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Monográficos: Conducción electrolítica. Estequiometría de la electrólisis. Pilas voltaicas. Pila eléctrica. Pilas solares. Pila de combustible

ELECTROQUIMICA, ELECTROLISIS Y PILAS

Electroquímica : es la parte de la química que trata de la relación entre las corrientes eléctricas y las reacciones químicas, y de la conversión de la energía química en eléctrica y viceversa. En un sentido más amplio,la electroquímica es el estudio de las reacciones químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes o voltajes.

Introducción

Todas las reacciones químicas son fundamentalmente de naturaleza eléctrica, puesto que hay electrones involucrados en todos los tipos de enlaces químicos. Sin embargo, la electroquímica es primordialmente el estudio del fenómeno de oxido-reducción.

Las relaciones entre cambios químicos y energía eléctrica tienen importancia teórica y practica. Las relaciones químicas pueden utilizarse para producir energía eléctrica (en pilas que se llaman pilas voltaicas o galvánicas). La energía eléctrica puede utilizarse para realizar transformaciones químicas (en pilas electrolíticas). Además el estudio de los procesos electroquímicos lleva a la comprensión y a la sistematización de los fenómenos de oxido-reducción que ocurren fuera de las pilas.

Corriente eléctrica y movimiento de iones

ELECTROQUIMICA, ELECTROLISIS Y PILAS

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Célula voltaica

Una célula voltaica aprovecha la electricidad de una reacción química espontánea para encender una bombilla (foco). Las tiras de cinc y cobre, dentro de disoluciones de ácido sulfúrico diluido y sulfato de cobre respectivamente, actúan como electrodos. El puente salino (en este caso cloruro de potasio) permite a los electrones fluir entre las cubetas sin que se mezclen las disoluciones. Cuando el circuito entre los dos sistemas se completa (como se muestra a la derecha), la reacción genera una corriente eléctrica. Obsérvese que el metal de la tira de cinc se consume (oxidación) y la tira desaparece. La tira de cobre crece al reaccionar los electrones con la disolución de sulfato de cobre para producir metal adicional (reducción). Si se sustituye la bombilla por una batería la reacción se invertirá, creando una célula electrolítica.

La mayoría de los compuestos inorgánicos y algunos de los orgánicos se ionizan al fundirse o cuando se disuelven en agua u otros líquidos; es decir, sus moléculas se disocian en componentes cargados positiva y negativamente que tienen la propiedad de conducir la corriente eléctrica. Si se coloca un par de electrodos en una disolución de un electrólito (o compuesto ionizable) y se conecta una fuente de corriente continua entre ellos, los iones positivos de la disolución se mueven hacia el electrodo negativo y los iones negativos hacia el positivo. Al llegar a los electrodos, los iones pueden ganar o perder electrones y transformarse en átomos neutros o moléculas; la naturaleza de las reacciones del electrodo depende de la diferencia de potencial o voltaje aplicado.

La acción de una corriente sobre un electrólito puede entenderse con un ejemplo sencillo. Si el sulfato de cobre se disuelve en agua, se disocia en iones cobre positivos e iones sulfato negativos. Al aplicar una diferencia de potencial a los electrodos, los iones cobre se mueven hacia el electrodo negativo, se descargan, y se depositan en el electrodo como elemento cobre. Los iones sulfato, al descargarse en el electrodo positivo, son inestables y combinan con el agua de la disolución formando ácido sulfúrico y oxígeno. Esta descomposición producida por una corriente eléctrica se llama electrólisis.

En todos los casos, la cantidad de material que se deposita en cada electrodo al pasar la corriente por un electrólito sigue la ley descubierta por el químico físico británico Michael Faraday. Esta ley afirma que la cantidad de material depositada en cada electrodo es proporcional a la intensidad de la corriente que atraviesa el electrólito, y que la masa de los elementos transformados es proporcional a las masas equivalentes de los elementos, es decir, a sus masas atómicas divididas por sus valencias.

Todos los cambios químicos implican una reagrupación o reajuste de los electrones en las sustancias que reaccionan; por eso puede decirse que dichos cambios son de carácter eléctrico. Para producir una corriente eléctrica a partir de una reacción química, es necesario tener un oxidante, es decir, una sustancia que gane electrones fácilmente, y un reductor, es decir, una sustancia que pierda electrones fácilmente. Las reacciones de este tipo pueden entenderse con un ejemplo, el funcionamiento de un tipo sencillo de pila (batería) electroquímica. Al colocar una varilla de cinc en una disolución diluida de ácido sulfúrico, el cinc, que es un reductor, se oxida fácilmente, pierde electrones y los iones cinc positivos se liberan en la disolución, mientras que los electrones libres se quedan en la varilla de cinc. Si se conecta la varilla por medio de un conductor a un electrodo de metal inerte colocado en la disolución de ácido sulfúrico, los electrones que están en este circuito fluirán hacia la disolución,donde serán atrapados por los iones hidrógeno positivos del ácido diluido. La combinación de iones y electrones produce gas hidrógeno, que aparece como burbujas en la superficie del electrodo. La reacción de la varilla de cinc y el ácido sulfúrico produce así una corriente en el circuito externo. Una pila electroquímica de este tipo se conoce como pila primaria o pila voltaica.

En la batería de acumuladores, o acumulador (conocida comúnmente como pila secundaria), se proporciona energía eléctrica desde una fuente exterior, que se almacena en forma de energía química. La reacción química de una pila secundaria es reversible, es decir, se produce en un sentido cuando se carga la pila, y en sentido opuesto cuando se descarga. Por ello, una pila secundaria puede descargarse una y otra vez.

APLICACIONES INDUSTRIALES

La descomposición electrolítica es la base de un gran número de procesos de extracción y fabricación muy importantes en la industria moderna. La sosa cáustica (un producto químico importante para la fabricación de papel, rayón y película fotográfica) se produce por la electrólisis de una disolución de sal común en agua. La reacción produce cloro y sodio. El sodio reacciona a su vez con el agua de la pila electrolítica produciendo sosa cáustica. El cloro obtenido se utiliza en la fabricación de pasta de madera y papel.

Una aplicación industrial importante de la electrólisis es el horno eléctrico, que se utiliza para fabricar aluminio, magnesio y sodio. En este horno,se calienta una carga de sales metálicas hasta que se funde y se ioniza. A continuación, se deposita el metal electrolíticamente.

