I Índice Introducción ------------------------------------------------------------------------------------------------------------------ ii Resumen ------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------
iii
Historia ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------
1
Celdas galvánicas o pilas electroquímicas -----------------
2
Voltaje de la pila ------------------------------------------------------------------------------------------------------
3
Notación de celdas ------------------------------------------------------------------------------------------------
4
Corrosión galvánica --------------------------------------------------------------------------------------------
5
Tipos de celdas --------------------------------------------------------------------------------------------------------
5
Electroanalítica y Electroquímica ------------------------------
6
Celda electroquímica ----------------------------------------------------------------------------- ------------
6
Construyendo una celda electroquímica --------------------
7
Variables que intervienen en las reacciones electroquímicas - 8 Celdas o pilas galvánicas
------------------------------------------------------------------------
9
Cómo se producen las celdas galvánicas -----------------
10
para obtener energía eléctrica? ---------------------------------------------------- -----
11
Transportación de la energía --------------------------------
12
Tipos de pila ----------------------------------------------------------------------------------------------------------
13
Conclusión ------------------------------------------------------------------------------------------------------------
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Recomendaciones ------------------------------------------------------------------------------ -------------
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Anexo 11---------------------------------------------------------11----------------------- --------------------------------------
Bibliografía --------------------------------------------------------------------------------------------------------------
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IIIntroducción
En el presente informe se dará a conocer el concepto básicamente de lo que son las celdas galvánicas o baterías baterías o pilas pilas sobre su historia se sabe fueron inventadas en el año de 1800 por el físico italiano Alessandro Volta. A partir del descubrimiento de Luigi Galvani de que el anca de una rana colgada de un gancho de cobre experimenta una contracción cuando se pone en contacto con la superficie de otro metal, lo cual fue erróneamente interpretado por Galvani como ³electricidad animal´ Para comprender mejor la idea de lo que son las celdas galvánicas; se dará una pequeña definición de la química electroanalítica en forma general para llegar a nuestro objetivo principal que es conocer las celdas galvánicas.Laelectroanalítica abarca un grupo de métodos analíticos
cuantitativos (pertenecientes o relativos a la cantidad) basados en las propiedades eléctricas de una disolución de analito cuando forma parte de una celda electroquímica. Por medio de este trabajo se dará a conocer el cómo funcionan e intervienen dichas celdas, especialmente las celdas galvánica y los distintos tipos de pilas existentes de acuerdo a diversos factores que permiten su clasificación. iii Resumen Las reacciones electroquímicas tienen lugar en las llamadas celdas o pilas electroquímicas que pueden ser de dos tipos; Pilas galvánicas que proporcionan energía eléctrica a partir de energía química;Pilas electrolíticas: proporcionan energía química a partir de energía eléctrica Una pila galvánica consta de dos semipilas (denominadas también semiceldas o electrodos).Cada semipila consta de un metal y una solución de una sal del metal. La solución de la sal contiene un catión del metal y un anión para equilibrar la carga del catión. En esencia, la semipila contiene el metal en dos estados de oxidación, y la reacción química en la semipila es una reacción redox. Una celda galvánica es un sistema que permite obtener energía y ; se dará a conocer el cómo funcionan e intervienen dichas celdas, especialmente las celdas galvánica y los distintos tipos de pilas existentes de acuerdo a diversos factores que permiten su clasificación. Historia
