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Título

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  • Fecha: 29 de abril del 2013.
  • Título: "Pila seca de Leclanché"
  • Objetivo: ​Construir una pila que contenga todos sus reactivos encerrados en un envase hermético que nos aporte un voltaje mayor que la pila Daniell para poder encender una bombilla de 1,5 V.

  • Introducción teórica:
La pila seca, ideada originalmente por G.Leclanché (1839-1882) es la más utilicizada para todo tipo de usos la denominación seca no es debida a que no contenga ningún líquido (electrólito) que es necesario para permitir el flujo de iones como el puente salino en la pila Daniell, sino al hecho de poder utilizarse con todos sus componentes encerrados en un recipiente hermético, que constituye uno de los polos.

La pila Leclanché o celda Leclanché es una celda electroquímica primaria que fue inventada y patentada por Georges Leclanché en 1866. Contenía una disolución conductora (electrolito) de cloruro de amonio, un cátodo (polo positivo) de carbono, un despolarizador de dióxido de manganeso, y un ánodo (terminal negativo) de zinc. La pila Leclanché era esencialmente una versión independiente de una batería de tierra, y su diseño fue bastante copiado. La química de esta celda fue más tarde adaptada con éxito para la fabricación de pilas secas.

Pila_Leclanché.png


  • Celda de vasija porosa
En la celda Leclanché original, el despolarizador, que consistía en dióxido de manganeso apelmazado, estaba empaquetado en una vasija porosa, y una barra de carbono se introducía en el centro para que actuase como cátodo. El ánodo, que era una barra de zinc, estaba sumergido junto con la vasija anterior en una disolución de cloruro de amonio. La disolución líquida actuaba como el electrolito, que penetraba a través de la vasija porosa para hacer contacto con el cátodo.
  • Celda de bloques de aglomerado
En 1871, Leclanché prescindió de la vasija porosa y la reemplazó por un par de "bloques de aglomerado", adjuntos a la placa de carbono por bandas de goma. Estos bloques estaban hechos de una mezcla de dióxido de manganeso con aglutinantes y presionando la mezcla en los moldes.
  • Celda de saco
En esta celda la vasija porosa fue reemplazada por una envoltura de tela de saco o arpillera. Además, la barra de zinc fue sustituida por un cilindro de zinc para conseguir una mayor área superficial. . Tenía una menor resistencia interna que cualquiera de los anteriores (vasija porosa y bloques de aglomerado).

  • Química de la pila Leclanché:
El proceso químico que produce electricidad en una pila Leclanché comienza cuando los átomos de zinc en la superficie del ánodo se oxidan, es decir, pierden dos de sus electrones y quedan cargados positivamente como iones Zn2+. Como los iones zinc (II) son solubles en el electrolito, difunden y se alejan del ánodo, dejando a sus electrones en su superficie, por lo que el ánodo adquiere una carga más negativa que el cátodo. Cuando la célula se conecta en un circuito eléctrico externo, el exceso de electrones del ánodo de zinc fluye por el circuito hasta la barra de carbono que actúa de cátodo: este movimiento o flujo de los electrones forma la corriente eléctrica externa, capaz de ser usada para diferentes aplicaciones.
Cuando los electrones llegan a la barra de carbono, se combinan con el dióxido de manganeso y el agua, que reaccionan entre sí para producir óxido de manganeso (III) e iones hidróxido con carga negativa. Esto va acompañado de una reacción secundaria en la que los iones de hidróxido negativos reaccionan con los iones positivos de amonio presentes en el electrolito de cloruro de amonio para producir moléculas de amoníaco y agua.

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Las semirreaciones de esta reacción redox son las siguientes:

Reacciones.png

Esta pila proporciona una diferencia de potencial de 1,5 V. Si alguna ofrece valores dobles o triples, como las llamadas pilas de petaca, es porque está formada por la unión en serie de dos o tres pilas simples. Es difícilmente regenerable debido al tipo de reacitivos que incorpora. Si la pila es obligada a producir una gran cantidad de corriente de amoníaco forma una película gaseosa aislante alrededor del cátodo de grafito. Esto produce una caída del votalje suministrado que no se recupera sino lentamente.
En las pilas ordinarias,un depósito de cinc contiene en el centro una barra de grafito. El espacio entre las paredes de depósito y el grafito está lleno de una pasta húmeda que contiene MnO2, ZnCl2 y NH4Cl. El depósito está recubierto externamente por plástico o cualquier estructura aislante. El polo positivo (cátodo) es la barra de grafito poroso en contacto con dióxido de manganeso y cloruro amónico. El polo negativo (ánodo) es el mismo recipiente construido de cinc. Se utiliza dióxido de manganeso, para evitar la polarización. Las semirreacciones son:

Semirreacciones.png

El amoníaco foma complejos con los iones Zn 2+ producidos en el ánodo de manera que la reacción global es:

reaccion_3.png
La estructura de las pilas Leclanché (salinas) corresponde a la siguiente:
Foto PilaEstructura_de_la_pila.png


Wikipedia(introducción teórica)


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  • Materiales:



    1. Pila gastada:
    pila_gastada.pngPila Duracell

    2. Sierra:

    Sierra.pngSierra

    3. Carbon activo:
    carbon-activo.jpg DSC02126.JPG (Fotos tomadas en clase)

    4. Dióxido de Manganeso:

    DSC02120.JPG (Fotos tomadas en clase)

5. Cloruro de amonio.
DSC02129.JPG (Fotos tomadas en clase)

6.Agitador.

agitador[5].jpg Agitador

7. Balanza.
balanza.jpg Balanza
8. Cuchara espátula.
cuchara espatula.jpg Cuchara espátula
9. Bombilla.

bombilla.jpg Bombilla


1. Cogemos la pila gastada y le haremos un corte transversar en el polo positivo de la pila, y con ayuda de un destornillador sacaremos todo lo que contiene la pila en el interior. Del interior sale un polvo negro y en el medio se encuentra la varilla de carbono.