Los métodos electrolíticos se utilizan también para refinar el plomo, el estaño, el cobre, el oro y la plata. La ventaja de extraer o refinar metales por procesos electrolíticos es que el metal depositado es de gran pureza. La galvanotécnia, otra aplicación industrial electrolítica, se usa para depositar películas de metales preciosos en metales base. También se utiliza para depositar metales y aleaciones en piezas metálicas que precisen un recubrimiento resistente y duradero. La electroquímica ha avanzado recientemente desarrollando nuevas técnicas para colocar capas de material sobre los electrodos, aumentando así su eficacia y resistencia. Tras el descubrimiento de ciertos polímeros que conducen la electricidad, es posible fabricar electrodos de polímeros.

CONDUCCION METALICA

Una corriente eléctrica es el flujo de la carga eléctrica. En los metales esta carga es llevada por los electrones y la conducción eléctrica de este tipo se llama conducción metálica. La corriente resulta de la aplicación de una fuerza eléctrica suministrada por una pila, batería, o alguna otra fuente de energía eléctrica. Se necesita un circuito completo para producir una corriente.

Los cristales metálicos pueden describirse en los términos de nubes de electrones en movimiento atravesando las redes relativamente fijas de los iones metálicos positivos. Cuando los electrones se dirigen hacia una terminal del alambre metálico, los electrones en movimiento desplazan otros electrones de la nube en el punto de entrada. Los electrones desplazados, a su vez, adquieren nuevas posiciones empujando los electrones vecinos hacia delante y este efecto se trasmite por el alambre hasta que los electrones son forzados fuera del alambre en el extremo opuesto. La fuente de energía puede ser considerada un bomba de electrones, pues sirve para forzar a los electrones por uno de los terminales de circuito y sacarlos por el otro extremo. En cualquier posición en el alambre, se conserva la neutralidad eléctrica, pues la velocidad de entrada de los electrones iguala la velocidad de salida de los mismos. Hace mucho se conoce la analogía entre el flujo de la electricidad fue descrita en términos de una corriente de " fluido eléctrico". Convencionalmente, desde hace tiempo (en los tiempos de Benjamin Franklin, 1747), antes de que se identificara el electrón, se adscribe una carga positiva a esta corriente. Interpretaremos los circuitos eléctricos en términos del movimiento del electrón. Sin embargo, debemos recordar que la corriente eléctrica convencional es descrita arbitrariamente como positiva y fluye en dirección opuesta.

La corriente eléctrica se mide en amperes (a). LA cantidad de carga eléctrica se mide en coulombs (C); el coulombs se define como la cantidad de electricidad transmitida en un segundo mediante una corriente de un ampere. Por consiguiente:

1 A = 1 C/s y 1 C = 1 A.s

La corriente eléctrica se hace pasar a través del circuito mediante una diferencia de potencial eléctrico, el cual se mide en volts (V). Se necesita un joule de trabajo para mover un coulomb desde un potencial mas bajo a uno mas alto cuando la diferencia de potencial es de un volt. Un volt, por consiguiente,es igual a un joule coulomb y un volt coulomb es una unidad de energía e igual a un joule.

1 V = 1 J/C

1 V . C = 1 J

Mientras mayor sea la diferencia de potencial entre dos puntos en un alambre dado, mayor será la corriente que transporte el alambre entre estos dos puntos. Georg Simon Ohm, en 1826, expreso la relación cuantitativa entre la diferencia de potencial, E, en voltios y la corriente, I, en amperes, como:

I = E/ R o E = I . R

donde la constante de proporcionalidad, R, de la ley de Ohm se llama la resistencia. La resistencia se mide en ohms (Ω). Se requiere un volt para transportar una corriente de un ampere a través de una resistencia de un ohm.

La resistencia para el flujo de electricidad en los metales es originada probablemente por la vibración de los iones metálicos en sus posiciones del cristal. Estas vibraciones interfieren con el movimiento de los electrones y retardan la corriente. A medida que aumenta la temperatura, aumenta el movimiento térmico de los iones metálicos. Por lo tanto, la resistencia de los metales aumenta y se convierten en conductores deficientes.

CONDUCCION ELECTROLITICA

La conducción electrolítica,en la cual la carga es transportada por los iones, no ocurrirá a menos que los iones del electrólito se puedan mover libremente. Por consiguiente, la conducción electrolítica es exhibida principalmente por sales fundidas y por soluciones acuosas de electrólitos. Por consiguiente, una corriente que pase a través de un conductor electrolítico requiere que el cambio químico acompañe el movimiento de los iones.

Estos principios de conducción electrolítica se ilustran mejor refiriéndonos a una pila electrolítica tal como la representa la figura "1", para la electrólisis del NaCl fundido entre electrodos inertes (los electrodos inertes no participan en reacciones de electrodos). La fuente de corriente envía electrones hacia el electrodo izquierdo, el cual por lo tanto puede considerarse cargado negativamente. Los electrones salen del electrodo de la derecha, el electrodo positivo. En el campo eléctrico así producido,los iones de sodio (catiónes) son atraídos hacia el polo positivo (ánodo). La carga eléctrica en la conducción electrolítica es transportada por los cationes que se mueven hacia el cátodo y los aniones que se mueven en dirección opuesta hacia el ánodo.

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Figura "1" Electrólisis del cloruro de sodio fundido

Para un circuito completo la reacción del electrodo debe acompañar el movimiento de los iones. En el cátodo algunas especies químicas (no necesariamente el transportador de carga) debe aceptar electrones y debe reducirse. En el ánodo, los electrones deben ser separados de algunas especies químicas que, como consecuencia, se oxidan. La s convenciones relativas a los términos ánodo y cátodo se resumen el la tabla "A".

 

Cátodo

Anodo

Iones atraídos

Dirección del movimiento electrónico

Media reacción

Cationes

Dentro de la pila

Reacción

aniones

Fuera de la pila oxidación

Signo

   

Pila de electrólisis

Pila galvánica

negativo

positivo

positivo

negativo

En la pila del diagrama, los iones sodio se reducen en el cátodo:

Na+ + e - → Na

y los iones cloruro se oxidan en el ánodo.

2 Cl- → Cl2 + 2 e‾

La suma adecuada de estas dos ecuaciones parciales de la reacción para toda la pila es:

2 NaCl (L) electrólisis- → 2Na (L) + Cl2 (G)

En la operación real de una pila comercial utilizada para producir sodio metálico, se agrega cloruro de calcio para hacer descender el punto de fusión del cloruro de sodio y la pila se opera a una temperatura aproximada de 600 °C. A esta temperatura, el sodio metálico es un líquido.