En KhujutRabuah, cerca de Bagdad fueron encontradas unas vasijas con un tubo de cobre central en cuyo interior había un cilindro de hierro, unido todo ello con una mezcla asfáltica. Junto a las vasijas se encontraban diferentes conjuntos cobre/hierro sin utilizar. ¿Podría haber sido una pila del siglo V antes de Cristo? Una explicación fue que la vasija era en realidad una pila, y las piezas de cobre y hierro, electrodos de reserva. Si la vasija se llenaba con un ácido orgánico (como ácido acético del vinagre, o zumo de frutas cítricas), se producía una cierta corriente. Los inicios de la electroquímica como ciencia, están marcados por las experiencias de Galvani y Volta a finales del siglo XVIII y principios del XIX. Las reacciones químicas que tienen lugar en los procesos electroquímicos son de tipo redox (oxidación-reducción), en las que se produce una transferencia de electrones entre las especies químicas. Siempre que exista una oxidación habrá una reducción y viceversa. Son muchos los procesos químicos y biológicos que tienen su fundamento en este tipo de reacciones como los procesos de obtención de metales, los de oxidación celular, etc. La electroquímica forma parte de la vida ordinaria; es decir, por ejemplo al utilizar todo tipos de pilas, su empleo en el arranque de los motores de los automóviles e incluso su utilización en la resolución de problemas medioambientales. Celdas
galvánicas o pilas electroquímicas
Una pila galvánica consta de dos semipilas (denominadas también semiceldas o electrodos). En su forma más simple, cada semipila consta de un metal y una solución de una sal del metal. La solución
de la sal contiene un catión del metal y un anión para equilibrar la carga delcatión. En esencia, la semipila contiene el metal en dos estados de oxidación, y la reacción química en la semipila es una reacción redox, escrito simbólicamente en el sentido de la reducción como: M n+ (especie oxidada) + n e - M (especie reducida) En una pila galvánica de un metal es capaz de reducir el catión del otro y por el contrario, el otro catión puede oxidar al primer metal. Las dos semipilas deben estar separadas físicamente de manera que las soluciones no se mezclen. Se utiliza un puente salino o una placa porosa para separar las dos soluciones. El número de electrones transferidos en ambas direcciones debe ser el mismo, así las dos semipilas se combinan para dar la reacción electroquímica global de la celda. Para dos metales A y B: A n+ + n e- A B m+ + m e- B m A + n B m+ n B + m A n+ Esto no es toda la historia ya que los aniones también deben ser transferidos de una semicelda a la otra. Cuando un metal se oxida en una semipila, deben transferirse aniones a la semipila para equilibrar la carga eléctrica del catión producido. Los aniones son liberados de la otra semipila 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.
El voltaje de la pila galvánica es la suma de los potenciales de las dos semipilas. Se mide conectando 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.
Para la pila Daniell, representada en la figura, los dos metales son zinc y cobre y las dos sales son los sulfatos del metal correspondiente. El zinc es el metal más reductor de modo que cuando un dispositivo se conecta a ambos electrodos, la reacción electroquímica es Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu El electrodo de zinc se disuelve y el cobre se deposita en el electrodo de cobre. Por definición, el cátodo es el electrodo donde tiene lugar la reducción (ganancia de electrones), por lo que el electrodo de cobre es el cátodo. El cátodo atrae cationes, que tienen una carga positiva., por lo que el cátodo es el electrodo negativo. En este caso el cobre es el cátodo y el zinc es el ánodo. Las celdas galvánicas se usan normalmente como fuente de energía eléctrica. Por su propia naturaleza producen corriente. Por ejemplo, una batería de plomo y ácido contiene un número de celdas galvánicas. Los dos electrodos son efectivamente plomo y óxido de plomo.
