Baterías

Electricidad. Fuentes de energía eléctrica. Pilas. Tipos. Batería primarias secas. Acumulador de plomo. Baterías de litio. Celdas combustibles

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Tipos de Celdas y Baterías


Índice



Introducción……………………………………………………. 1

Desarrollo Tema………………………………………………… 2-7

Conclusión………………………………………………………. 8

Bibliografía……………………………………………………… 9

Anexos………………………………………………………….. 10-11

Introducción al Tema


En la actualidad se depende mucho de las baterías. Se necesitarían palancas para dar cuerda a los relojes, para arrancar motores y extensiones larguisimas solo con el fin de escuchar radio en un paseo de campo.

Los inicios de la Electroquímica como ciencia, están marcados por las experiencias de Luigi Galvani y Allesandro 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 cotidiana; 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.

Desarrollo Tema


Batería Mercurio:


Las baterías primarias secas son el tipo ampliamente usado de célula del primero. Las tales baterías difieren de las varias maneras, pero todos tienen ciertas partes básicas. Cada batería primaria seca tiene dos estructuras llamado los electrodos. Cada electrodo consiste en un tipo diferente de material químicamente activo. Un electrolito entre los electrodos causa uno de ellos, llamó el ánodo, para cobrarse negativamente y el otro, llamó el cátodo, cobrarse positivamente. Los auxilios del electrolito promueven las reacciones químicas que ocurren a los electrodos.

Hay tres tipos del comandante de baterías primarias secas. Ellos son (1) las células de carbono-cinc, (2) las células alcalinas, y (3) las células del 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 zinc y óxido de mercurio (II).

Las reacciones de la celda son:


Ánodo: Zn(Hg) + 2OH-(ac) à ZnO(s) + H2O(l) + 2e-

Cátodo:   HgO(s) + H2O(l) + 2e- à Hg(l) + 2OH-(ac)

Global:             Zn(Hg) + HgO(s) à 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 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.

Acumulados Plomo:

Inventado en 1859 por Gastón Planté, el acumulador de plomo sigue utilizándose en automóviles, camiones y aviones. El acumulador contiene un grupo de células conectadas en serie. Cada célula consiste en una placa de plomo, otra de óxido de plomo, y una disolución electrolítica de ácido sulfúrico. Cuando estos acumuladores se descargan, pueden recargarse creándose una corriente en sentido opuesto a la que fluye cuando el acumulador está completamente cargado.

Las semirreacciones que se producen en ambos electrodos y la reacción total de la celda son:

-Reacción del Ánodo: Pb + H SO !PbSO + 2H + 2e (oxidación)

-Reacción del Cátodo: PbO + H SO + 2e + 2H ! PbSO + 2H O (reducción)

-Reacción Total: Pb(s) + PbO (s) + 2H SO (aq) ! 2PbSO (s) + 2H O (I)

La tendencia de los electrones a fluir del ánodo al cátodo en la batería depende de la capacidad del agente reductor para liberar electrones y la capacidad del agente oxidante para capturarlos. Si la batería está formada por una sustancia oxidante con alta afinidad electrónica, los electrones viajan a través del alambre conector con gran fuerza y proporcionan considerable energía eléctrica. La presión sobre los electrones al fluir de un electrodo a otro en la batería se conoce como el potencial de la misma y se mide en voltios.

Batería 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

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 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 más 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:

 

Ánodo: 2H2(g) + 4OH-(ac) 4H2O(l) + 4e-

Cátodo: 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 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.

La eficiencia de las celdas de combustible, a diferencia de los motores de combustión (interna y externa) no está limitada por el ciclo de Carnot ya que no siguen un ciclo termodinámico. Por lo tanto, su eficiencia es muy alta en comparación, al convertir energía química en eléctrica directamente. La eficacia de una celda de combustible 'Baterías'
, bajo condiciones estándares está limitada por el cociente entre la variación de la energía libre (estándar) de Gibbs'Baterías'
, y la variación de la entalpía estándar de la reacción química completa'Baterías'
. La eficiencia real es igual o normalmente inferior a este valor.

'Baterías'

'Baterías'

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 quizás 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. 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.

Bibliografía

http://www.educarchile.cl

http://www.ciencias.huascaran.edu.pe.modulos/m_pilas/index.htm

Texto santillana, química 3ª ½

Encarta 2007

http://images.google.cl/images?hl=es&q=fotografias%20baterias&oe=UTF-8&um=1&ie=UTF-8&sa=N&tab=wi

Anexos

Fig. 1

'Baterías'

'Baterías'

'Baterías'
'Baterías'

Tipos de Pilas Corrosión

La celda en si es la estructura cúbica en el centro de la imagen.