Podemos trazar el flujo de la carga negativa a través del circuito de la figura "1" como sigue: los electrones dejan la fuente de corriente y son enviados al cátodo donde son recogidos y reducidos los iones sodio que han sido atraídos a este electrodo negativo. Los iones cloruro se mueven del cátodo hacia el ánodo y así transportan carga negativa en esta dirección. En el ánodo, los electrones son removidos de los iones cloruro, oxidándolos a cloro gaseoso. Estos electrones son sacados de la pila por la fuente de corriente. En esta forma, se completa el circuito.

La conducción electrolítica se basa entonces sobre la movilidad de los iones y cualquier cosa que inhiba el movimiento de estos origina una resistencia a la corriente.

Los factores que influyen en la conductividad eléctrica de las soluciones de electrolitos incluyen atracciones interiónicas, solvatación de iones y viscosidad del disolvente. Estos factores se fundamentan sobre atracciones soluto-soluto y soluto-disolvente e interacciones disolvente-disolvente, respectivamente. El promedio de energía cinética de los iones soluto aumenta a medida que se eleva la temperatura y, por consiguiente, la resistencia de los conductores electroliticos disminuye por lo general a medida que se aumenta la temperatura.

En todo momento, la solución es eléctricamente neutra. La carga total positiva de todos los cationes iguala la carga total negativa de todos los aniones.

ELECTROLISIS

La electrólisis del cloruro de sodio fundido sirve como fuente comercial de sodio metálico y cloro gaseoso. Procedimientos similares se usan para preparar otros metales muy activos (tales como potasio y calcio). Cuando se electrolizan ciertas soluciones acuosas, el agua esta involucrada en las reacciones de los electrodos en vez de los iones derivados del soluto; por lo tanto, los iones transportadores de corriente no se descargan necesariamente en los electrodos.

En la electrólisis del sulfato de sodio acuoso, los iones sodio se desplazan hacia el cátodo y los iones sulfato se mueve hacia el ánodo (figura "2"). Ambos iones se descargan difícilmente; cuando esta electrólisis se lleva a cabo entre los electrodos inertes, se desprende hidrogeno gaseoso en el cátodo y la solución que rodea el electrodo se hace alcalina.

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cátodo

ánodo

Figura "2" Electrólisis del sulfato de sodio acuoso

2 e‾ + 2 H2O → H2(G) + 2 OH‾ 2 H2O → O2(G) + 4 H+ + 4 e‾

La reducción ocurre en el cátodo pero en vez de la reducción del ion sodio.

e+ + Na+ → Na

el cambio neto que ocurre es la reducción del agua.

2 e‾ + 2 H2O → H2(G) + 2 OH‾

El agua es un electrolito demasiado débil. El agua pura se ioniza aproximadamente 2 x 10-7 % a 25 °C.

2 H2O ↔ H3O+ + OH‾

o, mas brevemente,

H2O ↔ H+ + OH‾

No se conoce el mecanismo exacto de la reacción en el cátodo de la electrólisis del Na2SO4 acuoso. Puede ser que los iones de hidrógeno del agua se descargan y que la reacción procede como sigue:

H2O ↔ H+ + OH‾

2 e‾ + 2 H+ → H2(G)

La multiplicación de la primera ecuación por 2 seguida por la adición de las dos ecuaciones da el cambio sigue:

2 e‾ + 2 H2O → H2(G) + 2 OH‾

En general, el agua se reduce en el cátodo (produciendo hidrógeno gaseoso e iones hidróxido) a pesar de que el catión del soluto es difícil de reducir.

La oxidación ocurre en el ánodo y en la electrólisis del Na2SO4 acuoso, los aniones (SO4=) que emigran hacia el ánodo son difíciles de oxidar:

2 SO4= → S2O8= + 2 e‾

Por consiguiente, la oxidación del agua se efectúa preferencialmente. La forma de esta reacción puede ser:

H2O ↔ H+ + OH‾

4 OH‾ ↔ O2(G) + 2 H2O + 4 e‾

Multiplicando la primera ecuación por 4 y sumando la ecuaciones, obtenemos el cambio neto:

2 H2O → O2(G) + 4 H+ + 4 e‾

En el ánodo se observa el desplazamiento del oxígeno gaseoso y la solución que rodea al polo se vuelve ácida. En general, el agua se oxida en el ánodo (produciendo oxigeno gaseoso e iones de hidrogeno) mientras que el anión del soluto es difícil de oxidar.

La reacción completa para la electrólisis del Na2SO4 acuoso se puede obtener sumando las reacciones del ánodo y del cátodo:

2 [2 e‾ + 2 H2O

H2(G) + 2 OH‾ ]

2 H2O

O2(G) + 4 H+ + 4 e‾

6 H2O

2 H2(G) + O2(G) + 4 H+ + 4 OH‾

Si se mezcla la solución, los iones hidrogeno e hidróxido producidos se neutralizan entre si y el cambio neta.

2 H2O -electrólisis- → 2 H2(G) + O2(G)

es meramente la electrólisis del agua. En el transcurso de la electrólisis, el ion hidrogeno se aleja del ánodo, de donde se produce, hacia el cátodo. En forma similar,los iones hidróxido se mueven hacia el ánodo. Estos iones se neutralizan entre si en la solución entre los dos electrodos.

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Se utilizan evaporadores para obtener hidróxido de sodio de la solución derivada de la electrólisis de cloruro de sodio acuoso. Hooker Chemical Co.

La electrólisis de una solución acuosa de NaCl entre electrodos inertes sirve como un ejemplo de un proceso en el cual se descarga el anión del electrolito, pero el catión no:

Anodo

2 Cl‾

Cl2(G) + 2 e‾

Cátodo

2 e‾ + 2 H2O

H2(G) + 2 OH‾

 

2 H2O + 2 Cl‾

H2(G) + Cl2(G) + 2 OH‾

Puesto que el ion sodio permanece sin modificación en la solución, la reacción se puede indicar.

2 H2O + 2 Na+ + 2 Cl‾ -----electrólisis- → H2(G) + Cl2(G) + 2 Na+ + 2 OH‾

Este proceso es una fuente comercial del hidrogeno gaseoso, cloro gaseoso y, por evaporación de la solución restante de la electrólisis, hidróxido de sodio.