La celda Weston se adoptó como un estándar internacional para el voltaje en 1911. El ánodo es una amalgama de mercurio (elemento) y cadmio, el cátodo está hecho de mercurio puro, el electrólito es una solución (saturada) de sulfato de cadmio y el despolarizador es una pasta de sulfato de mercurio (I). Cuando la solución de electrólito está saturada el voltaje de la celda es muy reproducible, de ahí su uso como un estándar. Voltaje de la pila
El potencial eléctrico estándar de una pila puede determinarse utilizando una tabla de potenciales estándar para los dos semipilas involucradas. La primera etapa es identificar los dos metales que reaccionan en la celda. A continuación se mira el potencial estándar de electrodo,E 0 , en V, para cada una de las dos semirreacciones. El potencial estándar de la pila es igual al valor de E 0 más positivo menos el valor más negativo (o menos positivo) del otro E 0 . Por ejemplo, en la figura anterior, las soluciones son CuSO 4 y ZnSO4. Cada solución contiene una tira del metal correspondiente, y un puente salino o disco poroso que conecta las dos soluciones y que permite que los iones SO42- fluyan libremente entre las soluciones de cobre y zinc. A fin de calcular el potencial estándar de la celda se buscan las semirreacciones del cobre y del zinc y se encuentra: Cu2+ + 2 e- Cu: E0 = + 0.34 V Zn2+ + 2 e- Zn: E0 = - 0.76 V Por lo tanto, la reacción global es: Cu2+ + Zn Cu + Zn2+
El potencial estándar de la reacción es entonces 0,34 V - (-0,76 V) = 1,10 V. La polaridad de la celda se determina como sigue: el zinc metálico es reducido más fuertemente que el cobre metálico como muestra el hecho de que el potencial estándar de reducción para el zinc sea más negativo que para el cobre. Así, el zinc metálico cede electrones a los iones Cu 2+ y quedan cargados positivamente. La constante de equilibrio,K , para que la celda viene dada por: \ ln K = \ frac (nFE ^ 0) (RT) donde F es el Faraday, R es la constante de los gases y T es la temperatura en kelvin. Para la pila Daniell K es aproximadamente igual a 1,5×10 37. Así, en el equilibrio, sólo son transferidos unos pocos electrones, los suficientes para causar que los electrodos estén cargados. 5 Los potenciales de semicelda reales deben calcularse mediante el uso de la ecuación de Nernst ya que los solutos raramente están en sus estados estándar, Esemicelda = E0 - {RT}/{nF}.lne Q dondeQ es el cociente de reacción. Esto se simplifica a Esemicelda = E0 +2,303.{RT}/{nF}.log10[ Mn+] dondeM n + es la actividad del ion metálico en la solución. El electrodo metálico está en su estado estándar ya que por definición tiene actividad la unidad. En la práctica se utiliza la concentración en lugar de la actividad. El potencial de la celda completa se obtiene al combinar el potencial de las dos semiceldas, por lo que depende de las concentraciones de ambos iones metálicos disueltos.
El valor de 2,303R /F es 0,19845×10 -3 V/K, así a 25 °C (298.15 K) el potencial de semiceldad cambiará en 0.05918 V / n si la concentración de un ion metálico aumenta o disminuye en un factor de 10. Esemicelda = E0semicelda + 0,05918 /n.log 10.[M n+ ] Estos cálculos están basados en la hipótesis de que todas las reacciones químicas están en equilibrio. Cuando fluye una corriente en el circuito, no se alcanzan las condiciones de equilibrio y el potencial de la pila suele reducirse por diversos mecanismos, tales como el desarrollo de la sobretensiones. 6 Además, dado que las reacciones químicas se producen cuando la pila está produciendo energía, las concentraciones de los electrólitos cambian y se reduce el voltaje de la celda. La tensión producida por una pila galvánica depende de la temperatura debido a que los potenciales estándar dependen de la temperatura. Notación de celdas
La celda galvánica, como la que se muestra en la figura, se describen convencionalmente se describe utilizando la siguiente notación: (ánodo) Zn(s) | ZnSO4(aq) || CuSO4(aq) | Cu(s) (cátodo) Una notación alternativa para esta celda podría ser: Zn(s) | Zn+2(aq) || Cu+2(aq) | Cu(s) Donde se aplica lo siguiente: y
y
y
(s) denota sólido. (aq) significa un medio o acuoso. La barra vertical, |, denota una interfase.
y
La doble barra vertical, ||, denota una unión líquida para la que el potencial de unión es cero, tal como un puente salino. 7
Corrosión
galvánica
La corrosión galvánica es un proceso que degrada los metales electroquímicamente. Esta corrosión ocurre cuando dos metales diferentes se ponen en contacto entre sí en presencia de un electrólito, tal como el agua salada, formando una pila galvánica. También puede formarse una celda si el mismo metal se expone a dos concentraciones diferentes de electrólito. El potencial electroquímico resultante desarrolla entonces una corriente eléctrica que disuelve electrolíticamente el material menos noble.
