. En una pila de corrosión la pérdida de material corresponderá a la zona o metal más electronegativo que se denominará zona anódica y será donde se concentra la salida de la corriente al medio. La zona de entrada de la corriente, denominada zona catódica no sufrirá ningún deterioro y corresponde al potencial más electropositivo. MEDIDAS PARA PROTECCION DE CORROSION Galvanoplastia o electro plateado: Es el proceso basado en el traslado de iones i ones metálicos desde un ánodo a un cátodo en un medio líquido, compuesto fundamentalmente por sales metálicas y ligeramente aciduladas. Desde el punto de vista de la física, es la electrodeposición de un metal sobre una superficie para mejorar sus características. Con ello se consigue proporcionar dureza, duración, o ambas. Otra de las importantes aplicaciones de la galvanoplastia es la de reproducir por medios electroquímicos objetos de muy finos detalles y en muy diversos metales. El proceso puede resumirse como el traslado en forma de iones metálicos desde un ánodo (carga positiva) a un cátodo (carga negativa) a través de un medio líquido (electrolito), compuesto compuesto fundamentalmente por sales, como resultado de aplicar una corriente eléctrica en un dispositivo o reactor que constituye un circuito eléctrico. Protección
catódica
La protección catódica es una técnica de control de la corrosión En la práctica se puede aplicar protección catódica en metales, contra la corrosión en todos los suelos y, en casi todos los medios acuosos. De igual manera, se puede eliminar el agrietamiento ag rietamiento por corrosión bajo tensiones por corrosión, corrosión intergranular, picaduras o tanques generalizados.
Como condición fundamental las estructuras componentes componentes del objeto a proteger y del elemento de sacrificio o ayuda, deben mantenerse en contacto eléctrico e inmerso en un electrolito. Luego de analizadas algunas alg unas condiciones especialmente desde el punto de vista electroquímico dando como resultado la realidad física de la corrosión, después de estudiar la existencia y comportamiento de áreas específicas como Ánodo-Cátodo-Electrólito y el mecanismo mismo de movimiento de electrones y iones, llega a ser obvio que si cada fracción del metal expuesto de una tubería o una estructura construida de tal forma de coleccionar corriente, dicha estructura no se corroerá porque sería un cátodo. La protección catódica realiza exactamente lo expuesto forzando la corriente de una fuente externa, sobre toda la superficie de la estructura. Mientras que la cantidad de corriente que fluye, sea ajustada apropiadamente venciendo la corriente de corrosión y, descargándose desde todas las áreas anódicas, existirá un fl ujo neto de corriente sobre la superficie, llegando a ser toda la superficie un cátodo. Para que la corriente sea forzada sobre la l a estructura, es necesario que la diferencia de potencial del sistema aplicado sea mayor que la diferencia de potencial de las microceldas de corrosión originales. La protección catódica funciona gracias a la descarga de corriente desde una cama de ánodos hacia tierra y dichos materiales están sujetos a corrosión, por lo que es deseable que dichos materiales se desgasten (se corroan) a menores velocidades que los materiales que protegemos. Teóricamente, se establece que el mecanismo consiste en polarizar el cátodo, llevándolo mediante el empleo de una corriente externa, más allá del potencial de corrosión, hasta alcanzar por lo menos el potencial del ánodo en circuito abierto, adquiriendo ambos el mismo potencial eliminándose la corrosión del sitio, por lo que se considera que la protección catódica es una táctica de polarización catódica. La protección catódica no elimina la corrosión, éste remueve la corrosión de la estructura a ser protegida y la concentra en un punto donde se descarga la corriente. Para su funcionamiento práctico requiere de un electrodo auxiliar (ánodo), una fuente de corriente continua cuyo terminal positivo se conecta al electrodo auxiliar y el terminal negativo a la estructura a proteger, fluyendo la corriente desde el electrodo a través del electrólito llegando a la estructura. Influyen en los