En la electrólisis de una solución de CuSO4 entre electrodos, la corriente es transportada por los iones Cu²+ y SO4=. La corriente que transporta los cationes se descarga, pero los aniones no:

Anodo

2 H2O → O2(G) + 4 H+ + 4 e‾

Cátodo

2 [ 2 e‾ + Cu²+ → Cu(S) ]

 

2 Cu+ + 2 H2O → O2(G) + 2 Cu(S) + 4 H+

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Figura "3" Electrólisis de una solución de sulfato cúprico entre electrodos de cobre

Por supuesto, es posible tener ambos iones del sulfato descargados durante la electrólisis de una solución acuosa. Un ejemplo es la electrólisis del CuCl2 entre electrodos inertes:

Anodo

2 Cl‾

Cl2(G) + 2 e‾

Cátodo

2 e‾ + Cu²+

Cu(S)

 

Cu²+ + 2 Cl‾

Cu(S) + Cl2(G)

También es posible tener el electrodo mismo dentro de una reacción de electrodo. Si el CuSO4 se electroliza entre dos electrodos de cobre (figura "3 "), los iones Cu²+ se reducen en el cátodo.

2 e‾ + Cu²+ → Cu

pero de las tres posibles oxidaciones anódicas:

2 SO4= → 2 S2O4= + 2 e‾

2 H2O → O2(G) + 4 H+ + 4 e‾

Cu(S) → Cu²+ + 2 e‾

Se observa que ocurre la oxidación del cobre metálico del electrodo. Por esto, en el ánodo, el cobre del electrodo va a la solución como iones Cu²+ y, en el cátodo, los iones Cu²+ se depositan como Cu(S) sobre el electrodo. Este proceso se usa para refinar cobre. El cobre contaminado se utiliza como el ánodo de una pila electrolítica y la solución de CuSO4 está electrolizada. El cobre puro se deposita sobre el cátodo. Los electrodos activos también son utilizados en los procesos de electroplateado. En el electroplateado de plata, se utilizan ánodos de plata.

ESTEQUIOMETRIA DE LA ELECTROLISIS

Las relaciones cuánticas entre electricidad y cambio químico fueron descritas originalmente por Michael Faraday en 1832 y 1833. El trabajo de Faraday se conoce mejor por la referencia a las medias reacciones que ocurren durante la electrólisis. El cambio en el cátodo durante la electrólisis del cloruro de sodio fundido:

Na+ + e‾ → Na

indica que requiere un electrón para producir un átomo de sodio. Se requiere un mol electrones (numero de Avogadro de electrones) para producir un mol de átomos de sodio metálico (22,9898g de Na). La cantidad de carga equivalente a un mol electrones se llama Faraday (F) y se encontró que es igual a 96, 485 coulombs (C), el cual, para problemas de trabajo, por lo general se ha aproximado a 96,5 C.

1 F = 96,5 C

Si se utilizan 2F de electricidad, se producirán dos moles de Na al mismo tiempo que el equivalente de electrones a 1F de electricidad se agrega al cátodo, ese mismo numero de electrones se saca del ánodo,

2 Cl‾ → Cl2(G) + 2 e‾

La extracción de 1 mol de electrones (1F) del ánodo dará como resultado la descarga de 1 mol de iones Cl‾ y la producción de 0,5 moles de cloro gaseoso.

Si 2F de electricidad fluyen a través de la pila, 2 moles de iones Cl‾ se descargaran y 1 mol de Cl2 gas se libera.

Por consiguiente, las reacciones de los electrodos pueden interpretarse en términos de moles y faradays. La oxidación del ion hidróxido en el ánodo, por ejemplo,

4 OH‾ → O2(G) + 2 H2O + 4 e‾

puede leerse como que dice que 4 moles de iones OH‾ producen 1 mol de O2 gaseoso y 2 moles de H2O cuando pasan 4F de electricidad a través de la pila.

Las relaciones entre moles de sustancias y faradays de electricidad son las bases de los cálculos estequeométricos que comprende la electrólisis. Recordemos que un ampere (1A) es igual a la velocidad de una corriente de un coulomb (1C) por segundo.

1 A = 1 C/s

En la figura "4 " dos pilas electrolíticas se montan es serie. La electricidad pasa primero a través de una pila y luego a través de la otra antes de regresar a la fuente de corriente. Si se electroliza nitrato de plata en una de las pilas, la reacción catódica es,

Ag+ + e‾ → Ag(S)

y se deposita plata metálica en el electrodo utilizado. Si se pesa este electrodo antes y después de la electrólisis, si se puede determinar la cantidad de plata depositada y por lo tanto el numero de coulombs que pasan a través de la pila. Un faraday depositara 107,868g de plata. Por consiguiente, un coulomb es equivalente a,

Ver Figura "4" coulómetro de plata en serie con una pila electrólisis

PILAS VOLTAICAS

Una pila que se utiliza como fuente de energía eléctrica se llama pila voltaica o galvánica en honor de Alessandro G. Volta (1800) o Luigi Galvani (1780), quienes primero experimentaron con la conversión de la energía química en energía eléctrica. La reacción entre cinc metálico y iones de cobre (II) en solución ilustra un cambio espontáneo en el cual se transfieren los electrones:

Zn(S) + Cu²+(AC) → Zn²+(AC) + Cu(S)

No se conoce el mecanismo exacto mediante el cual ocurre la transferencia de electrones. Sin embargo, podemos representar la reacción anterior como una combinación de dos medias reacciones:

Zn(S) → Zn²+(AC) + 2 e‾

2 e‾ + Cu²+(AC) → Cu(S)

En una pila voltaica, estas medias reacciones se realizan en electrodos diferentes de forma tal que la transferencia de electrones tiene lugar a través de un circuito eléctrico externo mas bien que entre el cinc metálico y los iones de cobre (II).

La pila de la figura "5 " esta diseñada para usar esta reacción para producir una corriente eléctrica. La media pila de la izquierda contiene un electrodo de cinc metálico y solución de ZnSO4. La media pila de la derecha consiste en un electrodo de cobre metálico en solución de CuSO4. Las medias pila están separadas por separador poroso que evita la mezcla mecánica de las soluciones pero permite el paso de iones bajo la influencia del flujo eléctrico. Una pila de este tipo se llama pila de Daniell.

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Figura "5" la pila de Daniell

Cuando los electrodos de cinc están unidos por un alambre metálico, los electrones fluyen del electrodo de cinc y cobre. En el electrodo de cinc, en cinc metálico se oxida a iones cinc. Este electrodo es el ánodo, y los electrones que son el producto de la oxidación abandonan la pila desde este polo. Los electrones se desplazan por el circuito externo hasta el electrodo de cobre, donde se utilizan en la reducción de los iones cobre (II) a cobre metálico. El cobre así producido se deposita sobre el electrodo. El electrodo de cobre es el cátodo. Aquí, los electrones entran a la celda y se realiza la reducción.