Tipos de celdas y
y
y
y
y
Batería de limón Celda de concentración Celda electrolítica Celda electroquímica Celda de Lasagna
Las reacciones electroquímicas tienen lugar en las llamadas celdas o pilas electroquímicas que pueden ser de dos tipos: Pilas galvánicas o voltaicas: proporcionan energía eléctrica a partir de energía química.
Pilas electrolíticas: proporcionan energía química a partir de energía eléctrica. . Electroanalítica y Electroquímica
Para comprender mejor la idea de lo que son las celdas galvánicas; se dará una pequeña definición de la química electroanalítica en forma general para llegar a nuestro objetivo principal que es conocer las celdas galvánicas. La electroanalítica abarca un grupo de métodos analíticos cuantitativos (pertenecientes o relativos a la cantidad) basados en las propiedades eléctricas de una disolución de analito cuando forma parte de una celda electroquímica. Las reacciones electroquímicas son de óxido-reducción, pero difieren de este tipo de reacciones ordinarias en que los electrones que se ganan y se pierden por la sustancia reaccionante, se mueven a través de material conductor. La electroquímica puede dividirse en dos partes. Una es la que estudia las reacciones químicas que se producen a partir de una corriente eléctrica, conocida como electrólisis y la otra es la que estudia las reacciones químicas que produce una corriente eléctrica, proceso que se verifica en una celda o pila galvánica. Celda electroquímica
Dispositivos para llevar a cabo una electrólisis ( proceso mediante el cual un compuesto químico se descompone en sus elementos o compuestos más simples por acción de la corriente eléctrica.) o producir electricidad por medio de una reacción química.
Una celda electroquímica de corriente continua consta de 2 conductores (electrodos) cada uno sumergido en una disolución adecuada de electrolito. Para describir una celda se utiliza la siguiente notación:
En primer lugar se escribe el material del electrodo negativo utilizando su símbolo químico, luego se coloca unalíneavertica l para separar el electrodo de la solución de iones de concentración determinado. Inmediatamente se usa el símbolo II para señalar el puente salino, a continuación se coloca la segunda solución iónica de concentración conocida el signo II y por último el signo del metal: 2+ 2+ Zn (.)I Zn (1mol/L) II Cu (1mol/L) I Cu (.) Todas estas son notaciones convencionales de la celda Las celdas que producen energía eléctrica se llaman celdas galvánicas, las que son causadas por el consumo de energía química. Las celdas que consumen energía son las celdas electroquímicas; consumen corriente de una fuente de corriente externa, almacenando como consecuencia energía química electrolítica. Construyendo
una celda
electroquímica
Las celdas electroquímicas son diseñadas de manera tal que al producirse la reacción espontánea de los electrones que son
transferidos desde el agente oxidante , lo hagan por un circuito externo. Así se generea una corriente eléctrica. Para mantener en contacto las disoluciones donde se encuentran los metales y completar el circuito, se emplea un puente salino; el cual consiste en un tubo de vidrio doblado en forma de U en el cual se vierte algún electrolito fuerte, pero que no reacciona ni con las disoluciones ni con los metales. Los tubos externos del tubo en U se taponan con un poco de algodón, logrando solo el flujo de iónes sin que se mezclen disoluciones. Los electrones fluyen a través del alambre del agente reductor al oxidante, y los iones de ambas disoluciones acuosas fluyen de un compartimiento al otro para mantener una carga neta igual a cero. Tambien la celda electroquímica consta de un circuito exterior, como un voltímetro que mide el potencial eléctrico, el cual es expresado en volts (V) A la superficie donde ocurre tanto la reacción de oxidación como la de reducción, se le llama electrodo. Al electrodo donde ocurre la semi-reacción de oxidación se le llama ánodo y se le asigna un signo negativo (-). Al electrodo donde ocurre la semi-reaccion de reducción se le llama cátodo, que tiene el signo positivo (+) *En la fig. 1 del anexo se puede ver una pila construida a escala de laboratorio. Variables que inter vienen en las r eacciones electroquímicas
Coulomb (C), que es la unidad práctica de carga (Q) y se define como la cantidad de electricidad que pasa a través de una sección transversal dada de un conductor en un segundo, cuando la corriente
