Centro de estudios universitarios londres

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materia: quimica

tema: investigacion de celdas y corrosion

ciclo: 2002 - 2003

introduccion

se va ver como es el funcionamiento de las principales celdas utilizadas por el hombre

celdas voltaicas

Una batería se compone de una o más celdas voltaicas. Cuando las celdas están conectadas en serie (con la terminal positiva de una conectada a la terminal negativa de otra).

Se puede decir que una celda voltaica posee una fuerza electromotriz (fem) que mueve los electrones del ánodo al cátodo a través de l circuito externo. El origen de la fem es una diferencia de energía potencial entre los dos electrodos de la celda. La fem de la celda se llama potencial de celda, Ecelda y se mide en volts. El potencial de celda en condiciones estándar se conoce como la fem estándar o potencial estándar de celda, y se denota como Eºcelda.

Se puede determinar un potencial estándar de reducción, Eºred, para una media reacción individual. Esto se consigue comparando el potencial de la media reacción con el del electrodo estándar de hidrogeno.

2H+ (ac, 1 M) + 2e-
H2 (g, 1atm) Eºred = 0 V

Las celdas voltaicas se usan ampliamente como fuentes convenientes de energía cuya virtud primordial es la de ser portátiles. Aunque cualquier reacción redox espontánea puede servir como base de una celda voltaica, la fabricación de una celda comercial que emplea una reacción redox especifica puede requerir un ingenio considerable. Sin embargo estas celdas no son apropiadas n general para uso comercial por que tienen una resistencia interna elevada. Esto significa que el flujo fe corriente dentro de la celda, debido al movimiento de los iones dentro de los compartimientos de la celda y del puente electrolítico, es limitado. A causa de esta restricción existe una resistencia. En consecuencia, si intentamos tomar una corriente grande, el voltaje abruptamente.

Las celdas voltaicas no pueden competir todavía con otras fuentes de comunes de energía con base únicamente en el costo. El costo de la electricidad que se obtiene de una pila ordinaria para una lámpara de mano es del orden de 80 dólares por kilowatt-hora. En comparación, la energía eléctrica que suministran las plantas generadoras de electricidad le cuesta normalmente al consumidor menos de 10 centavos de dólar por kilowatt-hora.

acumulador de 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.

Una de las baterías más comunes y de mayor utilidad es el acumulador de plomo de 12 V esta integrado por seis celdas, cada una de las cuales produce 2 V. El cátodo de cada celda esta compuesto de plomo. Ambos electrodos están inmersos en ácido sulfúrico. Las reacciones de electrodo que ocurren durante la descarga son como sigue:

Cátodo PbO2 + SO4-2 (ac)+ 4H+ (ac)+2e- PbSO4 (s)+ 2H2O (l)

Anode PB(s) + SO4-2(ac) PbSO4 (s) + 2e-

PbO2(s) +PB(s) +4H+ (ac) +2So4-2(ac) 2PbSO4(s) + 2H2O (l)

(20.19)

Los reactivos Pb y PbO2, entre los cuales se lleva acabo la transferencia de electrones, sirven como electrodos. Puesto que los reactivos son sólidos, no hay necesidad de separar la celda en compartimientos anódico y catódico; el Pb y el PbO2 no pueden tener contacto físico directo entre si a menos que la placa de un electrodo toque a otra. Para medir que los electrodos se toquen se colocan separadores de madera o fibra de vidrio entre ellos. Par aumentar la reducción de corriente, cada celda contiene un cierto número de placas anódicas y catódicas.

El uso de una reacción cuyos reactivos y productos son sólidos ofrece otra ventaja. Puesto que los sólidos se excluyen del cociente de reacción, Q, las cantidades relativas de Pb(s), PbO2(s) y PbSO4(s) no tienen efecto alguno sobre la fem del acumulador de plomo, lo que contribuye a que la batería mantenga una fem relativamente constante durante la descarga. La fem caria un poco con el uso por que la concentración de H2SO4 durante la descarga.

Una ventaja del acumulador de plomo es que se puede recargar. Durante la recarga. Se emplea una fuente externa de energía para invertir el sentido de la ración redox espontánea.