Puesto que los electrones se producen en el electrodo de cinc, este ánodo se designa como polo negativo. Los electrones se desplazan del polo negativo al polo positivo en el circuito externo de la pila voltaica cuando la pila esta en operación. El catado, donde los electrones se utilizan en el electrodo de reacción, es, por consiguiente,el polo positivo. Dentro de la pila, el movimiento de los iones completa el circuito eléctrico. A primera vista, es sorprendente que los aniones, que es el electrodo negativo. En la misma forma, los cationes, que transportan una carga positiva, se desplazan hacia el cátodo que el polo positivo.

Una cuidadosa consideración de las reacciones del electrodo provee la respuesta a este problema. En el ánodo se producen los iones cinc y los electrones permanecen en el metal. La neutralidad de la solución se mantiene en todo momento. En la solución que rodea el electrodo debe existir tanta carga negativa de los aniones como positiva de los cationes. Por esta razón, los iones SO4= se desplazan hacia el ánodo para neutralizar el efecto de los iones Zn= que se producen. Al mismo tiempo, los iones cinc se alejan del ánodo hacia el cátodo. En el cátodo, los electrones se utilizan para reducir los iones Cu²+ a cobre metálico. Mientras que los iones Cu²+ se descargan, mas iones Cu²+ se mueven hacia la región que rodea el cátodo para ocupar el lugar de los iones removidos. Si no ocurriera esto, se acumularía un exceso de iones SO4= alrededor del cátodo.

El separador poroso se agrega para evitar la mezcla mecánica de las soluciones de las dos medias pilas. Si los iones Cu²+ se pusieran en contacto con el electrodo del cinc metálico, Los electrones serian transferidos directamente en vez de pasar por el circuito. En la operación normal de la pila no ocurre este "cortocircuito" debido a que los iones Cu²+ se mueven en dirección distinta del electrodo de cinc. Realmente, esta pila trabajaría si una solución de un electrolito diferente del ZnSO4fuese utilizado en el comportamiento del ánodo y si un metal diferente del cobre fuese utilizado para cátodo. Sin embargo, los sustituyentes deben escogerse de tal forma que el electrolito en el comportamiento del ánodo no reaccione con el electrodo de cinc y el cátodo no reaccione con los iones Cu²+.

PILA ELECTRICA

Mecanismo que convierte la energía química en eléctrica. Todas las pilas consisten en un electrólito (que puede ser líquido, sólido o en pasta), un electrodo positivo y un electrodo negativo. El electrólito es un conductor iónico; uno de los electrodos produce electrones y el otro electrodo los recibe. Al conectar los electrodos al aparato que hay que alimentar, llamado carga, se produce una corriente eléctrica.

Las pilas en las que el producto químico no puede volver a su forma original una vez que la energía ha sido convertida (es decir, que las pilas se han descargado), se llaman pilas primarias o voltaicas. Las pilas en las que el producto químico puede ser reconstituido pasando una corriente eléctrica a través de él en dirección opuesta a la operación normal de la pila, se llaman pilas secundarias o acumuladores.

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Pila de dicromato

Desarrollada en 1850, la pila de dicromato consistía en electrodos de cinc y carbono situados en un frasco de cristal lleno de ácido crómico. El diseño de esta batería fue considerado mucho más seguro que el de sus predecesoras, pues no utiliza ácido nítrico concentrado que desprende humos venenosos.

PILAS PRIMARIAS

La pila primaria más común es la pila Leclanché o pila seca, inventada por el químico francés Georges Leclanché en los años sesenta. La pila seca que se utiliza hoy es muy similar al invento original. El electrólito es una pasta consistente en una mezcla de cloruro de amonio y cloruro de cinc. El electrodo negativo es de cinc, igual que la parte exterior de la pila, y el electrodo positivo es una varilla de carbono rodeada por una mezcla de carbono y dióxido de manganeso. Esta pila produce una fuerza electromotriz de unos 1,5 V.

Otra pila primaria muy utilizada es la pila de cinc-óxido de mercurio, conocida normalmente como batería de mercurio. Puede tener forma de disco pequeño y se utiliza en audífonos, células fotoeléctricas y relojes de pulsera eléctricos. El electrodo negativo es de cinc, el electrodo positivo de óxido de mercurio y el electrólito es una disolución de hidróxido de potasio. La batería de mercurio produce unos 1,34 V.

La pila de combustible es otro tipo de pila primaria. Se diferencia de las demás en que los productos químicos no están dentro de la pila, sino que se suministran desde fuera.

PILAS SECUNDARIAS

El acumulador o pila secundaria, que puede recargarse revirtiendo la reacción química, fue inventado en 1859 por el físico francés Gaston Planté. La pila de Planté era una batería de plomo y ácido, y es la que más se utiliza en la actualidad. Esta batería que contiene de tres a seis pilas conectadas en serie, se usa en automóviles, camiones, aviones y otros vehículos. Su ventaja principal es que puede producir una corriente eléctrica suficiente para arrancar un motor; sin embargo, se agota rápidamente. El electrólito es una disolución diluida de ácido sulfúrico, el electrodo negativo es de plomo y el electrodo positivo de dióxido de plomo. En funcionamiento, el electrodo negativo de plomo se disocia en electrones libres e iones positivos de plomo. Los electrones se mueven por el circuito eléctrico externo y los iones positivos de plomo reaccionan con los iones sulfato del electrólito para formar sulfato de plomo. Cuando los electrones vuelven a entrar en la pila por el electrodo positivo de dióxido de plomo, se produce otra reacción química. El dióxido de plomo reacciona con los iones hidrógeno del electrólito y con los electrones formando agua e iones plomo; estos últimos se liberarán en el electrólito produciendo nuevamente sulfato de plomo.

Un acumulador de plomo y ácido se agota porque el ácido sulfúrico se transforma gradualmente en agua y en sulfato de plomo. Al recargar la pila, las reacciones químicas descritas anteriormente se revierten hasta que los productos químicos vuelven a su condición original. Una batería de plomo y ácido tiene una vida útil de unos cuatro años. Produce unos 2 V por pila. Recientemente, se han desarrollado baterías de plomo para aplicaciones especiales con una vida útil de 50 a 70 años.