es un ampere.El ampere (A) es la unidad de intensidad de corriente eléctrica (I). Un ampere es igual a un coulomb/segundo. Entonces, Intensidad = carga / tiempo = Q / t Q = It El ohm (O) es la unidad de resistencia eléctrica (R). Se puede expresar en función de la resistencia específica mediante la ecuación: Resistencia (ohms) = resistencia específica x (longitud (cm.) /Área (cm²) El volt (V) es la unidad potencial y se define como la fuerza electromotriz necesaria para que pase una corriente de un ampere a través de una resistencia de un ohm. El watt (W) es la unidad de potencia y es igual a la variación del trabajo por unidad electromotriz en volts x la corriente en amperios. Potencia (watts) = Corriente (amperes) x Potencia (volts) W = IV El joule o watt-segundo es la energía producida en un segundo por una corriente de potencia igual a un watt. Eº (Potencial de reducción estándar)= nos permite saber con anticipación cuál es el oxidante más fuerte (mayor tendencia a reducirse) y en qué dirección se producirá la reacción redox. se refiere a la Tem de una pila a 25 C. Celdas
o Pilas galvánicas:
Las baterías o pilas galvánicas fueron inventadas en el año de 1800 por el físico italiano Alessandro Volta. A partir del descubrimiento de Luigi Galvani de que el anca de una rana colgada de un gancho de cobre experimenta una contracción cuando se pone en contacto con la superficie de otro metal, lo cual fue erróneamente interpretado por Galvani como ³electricidad animal´. Volta descubrió que cuando se ponen en contacto dos metales de diferente tipo se produce una corriente eléctrica. Experimentando con diferentes tipos de metales Volta construyo su primera batería mediante el apilamiento- de ahí el nombre de pila- en una columna de vidrio, de placas alternadas de cobre, papel secante empapado en salmuera, y zinc, sucesivamente hasta completar la columna. Finalmente al unir los dos extremos mediante un cable conductor circula una corriente eléctrica al través del cable. El descubrimiento de Volta hizo posible el manejo controlado de la corriente eléctrica gracias a lo cual fue posible producir la electrólisis, que condujo a importantes descubrimientos como la composición química del agua y de muchas otras sustancias. En la actualidad existe un sinnúmero de artefactos, desde los automóviles hasta los satélites, que dependen para su funcionamiento de diferentes tipos de baterías eléctricas. Las celdas galvánicas producen energía eléctrica a partir de ciertas reacciones químicas. Esta celda está formada por dos electrodos y, al igual que en la celda electrolítica, la reducción ocurre en el cátodo y la oxidación en el ánodo, pero difiere de ella, en que el cátodo y el ánodo están, cada uno, en soluciones diferentes, ya que es esta celda la solución de iones Zn+², se encuentra separada de la solución que contiene iones Cu+², por medio de una barrera porosa a través
de la cual pueden difundirse los iones. Esta separación se hace, porque de esta forma es que se obtendrá la electricidad. La reacción se lleva a cabo hasta que se cierra el interruptor que se encuentra en el circuito externo. La electricidad que se produce es suficiente para encender una lámpara. El electrodo de Zn pierde electrones, convirtiéndolo en ánodo y ocurriendo oxidación. El electrodo de Cu se convierte en cátodo debido a que gana electrones, ocurriendo la reducción. Es una sustancia conductora llamada electrolito. A su vez, cada hemicelda está constituida por un electrodo metálico y una solución de una de las sales del metal. ¿Cómo se producen las celdas galvánicas?
Una celda galvánica es un sistema que permite obtener energía a partir de una reacción química de óxido-reducción. Dicha reacción es la resultante de 2 reacciones parciales (hemirreacciones) en las cuales un elemento químico es elevado a un estado de oxidación superior (hemirreacción de oxidación), a la vez que otro elemento es reducido a un estado de oxidación inferior (hemirreacción de reducción). Estos cambios de estado de oxidación implican transferencia de electrones del elemento que se oxida al elemento que se reduce. El diseño constructivo en una pila determina que cada una de estas 2 hemirreacciones ocurra en ³compartimentos´ independientes llamados hemiceldas. El medio que posibilita el transporte interno de carga eléctrica entre ambos compartimentos es una sustancia conductora llamada electrolito. A su vez, cada hemicelda está
constituida por un electrodo metálico y una solución de una de las sales del metal. Para obtener energía eléctrica?