detalles de diseño y construcción parámetro de geometría y tamaño de la estructura y de los ánodos, la resistividad del medio electrólito, la fuente de corriente, etc. CONTAMINACION DE LAS PILAS Efectos en el hombre: MERCURIO: La exposición al nivel local del Mercurio ocasiona irritación de la piel, mucosa y es sensibilizante de la piel. La exposición generalizada al Mercurio en casos de intoxicaciones agudas fuertes, produce una intensa irritación en las vías respiratorias, es productor de bronquitis, neumonías, bronqueolitis, etc. En intoxicaciones intoxicaciones crónicas y a dosis bajas produce debilidad, perdida de peso, diarrea, inflamación de encías, fatiga, sabor metálico, insomnio, indigestión, etc. En intoxicaciones crónicas y a dosis altas produce: irritabilidad, alucinaciones, llanto, excitabilidad, depresiones, tristeza, psicosis, Crisis. En casos de exposición a altas dosis en forma oral, colapsa el aparato digestivo, siendo mortal en horas. CADMIO: Las fuentes más comunes son las pilas, -qué también contienen Mercurio-, Mercurio-, los pigmentos para pinturas, los barnices y las cañerías de PVC. Este metal es sumamente tóxico, además de cancerígeno. En madres expuestas al Cadmio produce serias afecciones con lesiones para el embarazo, presencia de
proteína en la orina, etc. PLOMO: Síntomas precoces: fatiga, dolores de cabeza, dolores óseos, dolores abdominales, trastornos del sueño, dolores musculares, impotencia, trastornos de conducta, etc. Síntomas avanzados: anemia, cólicos intestinales, nauseas y vómitos, enfermedad renal, r enal, impotencia sexual, delirio, esterilidad, daños al feto, hipertensión arterial, estreñimiento agudo, afectación de los nervios, enfermedad o sea, problemas de cáncer y MUERTE... CROMO: Afecciones locales: sobre sobre la piel causan dermatitis, sensibilización de la piel, es irritante de la piel y mucosas m ucosas Afecciones generales: produce tos, bronquitis crónica, ulceraciones del tabique nasal y piel, dolores respiratorios y de cabeza, hemorragia nasal, dermatitis, etc. ZINC, MANGANESO, COBRE, BISMUTO, PLATA Y NIQUEL: son también sustancias tóxicas, que producen de las más diversas alteraciones a la salud humana.
Contaminación ambiental: Zinc/Carbono: son las pilas llamadas comunes o especiales para linterna, contienen muy poco Mercurio, menos del 0,01%. Está compuesta por Carbono, Zinc, Dióxido de Manganeso y Cloruro de Amoníaco. A moníaco. Puede contaminar 3.000 litros de agua por unidad. Alcalinas (Manganeso): son más recientes que las anteriores. Su principio activo es un compuesto alcalino (Hidróxido Potasio). Su duración es 6 veces mayor que las Zinc/Carbono. Está compuesta por Dióxido de Manganeso, Hidróxido de Potasio, pasta de Zinc amalgamada con Mercurio (total 1%), Carbón o Grafito. Una sola pila alcalina puede contaminar 175.000 litros de agua (mas de lo que puede consumir un hombre en toda su vida). Mercurio: Fue la primer pila que se construyo del tipo micropila o botón. Exteriormente se construyen de acero y consta de un electrodo de Oxido de Mercurio con polvo de Grafito, el electrólito está compuesto de Hidróxido de Potasio embebido en un material esponjoso absorbente absorbente y pasta de Zinc Z inc disuelto en Mercurio. Contiene entre un 25 y un 30% de Mercurio. Esta micropila puede contaminar 600.000 litros de agua. Níquel/Cadmio: Esta pila tiene la forma de la pila clásica o alcalina, pero tiene la ventaja que se puede recargar muchas veces. Está constituida por Níquel laminado y Cadmio separado por nylon o polipropileno, todo arrollado en espiral. No contiene Mercurio. Sus residuos son peligrosos para el medio ambiente, principalmente por la presencia del Cadmio. Como se produce la contaminación Las pilas son arrojadas con el resto de la basura domiciliaria, siendo si endo vertidas en basureros, ya sean a cielo abierto o a rellenos sanitarios y en otros casos a terrenos baldíos, acequias, caminos vecinales, causes de agua, etc. Para imaginar la magnitud de la contaminación de estas pilas, vasta con saber que son las causantes del 93% del Mercurio en la basura domestica, así como del 47% del Zinc, del 48% del Cadmio, del 22% del Níquel, etc.