Otra pila secundaria muy utilizada es la pila alcalina o batería de níquel y hierro, ideada por el inventor estadounidense Tomas Alva Edison en torno a 1900. El principio de funcionamiento es el mismo que en la pila de ácido y plomo, pero aquí el electrodo negativo es de hierro, el electrodo positivo de óxido de níquel y el electrólito es una disolución de hidróxido de potasio. La pila de níquel y hierro tiene la desventaja de desprender gas hidrógeno durante la carga. Esta batería se usa principalmente en la industria pesada. La batería de Tomas Alva Edison tiene una vida útil de unos diez años y produce aproximadamente unos 1,15 V.

Otra pila alcalina similar a la batería de Tomas Alva Edison es la pila de níquel y cadmio o batería de cadmio, en la que el electrodo de hierro se sustituye por uno de cadmio. Produce también 1,15 V y su vida útil es de unos 25 años.

PILAS SOLARES

Las pilas solares producen electricidad por un proceso de conversión fotoeléctrica. La fuente de electricidad es una sustancia semiconductora fotosensible, como un cristal de silicio al que se le han añadido impurezas. Cuando la luz incide contra el cristal, los electrones se liberan de la superficie de éste y se dirigen a la superficie opuesta. Allí se recogen como corriente eléctrica. Las pilas solares tienen una vida muy larga y se utilizan sobre todo en los aviones como fuente de electricidad para el equipo de a bordo.

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.

Una pila de combustible consiste en un ánodo en el que se inyecta el combustible - comúnmente hidrógeno,amoníaco o hidracina - y un cátodo en el que se introduce un oxidante - normalmente aire u oxígeno. Los dos electrodos de una pila de combustible están separados por un electrólito iónico conductor. En el caso de una pila de combustible de hidrógeno-oxígeno con un electrólito de hidróxido de metal alcalino, la reacción del ánodo es 2H2 + 4OH- + 4H2O + 4e- y la reacción del cátodo es O2 + 2H2O + 4e- + 4OH-. Los electrones generados en el ánodo se mueven por un circuito externo que contiene la carga y pasan al cátodo. Los iones OH- generados en el cátodo son conducidos por el electrólito al ánodo, donde se combinan con el hidrógeno y forman agua. El voltaje de la pila de combustible en este caso es de unos 1,2 V pero disminuye conforme aumenta la carga. El agua producida en el ánodo debe ser extraída continuamente para evitar que inunde la pila. Las pilas de combustible de hidrógeno-oxígeno que utilizan membranas de intercambio iónico o electrólitos de ácido fosfórico fueron utilizadas en los programas espaciales Gemini y Apolo respectivamente. Las de ácido fosfórico tienen un uso limitado en las instalaciones eléctricas generadoras de energía.

Actualmente se están desarrollando las pilas de combustible con electrólitos de carbonato fundido. El electrólito es sólido a temperatura ambiente, pero a la temperatura de operación (650 a 800 °C), es un líquido con iones carbonato conductores. Este sistema tiene la ventaja de utilizar monóxido de carbono como combustible, por lo que pueden utilizarse como combustible mezclas de monóxido de carbono e hidrógeno como las que se producen en un gasificador de carbón.

También se están desarrollando pilas de combustible que emplean dióxido de circonio sólido como electrólito. Estas pilas se llaman pilas de combustible de óxido sólido. El dióxido de circonio se convierte en un conductor iónico a unos 1.000 C. Los combustibles más adecuados son el hidrógeno, el monóxido de carbono y el metano, y al cátodo se le suministra aire u oxígeno. La elevada temperatura de operación de las pilas de combustible de óxido sólido permite el uso directo de metano, un combustible que no requiere catalizadores costosos de platino sobre el ánodo. Las pilas de combustible de óxido sólido tienen la ventaja de ser relativamente insensibles a los contaminantes del combustible, como los compuestos de azufre y nitrógeno que empeoran el rendimiento de otros sistemas de combustible.

La temperatura relativamente elevada de operación de las pilas de combustible de carbonato fundido y óxido sólido facilitan la eliminación en forma de vapor del agua producida por la reacción. En las pilas de combustible de baja temperatura se deben tomar medidas para eliminar el agua líquida de la cámara del ánodo.

ELECTRODO

Componente de un circuito eléctrico que conecta el cableado convencional del circuito a un medio conductor como un electrólito o un gas. El electrodo de carga positiva se denomina ánodo y el de carga negativa cátodo. La batería seca común utiliza un ánodo de carbono y un cátodo de cinc en contacto con una disolución electrolítica. Los electrodos de arco voltaico están fabricados con carbono y los electrodos empleados en la soldadura por arco están elaborados con un metal revestido de fundente. Los electrodos de los tubos de vacío están fabricados con carbono y diversos metales y aleaciones, según el uso al que estén destinados.

FUERZA ELECTROMOTRIZ

Si se emplean soluciones de ZnSO4 1M y CuSO4 1M en la pila de Daniell, la pila puede representarse por los símbolos:

Zn(S) | Zn²+ (1M) | Cu²+ (1M) | Cu(S)

en los cuales las líneas verticales representan limites de fases. Convencionalmente, se escribe primero la sustancia que forma el ánodo. Los otros materiales de la pila se escriben en el orden en que uno los encuentra: del ánodo hacia el cátodo. La composición del cátodo se da como ultimo dato.

La corriente eléctrica se produce por una pila voltaica como resultado de la fuerza electromotriz (fem) de la pila, la cual se mide en voltios. Entre mayor sea la tendencia a la cual ocurra la reacción de la pila,mayor será la fuerza electromotriz de la pila. Sin embargo, la fem de una pila dada también depende de la concentración de las sustancias utilizadas para hacer la pila.

La fuerza electromotriz estándar E se refiere a la fem de una pila a 25 °C, en la cual todo los reactivos y productos se hallan presentes en sus estados estándar. El estado estándar de un sólido o un líquido es, naturalmente, el sólido puro o el líquido puro. El estado estándar de un gas o una sustancia en solución es un estado definido de unidad de actividad ideal; o sea, se han aplicado correcciones para las desviaciones de lo ideal originadas por las atracciones intermoleculares e interionicas. Debido a una aproximación y dado por lo anteriormente explicado, una pila estándar contendría iones a concentraciones 1M y gases a 1 atmósfera de presión. En las celdas mencionadas mas adelante, las concentraciones se indicaran solo si se desvían de lo estándar. Si la fuerza electromotriz de una pila se utiliza como medida de la tendencia para que ocurra la reacción de la pila, el voltaje debe ser el máximo valor obtenido para la pila en particular bajo consideración. Si existe un apreciable flujo de electricidad durante la medida, se reducirá el voltaje medido, E, debido a la resistencia interna de la pila. Además, cuando la pila distribuye corriente, las reacciones del electrodo producen cambios de concentración que reducen el voltaje.