Para obtener energía eléctrica es necesario conectar los electrodos de la pila al aparato que se desee hacer funcionar mediante conductores eléctricos externos En estas condiciones la pila descarga externamente su energía, la que es aprovechada por el aparato para su funcionamiento, mientras que internamente se producen en los electrodos las hemirreacciones mencionadas. Se denominan electrodos a las superficies metálicas sobre las cuales se producen las hemirreacciones de oxidación y de reducción. Ánodo : es el electrodo en el cual se produce la reacción de oxidación (el electrodo negativo de la pila). Cátodo : es el electrodo en el cual se produce la reacción de reducción ( el electrodo positivo de la pila). Transportación de la energía
En la conductividad eléctrica, la energía es transportada a través de la materia mediante la conducción de cargas eléctricas, mejor conocido como corriente eléctrica. Para producir esta corriente se necesitan conductores o portadores que conduzcan la corriente a través de los materiales y para que exista una fuerza capaz de ponerlos en movimiento. Estos portadores pueden ser electrones, si
se trata de metales, o los iones positivos o negativos, si son soluciones electrolíticas. El cobre es muy común en la conducción metálica. En los metales encontramos un conjunto ordenado de iones positivos inmerso en una nube de electrones. Los iones se encuentran relativamente fijos y los electrones se mueven libremente por todo el metal. Cuando un campo eléctrico actúa sobre el metal, los electrones se desplazan y transportan cargas eléctricas negativas. La conducción eléctrica como tal se realiza de forma diferente. Las soluciones electrolíticas, contienen iones positivos y negativos, no hay electrones libres en solución. Los iones no tienen posiciones fijas sino que son libres de moverse por toda la masa de la solución. Cuando un campo eléctrico actúa sobre una solución electrolítica, los iones son atraídos según su carga y estos movimientos constituyen la corriente eléctrica. Tipos de pila
una de las primeras pilas eléctricas, la Pila Daniell. Una pila Daniell está formada por un electrodo de zinc sumergido en una disolución diluida de sulfato de zinc y otro electrodo de cobre sumergido en una disolución concentrada de sulfato de cobre. Ambas disoluciones están separadas por una pared porosa. En esta situación la tensión de disolución del zinc es mayor que la presión osmótica de los iones Zn++ y el electrodo se disuelve emitiendo Zn++ y quedando cargado negativamente. En la disolución de sulfato de cobre, debido a su alta concentración de iones Cu, depositándose Cu++ sobre el electrodo de este metal que de este modo queda cargado positivamente. En
estas condiciones existirá una diferencia de potencial de 1 voltio aproximadamente entre ambos electrodos. Similar a la anterior es la Pila de Volta, considerada la primera en su especie. En esta los electrodos son también zinc y cobre y el electrolito es ácido sulfúrico. Al disolverse ambos metales en el ácido, el cobre adquiere un potencial mayor que el zinc, estableciéndose por tanto una diferencia de potencial de aproximadamente 1 voltio entre ambos. Esta pila tiene el inconveniente de que al desprenderse hidrógeno en el proceso, este se deposita en parte sobre el cobre impidiendo el paso de corriente, por lo que se dice que en estas condiciones la pila se ha polarizado. Otra pila basada en el mismo principio es la Pila Leclanché. En esta el electrolito es una solución de cloruro amónico (Cl NH4), siendo el electrodo negativo de zinc y el positivo una placa de carbón rodeado de una mezcla de bióxido de manganeso y carbón pulverizado introducido en un vaso de paredes porosas. El bióxido de manganeso actua como despolarizante, parta evitar el fenómeno de la polarización citado en la pila de Volta. La tensión de disolución del Zn hace a este disolverse formando cloruro de zinc y adquiriendo el electrodo un potencial negativo respecto a la solución. Los iones NH4+ del cloruro amónico se descargan sobre el electrodo de carbón produciendo NH3 e hidrógeno, el cual actuando sobre el bióxido de manganeso (Mn O2) lo reduce a óxido manganoso (Mn O). Tenemos finalmente las denominadas pilas secas, que son las que normalmente utilizamos. Estas son pilas de Leclanché en las que la disolución de cloruro amónico y la mezcla de carbón y bióxido de