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2.Hacemos la pasta negra con la que rellenaremos la pila de la siguiente manera:
  • Pesamos 10g de Dióxido de manganeso.
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  • Pesamos 4 gramos de carbón activo.
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  • Mezclamos ambos productos en una capsula de porcela y humedecemos la mezcla con cloruro de amonio (el cloruro de amonio lo hemos elaborado con 100 mL de agua destilada y no hemos puesto una cantidad indeterminada de cloruro de amonio ya que en el guión no nos lo indicaba por lo que deducimos que la cantidad no va a afectarnos si echamos más o menos cloruro de amonio ni que tengamos que elaborar cálculos para una cantidad determinada)
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  • Removemos la mezcla con un agitador hasta que quede una pasta negra.
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3.Una vez vaciada la pila gastada la forramos por dentro con papel de filtro y lo humedecemos con cloruro de amonio.
4. Rellenamos la pila forrada del papel de filtro con la pasta negra que hemos elaborado y en el centro introducimos la varilla de carbono que había anteriormente.
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5. Conectamos la pila a un voltímetro para medir la diferencia de potencial de la pila. Nos marca una diferencia de potencial de 0,18 V (por lo que sospechamos que algo ocurre).
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La razón de que no nos de 1,5 V es que en lugar de coger una pila salina hemos cogido una pila alcalina por lo que sus características no son las mismas.
  • Pilas alcalinas:
El problema de la caída de tensión no se presenta en las pilas alcalinas, llamadas así porque su electrolito es un hidróxido de un metal alcalino, por ejemplo KOH o NaOH (en lugar de NH4Cl) para procurar que la reacción sea en medio básico. El cátodo es de acero (en lugar de grafito) en contacto con dióxido de manganeso y el ánodo de cinc con una gran superficie, colocados ambos dentro de un depósito hermético de acero. En sus reacciones no se produce ningún gas.
El Zn2+, producto de la oxidación del ánodo, a pH superior a 7,5 forma el hidróxido insoluble (Zn(OH)2. Y a pH superiores a 11,5 forma el ion cincato ZnO2(2-). Por eso, en un medio de elevada concentración de KOH, se forma K2ZnO2, que se descompone en iones ZnO2(2-) y 2 K+. El cincato se disocia escasamente en iones Zn2+ es muy baja y el potencial del electrodo de Zn es más negativo que en la solución de NH4Cl.

reaccion_4.png

La reacción global de la pila es:

reaccion__5_.png

las_pilas.png
(Libro prestado por el profesor "Química de 2º de Bachillerato de Bruño" (pag 246))

Nos daba tan poca diferencia de potencial principalmente porque la carcasa de la pila alcalina es de acero en lugar de cinc y tienen hidróxido de potasio en lugar de cloruro de amonio. Para intentar que nos de 1,5 V vamos a meter dentro de la pila, en contacto con la pasta negra un electrodo de cinc y vamos a medir el potencial entre la varilla e carbon y el electrodo de cinc. De esta forma hemos conseguido una diferencia de potencial de 1,18 V
6. Ahora conectaremos dos pilas en batería para encender una bombilla, para ello la pila de la mesa 3 posee una diferencia de potencial de 1,5 V y la nuetra 1,2 V y para encender una bombilla necesitamos 2V.
7. Conectamos ambas pilas a la bombilla y no se enciende, medimos la diferencia de potencial de ambas pilas y nos da 2,03 V con lo que debería de encenderse la bombilla.
  • Conexión de las pilas:
Como en las dos pilas se produce la misma reacción con el cable tenemos que conectar una varilla de carbón con el electrodo de Zn de la otra pila, y otro cable va del voltímetro a un electrodo de Zn que queda libre y el último cable va de la otra conexión del voltímetro a la varilla de carbón que queda libre, como muestra la siguiente imagen:

circuito.png












(Dibujo hecho por mi)



Realizamos un recorrido por el aula para observar los datos de nuestros compañeros:

TABLA_CORRECTA.png


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No hemos tenido en cuenta el dato de la mesa dos ya que al ser a la única mesa que le daba un valor tan alejado de lo que debería de salir, lo hemos eliminado.
Como podemos ver en el valor de la media nos da un valor muy cerca del 1,5 V que esperábamos por lo que la práctica ha salido correctamente.Los dos errores que hemos tenido han sido que cogimos una pila alcalina en lugar de una pila salina, ya que resulta dificil encontrar pilas salinas, por lo que tuvimos que introducir un electrodo de cinc en en interio del envase de acero y que no hemos sido capaces de encender la bombilla conectando dos pilas en batería. Una de las posibilidades de que no se encendiera la bombilla, pudo ser que no estaban bien hechas las conexiones, no consiguieramos una potencia suficiente para encender la bombilla o bien esta necesitaba más voltios de los que nosotros pensábamos.

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El guión está extraido de "Atlas de Prácticas de Física y Química" autores: E. Seba y A. Roca, ediciones Jover 1988.

Libro de Química de 2º de Bachillerato de Bruño (pag 246), de esta fuente de información pude sacar todo acerca de las pilas alcalinas.

Wikipedia
La misma experiencia en otros centros:
IES Enrique Flórez
Jose María Pérez
Universidad de Zaragoza