La energía necesaria para recargar la batería en un automóvil la proporciona un generador impulsado por el motor. La recarga es posible por que el PbSO4 que se forma durante la descarga se adhiere a los electrodos. En esta forma, a medida que la fuente externa fuerza los electrones a pasar de un electrodo a otro, el PbSO4 se convierte en Pb en un electrodo y en PbO2 en el otro; estos, desde luego, son los materiales de una celda totalmente cargada.

pila seca

La pila o celda seca común se usa extensamente en lámparas de mano, radios portátiles y dispositivos similares. De hecho, una pila seca se conoce ordinariamente como batería para lámpara de mano. También se le conoce como pila de Leclanché en honor a su inventor, quien la patento en 1866. En la versión ácida el ánodo consiste en una copa de zinc en contacto con una pasta de MnO2, NH4Cl y Carbón. Un cátodo inerte, que es una carilla de grafito, esta inmerso en el centro de la pasta. La pila tiene una capa exterior de cartón o metal para sellarla y protegerla de la atmósfera. Las reacciones de electrodo son complejas, u la reacción catódica parece variar con la rapidez de descarga. Las tracciones en los electrodos se representan por lo general como se muestra en seguida:

Cátodo: 2NH4+ (ac)+2MnO2(s) + 2e-Mn2O3(s)+2NH3 (ac)+H2O (l)

Ánodo: SNI(s)Zn2+ (ac) + 2e-

Solo una fracción del material catódico, el que esta cerca del electrodo, es electro químicamente activo a acusa de la limitada movilidad de las sustancias químicas en la celda.

En una batería alcalina, el NH4CL se sustituye por KOH. La reacción anódica incluye también la oxidación del SNI, pero el cinc esta presente en forma de polvo, mezclado con el electrolito en un gel. Como una pila seca común la reacción catódica comprende la reducción del MnO2.

BATERIAS DE NIQUEL-CADMIO

Puesto que las pilas secas no son recargables, se tienen que reemplazar con frecuencia. Por esta razón una pila recargable, la batería de níquel-cadmio, se ha vuelto muy popular, en especial para uso en herramientas y computadoras portátiles que funcionan con baterías. El cadmio metálico actúa como ánodo y el Nio2(s), que se reduce a Ni (OH)2(s), sirve como catodo. Se efectúan las reacciones electrónicas siguientes dentro de la celda durante la descarga:

CATODO NiO2(s) + 2h2O (l) + 2e- Ni (OH)2(s) + 2OH-(ac)

ANODO Cd(s) +2OH-(ac) Cd (OH) 2(s) + 2e-

Al igual que en la celda del acumulador de plomo, los productos de reacciones sólidos se adhieren a los electrodos. Esto permite invertir fácilmente las reacciones durante la carga. Puesto que no se producen gases durante la carga a la descarga, la batería se puede sellar herméticamente.

CELDAS DE COMBUSTIBLE

Son muchas las sustancias que se usan como combustibles. La energía térmica que libera la combustión se suela convertir en energía eléctrica. El calor puede convertir el agua en vapor, el cual mueve la turbina que a su vez impulsa a un generador. En general, solo el 40% de la energía derivada de la combustión se convierte en electricidad; el resto se pierde en forma de calor. La producción directa de electricidad a partir de combustibles por una celda voltaica podría, en principio, producir una tasa más alta de conversión de la energía química de la reacción. Las celdas voltaicas que llevan a cabo esta conversión empleando combustibles convencionales, como H2 y CH, se conocen como celdas de combustible.

Se han hecho investigaciones para desarrollar celdas de combustibles prácticas. Uno de los problemas que se presentan es la elevada temperatura de operación de casi todas ellas, el cual no solo desperdicia energía, sino que además acelera la corrosión de los componentes de la celda. Se ha desarrollado una celda de baja energía que emplea H2, la cual se ha utilizado en situaciones especiales, como en vehículos espaciales. Por ejemplo, se uso una celda de combustible de H2-O2 como fuente primaria de energía eléctrica en los vuelos Apolo a la luna. El peso de una celda de combustible suficiente para 11 días en el espacio fue de aproximadamente 230 Kg. Esto se puede comparar con las varias toneladas que se habrían requerido al utilizar un motor y su generador.