manganeso se ha sustituido por una pasta formada por bióxido de manganeso, cloruro de zinc, carbón de cok, agua y una pequeña cantidad de grafito. El recipiente de zinc es el electrodo negativo y una barra de carbón introducida en la pasta el positivo. El cierre del recipiente se hace con una pasta no conductora que lo hace hermético. Puesto que son fuente de energía, las baterías tienen dos parámetros fundamentales a tener en cuenta: el voltaje y la capacidad. El voltaje en la mayoria de las baterías lo tienen ajustado a 1,5 V este valor puede variarse. La capacidad de la batería viene medida en amperios hora, o más generalmente en el caso de pilas pequeñas en miliamperios hora (mAh). A modo de ejemplo, 100 mAh indica que es posible obtener una corriente de 100 mA durante una hora (o 200 mA durante media hora) antes de que se agote la batería. Esta relación no es lineal, pues una corriente más elevada hace que se acorte la vida de la batería, mientras que una corriente más suave puede alargar la duración de la misma. Ø Pila primaria : es una pila basada en una reacción química irreversible, y por lo tanto, es una pila no recargable (posee un solo ciclo de vida). Ø Pila secundaria : es aquella pila basada en una reacción química reversible y, por lo tanto, es recargable. Se pueden regenerar sus elementos activos pasando una corriente eléctrica en sentido contrario al de descarga. Posee ciclos de vida múltiples.
Ø Pila botón : es una pila de tamaño reducido, de forma chata y redonda. Ø Batería : se denomina así a una unidad productora de energía eléctrica, constituida por varias pilas. Pila de combustible: Mecanismo electroquímico en el cual la energía de una reacción química se convierte directamente en electricidad. A diferencia de la pila eléctrica o batería, una pila de combustible no se acaba ni necesita ser recargada; funciona mientras el combustible y el oxidante le sean suministrados desde fuera de la pila Los objetos se galvanizan para evitar la corrosión, para obtener una superficie dura o un acabado atractivo, para purificar metales (como en la refinación electrolítica del cobre), para separar metales para el análisis cuantitativo o como es el caso de la electrotipia, para reproducir un molde. Los metales que se utilizan normalmente en galvanotécnia son: cadmio, cromo, cobre, oro, níquel, plata y estaño. Las cuberterías plateadas, los accesorios cromados de automóvil y los recipientes de comida estañados son productos típicos de galvanotécnia.
Conclusión
En síntesis se puede decir que quizás desde el siglo V antes de Cristo el hombre estuvo relacionado en cierta forma con las pilas, mediante unas vasijas. Lo que quizas explicaría que desde ese tiempo fueron ocupadas ciertas formas para producir una corriente eléctrica; no se manejaba el concepto de pila como en la modernidad y estudios analíticos existentes en la actualidad, sin embargo se
puede decir que el descubrimiento de esas vasijas y la asimilación al funcionamiento de las pilas son en cierta forma iguales. La electroanalítica abarca un grupo de métodos analíticos cuantitativos que se basa e las propiedades eléctricas de una disolución de analito cuando forma parte de una celda electroquímica. Las celdas electroquímicas son dispositivos que producen electricidad por medio de una reacción química, estas celdas las podemos clasificar de acuerdo a las que producen energía eléctrica (celdas galvánicas) y las que consumen energía (celdas electroquímicas). Podemos ver en forma diaria la utilización de las celdas en al ver pilas de distintos tipos, las que empleamos para diferentes fines; como escuchar walkman en el recreo o encender una linterna, o las pilas de combustible en los automóviles. Sin el uso de esas pilas la vida hoy en día seria muy diferente ya que no habría un método tan factible de transformar energía eléctrica en química y viceversa.
Fig.1
tipos de pilas