Por consiguiente, la fem de una pila debe medirse sin flujo de electricidad apreciable a través de la pila. Esta medida esta acompañada por el uso de un potenciómetro. El circuito de un potenciómetro incluye una fuente de corriente de voltaje variable y un sistema para medir este voltaje. La pila bajo estudio esta conectada al circuito del potenciómetro en tal forma que la fuerza electromotriz de la pila se opone a la fem de la corriente del potenciómetro.

Si la fem de la pila es mayor que la del potenciómetro,los electrones fluirán en la dirección normal para descargar espontáneamente la pila de ese tipo. Por otra parte, si la fem de la fuente de corriente del potenciómetro es mayor que la de la pila, los electrones se moverán en la dirección opuesta, haciendo que la reacción de la pila se invierta. Cuando las dos fem están exactamente balanceadas, no fluirán los electrones. Este voltaje es la fem reversible de la pila. La fem de una pila estándar de Daniell es 1,10 V.

Las leyes de Faraday se aplican a las reacciones de las pilas voltaicas, como así también a las pilas electrolíticas. Sin embargo, debe observarse una precaución, la electricidad es producida por las simultaneas medias reacciones de oxidación y reducción que ocurren en el ánodo y el cátodo, respectivamente. Ambas deben realizarse si la pila va a producir corriente. Por lo tanto, se producirán dos faradays de electricidad por la oxidación de 1 mol de cinc en el ánodo junto con la reducción de 1 mol de iones Cu²+ en el cátodo. Las ecuaciones parciales son:

Anodo

Zn

Zn²+ + 2 e‾

Cátodo

2 e‾ + Cu²+

Cu

Cuando se leen en términos de moles, representan el flujo de dos veces el numero de Avogadro de electrones o la producción de 2F de electricidad.

La cantidad de energía eléctrica en joules producida por unas pila es el producto de la cantidad de electricidad desprendida en coulombs, y la fem de la pila en volts. La energía eléctrica producida por la reacción entre 1 mol de cinc metálico y 1 mol de iones de cobre (II) se puede calcular como sigue:

2 (96,5 C).(1,10V) = 212,000 J = 212 kJ

Un volt coulomb es un joule.

La fem utilizada en el calculo anterior es la fem reversible (E °) de la celda estándar de Daniell y, por lo tanto, el voltaje máximo para esta pila. Por consiguiente, el valor obtenido es el trabajo máximo que puede obtenerse de la operación de este tipo de pila. El máximo trabajo neto (Algunas reacciones proceden con un aumento en volumen, y el sistema debe trabajar para expandirse contra la atmósfera para mantener constante la presión. La energía para este trabajo presion-volumen no esta disponible para ningún otro propósito, debe gastarse en esta forma si la reacción ocurre a presión constante. El trabajo presion-volumen no esta incluido en la medida potenciométrica del trabajo eléctrico de ninguna pila. El trabajo neto [o trabajo disponible] es un trabajo diferente al del trabajo presion-volumen) que puede obtenerse de una reacción química realizada a temperatura y presión constante es una medida de la disminución de la energía libre de Gibbs del sistema. Por consiguiente,

Δ G = -nFE

donde "n" es el numero de moles de electrones transferidos en la reacción (o el numero de faradays producidos), F es el valor del faraday en las unidades apropiadas y E es la fem en voltios. Si F se expresa como 96,485 C, ΔG se obtiene en joules. Un cambio en energía libre obtenido de la fem estándar, E, tiene el símbolo Δ G°.

El cambio de energía libre de una reacción es una medida de la tendencia de la reacción para efectuarse. Si se debe realizar un trabajo sobre un sistema para efectuarse un cambio espontaneo es aquel del cual se puede obtener trabajo neto. Por esta razón, para cualquier reacción espontanea, disminuye la energía libre del sistema; Δ G es negativo. Puesto que ΔG = -nFE, solo si E es positivo será espontanea la reacción de la pila y servirá como una fuente de energía eléctrica.

GALVANOTECNIA

Proceso electroquímico por el cual se deposita una capa fina de metal sobre una base generalmente metálica. 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.

En este proceso, el objeto que va a ser cubierto se coloca en una disolución (baño) de una sal del metal recubridor, y se conecta a un terminal negativo de una fuente de electricidad externa. Otro conductor,compuesto a menudo por el metal recubridor, se conecta al terminal positivo de la fuente de electricidad. Para el proceso es necesaria una corriente continua de bajo voltaje, normalmente de 1 a 6 V. Cuando se pasa la corriente a través de la disolución, los átomos del metal recubridor se depositan en el cátodo o electrodo negativo. Esos átomos son sustituidos en el baño por los del ánodo (electrodo positivo), si está compuesto por el mismo metal, como es el caso del cobre y la plata. Si no es así, se sustituyen añadiendo al baño periódicamente la sal correspondiente, como ocurre con el oro y el cromo. En cualquier caso, se mantiene un equilibrio entre el metal que sale y el metal que entra en la disolución hasta que el objeto está galvanizado. Los materiales no conductores pueden ser galvanizados si se cubren antes con un material conductor como el grafito. La cera o los diseños de plástico para la electrotipia, y las matrices de los discos fonográficos se recubren de esta manera.

Para asegurar una cohesión estrecha entre el objeto a ser recubierto y el material recubridor, hay que limpiar el objeto a fondo, ya sea sumergiéndolo en una disolución ácida o cáustica, o bien utilizándolo como ánodo en un baño limpiador durante un instante. Para eliminar irregularidades en las depresiones de la placa y asegurar que la textura de su superficie es de buena calidad y propicia para el refinado, hay que controlar cuidadosamente la densidad de la intensidad de corriente (amperios por metro cuadrado de superficie de cátodo) y la temperatura. Con frecuencia se añaden al baño ciertos coloides o compuestos especiales para mejorar la uniformidad de la superficie de la placa.

Algunos metales, en concreto el cromo, tienen poco poder desprendedor, es decir, tienden a recubrir excesivamente las protuberancias y dejan las grietas del ánodo completamente desnudas.