Las reacciones en los electrodos de la celda de combustible de H2-O2 son como sigue:

CATODO: 4e- + O2 (g) + 2H2O (l) 4OH-(ac)

ANODO: 2H2 (g) + 4OH-(ac) 4H2o (l) + 4e-

2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l)

COMENTARIOS

Corrosión, desgaste total o parcial que disuelve o ablanda cualquier sustancia por reacción química o electroquímica con el medio ambiente. El término corrosión se aplica a la acción gradual de agentes naturales, como el aire o el agua salada sobre los metales.

El ejemplo más familiar de corrosión es la oxidación del hierro, que consiste en una compleja reacción química en la que el hierro se combina con oxígeno y agua para formar óxido de hierro hidratado. Este óxido, conocido como orín o herrumbre, es un sólido que mantiene la misma forma general que el metal del que se ha formado, pero con un aspecto poroso, algo más voluminoso, y relativamente débil y quebradizo.

Hay tres métodos para evitar la oxidación del hierro : (1) mediante aleaciones del hierro que lo convierten en químicamente resistente a la corrosión; (2) impregnándolo con materiales que reaccionen a las sustancias corrosivas más fácilmente que el hierro, quedando éste protegido al consumirse aquéllas; y (3) recubriéndolo con una capa impermeable que impida el contacto con el aire y el agua. El método de la aleación es el más satisfactorio pero también el más caro. Un buen ejemplo de ello es el acero inoxidable, una aleación de hierro con cromo o con níquel y cromo. Esta aleación está totalmente a prueba de oxidación e incluso resiste la acción de productos químicos corrosivos como el ácido nítrico concentrado y caliente. El segundo método, la protección con metales activos, es igualmente satisfactorio pero también costoso. El ejemplo más frecuente es el hierro galvanizado que consiste en hierro cubierto con cinc. En presencia de soluciones corrosivas se establece un potencial eléctrico entre el hierro y el cinc, que disuelve éste y protege al hierro mientras dure el cinc. El tercer método, la protección de la superficie con una capa impermeable, es el más barato y por ello el más común. Este método es válido mientras no aparezcan grietas en la capa exterior, en cuyo caso la oxidación se produce como si no existiera dicha capa. Si la capa protectora es un metal inactivo, como el cromo o el estaño, se establece un potencial eléctrico que protege la capa, pero que provoca la oxidación acelerada del hierro. Los recubrimientos más apreciados son los esmaltes horneados, y los menos costosos son las pinturas de minio de plomo.

Algunos metales como el aluminio, aunque son muy activos químicamente, no suelen sufrir corrosión en condiciones atmosféricas normales. Generalmente el aluminio se corroe con facilidad, formando en la superficie del metal una fina capa continua y transparente que lo protege de una corrosión acelerada. El plomo y el cinc, aunque son menos activos que el aluminio, están protegidos por una película semejante de óxido. El cobre, comparativamente inactivo, se corroe lentamente con el agua y el aire en presencia de ácidos débiles como la disolución de dióxido de carbono en agua —que posee propiedades ácidas—, produciendo carbonato de cobre básico, verde y poroso. Los productos de corrosión verdes, conocidos como cardenillo o pátina, aparecen en aleaciones de cobre como el bronce y el latón, o en el cobre puro, y se aprecian con frecuencia en estatuas y techos ornamentales.

Los metales llamados nobles son tan inactivos químicamente que no sufren corrosión atmosférica. Entre ellos se encuentran el oro, la plata y el platino. La combinación de agua, aire y sulfuro de hidrógeno afecta a la plata, pero la cantidad de sulfuro de hidrógeno normalmente presente en la atmósfera es tan escasa que el grado de corrosión es insignificante, apareciendo únicamente un ennegrecimiento causado por la formación de sulfuro de plata. Este fenómeno puede apreciarse en las joyas antiguas y en las cuberterías de plata.

La corrosión en los metales supone un problema mayor que en otros materiales. El vidrio se corroe con soluciones altamente alcalinas, y el hormigón con aguas ricas en sulfatos. La resistencia a la corrosión del vidrio y del hormigón puede incrementarse mediante cambios en su composición.