Estas pilas sufren la corrosión de sus carcasas afectadas internamente por sus componentes y externamente por la acción climática y por el proceso pro ceso de fermentación de la basura, especialmente la materia orgánica, que al elevar su temperatura hasta los 70º C, actúa como un reactor de la contaminación. Cuando se produce el derrame de los electrolitos internos de las pilas, arrastra los metales pesados. Estos metales fluyen por el suelo contaminando toda forma de vida (asimilación vegetal y animal). El mecanismo de movilidad a través del suelo, se ve favorecido al estar los metales en su forma oxidada, estos los hace mucho más rápido en terrenos salinos o con PH muy ácido. Medidas de protección ¿Cómo elegir las pilas? En principio se recomienda utilizar los artefactos eléctricos conectados a la red y así evitar la utilización de pilas. Si su uso es inevitable, es conveniente comprar pilas recargables, de esa manera se produce una gran reducción en el volumen de residuos a desechar, puesto que cada vez que recargamos la pila evitamos tirar a la basura una unidad. u nidad. Otro concepto importante es la calidad del producto a elegir. Sabemos que una pila barata, en general, g eneral, tiene una menor vida útil que una de buena calidad, con el agravante de estar elaborada bajo un proceso más contaminante, que, en consecuencia, da como resultado pilas con mayores contaminantes también. Este hecho se traduce en la necesidad de tecnologías más complejas y por ende, mayores costos de tratamiento tratami ento y disposición final. Es por este motivo que se recomienda comprar aquellas pilas que provengan de marcas y países desarrollados, puesto que en esos casos, el control sobre el proceso de producción de la pila y la normativa ambiental aplicable son más estrictos. Como resultado obtendremos un residuo con menos contaminantes al tiempo de desecharlo. Particularmente, se sugiere adquirir las pilas con el rótulo r ótulo "Libre de Mercurio (Hg)" o similar, dado que este elemento es el más contaminante de los contenidos en ella. Así, las pilas de marcas mar cas reconocidas enmarcadas enmarcadas dentro de las leyes de los Estados Unidos, Europa y Japón, J apón, que prohíben la adición de mercurio, podrían ser arrojadas a la basura común, siempre que se tenga la seguridad de que no poseen ese metal. Para las pilas provenientes del sudeste asiático, comúnmente compradas compradas a razón de 4 x 1Bs, la forma más adecuada de gestión es, directamente, no comprarlas. En conclusión, el consumidor debería priorizar su compromiso ambiental antes que el supuesto menor costo de pilas baratas, ya que finalmente deberá pagar, en forma indirecta, tratamiento más caros, o bien, la recomposición de los daños que se causen al ambiente. ¿Qué hacer con las baterías de automotor? Respecto de las baterías de plomo-ácido (las comunes de los autos), al momento de la compra de una nueva, las agotadas deberían ser entregadas al comerciante, quien debería recibirlas y disponerlas adecuadamente. Otras Recomendaciones Recomendaciones
No mezclar las pilas nuevas con las usadas. Se reduce la vida útil de ambas. Utilizar preferentemente artefactos conectados a la red eléctrica o a energí a solar. No tirar las pilas a la cloaca, ya que finalmente llegan al río, y podrían contaminar las aguas. En ausencia de red cloacal, la contaminación afectaría las napas. No quemar las pilas, esta recomendación es para todos los tipos de pilas y baterías. No dejar las pilas al alcance de los niños. No utilizar aparatos a pila cuando pueden ser reemplazados por otros.
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