ELECTROQUIMICA, ELECTROLISIS Y PILAS

DESTINO FINAL

E n cuanto al destino final de las pilas, no es posible hoy en el país, pensar en el reciclado, no quedando otra alternativa que el almacenamiento en condiciones controladas. Para las pilas alcalinas, no existe tecnología de reciclado desarrollada. En cuanto a las pilas de mercurio, que sí es posible reciclar, el problema es que el proceso es tremendamente costoso. A corto y mediano plazo, no se vislumbra otro método posible que sustituir los metales tóxicos por otros que no presenten peligros, pero las alternativas que hasta ahora se han manejado, no ofrecen una solución universalmente practicable. En Alemania, existe desde 1986, un convenio entre el Ministerio de Medio Ambiente y los fabricantes, a fin de reducir el contenido de mercurio en las pilas. En España se busca una línea de pilas sin mercurio, y en diferentes países europeos se viene estudiando el problema relativo al poder contaminante que ellas poseen.

Las pilas no son inofensivas. Lo mejor es saber distinguir entre los distintos tipos de pilas que hay en el mercado y cuales son sus "contraindicaciones".

En la Argentina se venden 5 tipos de pilas no "recargables" compuestas por los siguientes minerales:

1- carbón - zinc

2- alcalinas

3- cloruro de zinc

4- óxido de plata

5- óxido de mercurio

Las dos primeras son las más comunes; las usamos para radios, linternas, "walk-man", etc. Ambas contienen diferentes porcentajes de mercurio. Las otras tres también se venden mucho y son las baterías,botón de los relojes, calculadoras, cámaras de fotos. El porcentaje de óxido de mercurio en éstas puede llegar al 50% de su peso total. En ambos grupos existe un elemento altamente contaminante: el mercurio. Cuando uno arroja pilas con mercurio a la basura, estas van a parar junto con el resto de los residuos a la tierra. Y a pesar de estar descargadas, seguirán descargando ese mineral a su alrededor. Si multiplicamos las pilas que usa cada habitante por la cantidad de habitantes, nos daremos cuenta con horror, cómo estamos contaminando nuestra tierra con mercurio. O sea, que la posibilidad de ingesta de este mineral no es un mal lejano. Puede provocar daños cerebrales, en los riñones y en la función motora. La mayoría (no todas) de las pilas y baterías "recargables" de ahora, carecen de mercurio. Sin embargo contienen níquel y cadmio, dos metales pesados altamente tóxicos. La exposición al níquel puede destruir los tejidos de las membranas nasales. Mientras los estudios sobre el cadmio, lo califican como cancerígeno y causante de trastornos en el aparato digestivo. Además de resultar altamente peligroso para las embarazadas.

Y entonces...¿qué pilas convienen más?

Ninguna. Lo más conveniente es buscar otras fuentes de energía. Si tu radio también funciona con electricidad, dejá de lado las pilas. Si no hay más remedio que usarlas, te damos algunos consejos:

  1. Usa pilas y baterías recargables. Estas pueden reemplazar a las alcalinas o a las de carbón - zinc en cualquier producto de alto consumo. Sus precios, claro, son más altos; pero a la larga, por ser recargables,saldrán más baratas. Sus fabricantes garantizan 1000 recargas e incluso una duración para toda la vida. Al no tener que tirarlas después de un único uso, el daño ecológico es menor.
  2. Hay que comprar un aparato recargador de pilas (sirve para todas las marcas) y una vez que la pila está totalmente descargada, se les conecta por 3 horas y quedan como recién compradas.
  3. Jamás conectes una pila no-recargable al recargador, pueden explotar.

¿Qué hacemos con las pilas, dónde tirarlas?

Pilas y baterías recargables no son una solución, pero si una buena alternativa. Lo más importante es buscar nuevas formas de consumo para tener energía.

Aquí van algunos consejos para ayudar al medio ambiente

Nunca mezcles pilas nuevas con usadas. Sólo lograrás reducir la vida útil de ambas, ya que las nuevas pasan su energía a las viejas.

- Busca pilas recargables de marcas reconocidas y que tengan impresa la leyenda: Libre de Mercurio (mercury free).

- Cuando vayas a comprar una calculadora o un reloj,recordá que existen los de "energía solar", y relojes que funcionan con nuestro pulso.

Jamás hay que tirar las pilas al inodoro o al río. Tienen un altísimo poder de contaminación en el agua.

- No amontonar las pilas en un solo lugar. Es preferible desprenderse de ellas de a poco.

Todas juntas son más peligrosas.

- Nunca las quemes. Esta práctica puede tener un efecto nocivo inmediato para tu salud, porque se desprenden los vapores de los metales pesados.

Tratamiento específico

Y a se ha explicado porqué las pilas no pueden ser colocadas con el resto de la basura de las casas, y mucho menos arrojarlas a cualquier sitio.

El Municipio de General Roca (Argentina), ha dispuesto el siguiente tratamiento final para las pilas recolectadas:

1- Se aplicará primeramente la denominada tecnología de estabilización, que consiste en eliminar sus características peligrosas por medio de reacciones químicas que reducen notablemente su solubilidad y movilidad, y eliminan prácticamente su toxicidad.

Para ello las pilas serán colocadas en bolsas plásticas, donde se colocará el correspondiente agente químico estabilizador. Luego las bolsas serán termoselladas.

Por lo general, los compuestos inorgánicos, son los de uso mas extendido en las estabilización de estos residuos sólidos. Algunas reacciones típicas son:

a) Plomo

Agente de estabilización:

a.1) Hidróxido de calcio.

a.2) Sulfuros de sodio.

b) Acido Sulfúrico

b.1) Agente de estabilización: Hidróxido de Sodio.

c) Cadmio

Agente de estabilización: Carbonato de Sodio.

d) Mercurio

Agente de estabilización: Sulfuro de Sodio, Sulfuro de Calcio.

2- Las bolsas termoselladas, y con el estabilizador, serán colocadas en un repositorio especialmente acondicionado que limita totalmente la posible migración de contaminantes, pues los aísla y elimina la exposición a la lixiviación.

Este repositorio se ubicará la Norte del núcleo urbano en zona de bardas. El lugar será convenientemente señalizado.

Características del Repositorio

Las características básicas del repositorio, se pueden ver en la siguiente figura que representa un corte transversal del mismo:

ELECTROQUIMICA, ELECTROLISIS Y PILAS

1- Contrapiso de Pendiente

2 - Terreno natural compactado

3 - Hormigón de limpieza

4 - Polietileno de 200 micrones

5 - Pared de hormigón armado

6 - Membrana de polietileno de Alta densidad

7 - Bolsas con pilas estabilizadas en masa de hormigón

El proceso planteado, evita mediante tres barreras de seguridad (estabilizador químico - bolsa de polietileno - repositorio) todo peligro de contaminación y asegura que esta situación se mantenga a lo largo del tiempo.

Editor: Fisicanet ®

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