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Batería de limón

Un dibujo que muestra tres limones y un objeto rojo brillante (el LED). El LED tiene dos líneas que salen de su parte inferior para representar sus cables eléctricos. Cada limón tiene dos piezas de metal pegadas en él; los metales tienen colores diferentes. Hay líneas negras delgadas, que representan cables, que conectan las piezas de metal pegadas en cada limón y los cables del LED.
Diagrama que muestra tres células de limón conectadas entre sí de modo que energizan el diodo emisor de luz (LED) rojo de la parte superior. Cada limón individual tiene un electrodo de zinc y un electrodo de cobre insertados en él; el zinc está coloreado de gris en el diagrama. Las líneas delgadas dibujadas entre los electrodos y el LED representan los cables.

Una pila de limón es una pila sencilla que suele fabricarse con fines educativos. Normalmente, se insertan en un limón un trozo de metal de cinc (como un clavo galvanizado ) y un trozo de cobre (como una moneda de un centavo) y se conectan mediante cables. La energía generada por la reacción de los metales se utiliza para alimentar un dispositivo pequeño, como un diodo emisor de luz (LED).

La pila de limón es similar a la primera pila eléctrica inventada en 1800 por Alessandro Volta , que utilizaba salmuera (agua salada) en lugar de zumo de limón. [1] La pila de limón ilustra el tipo de reacción química ( oxidación-reducción ) que se produce en las pilas. [2] [3] [4] El zinc y el cobre se denominan electrodos , y el zumo del interior del limón se denomina electrolito . Hay muchas variaciones de la pila de limón que utilizan diferentes frutas (o líquidos) como electrolitos y otros metales distintos del zinc y el cobre como electrodos.

Uso en proyectos escolares

Existen numerosos conjuntos de instrucciones para fabricar baterías de limón y para obtener componentes como diodos emisores de luz (LED), medidores eléctricos ( multímetros ) y clavos y tornillos recubiertos de zinc ( galvanizados ). [5] [6] Los kits científicos comerciales de "reloj de patata" incluyen electrodos y un reloj digital de bajo voltaje. Después de ensamblar una celda, se puede usar un multímetro para medir el voltaje o la corriente eléctrica de la celda voltaica; un voltaje típico es 0,9 V con limones. Las corrientes son más variables, pero varían hasta aproximadamente 1 mA (cuanto mayor sea la superficie de los electrodos, mayor será la corriente). Para un efecto más visible, las celdas de limón se pueden conectar en serie para alimentar un LED (ver ilustración) u otros dispositivos. La conexión en serie aumenta el voltaje disponible para los dispositivos. Swartling y Morgan han publicado una lista de dispositivos de bajo voltaje junto con el número correspondiente de celdas de limón que se necesitaban para alimentarlos; incluían LED, zumbadores piezoeléctricos y pequeños relojes digitales. Con los electrodos de zinc/cobre, se necesitaban al menos dos pilas de limón para cualquiera de estos dispositivos. [7] Sustituir un electrodo de magnesio por el electrodo de zinc crea una pila con un voltaje mayor (1,5−1,6 V), y una sola pila de magnesio/cobre alimentará algunos dispositivos. [7] Tenga en cuenta que no se utilizan bombillas incandescentes de linternas porque la batería de limón no está diseñada para producir suficiente corriente eléctrica para encenderlas. Una batería de este tipo normalmente produce 0,001 A (1 mA) de corriente a una diferencia de potencial de 0,7 V; estos valores se multiplican para determinar la potencia total de 0,0007 W (0,7 mW).

Variaciones

Fotografía de una patata. Se introduce un alambre de cobre en la patata y se conecta un cable conductor aislado a la parte superior mediante una tuerca y un tornillo. También se introduce un tornillo galvanizado en la cara. Hay una tuerca junto a la cabeza del tornillo; el segundo cable conductor está aplastado entre la cabeza y la tuerca. Hay un símbolo "+" marcado en la piel de la patata cerca del alambre de cobre que está introducido en ella.
Batería de patata con electrodos de zinc (izquierda) y de cobre. El electrodo de zinc es un tornillo galvanizado para metales. El electrodo de cobre es un cable. Observe las etiquetas − y + marcadas en la patata, que indican que el electrodo de cobre es el terminal positivo de la batería. Un tornillo corto y una tuerca conectan los electrodos a los cables de cobre que tienen revestimientos plásticos aislantes negros y rojos.

Se pueden utilizar muchas frutas y líquidos para el electrolito ácido. La fruta es conveniente porque proporciona tanto el electrolito como una forma sencilla de sujetar los electrodos. El ácido presente en las frutas cítricas (limones, naranjas, pomelos, etc.) es el ácido cítrico . La acidez, que se indica mediante el pH medido , varía sustancialmente.

Las patatas tienen ácido fosfórico y funcionan bien; son la base de los kits comerciales de "relojes de patata". [8] [9] Se ha propuesto el uso de baterías de patata con iluminación LED en países pobres o en poblaciones que no tienen acceso a la red eléctrica. Una investigación internacional iniciada en 2010 demostró que hervir patatas durante ocho minutos mejora su producción eléctrica, al igual que colocar rodajas de patata entre varias placas de cobre y zinc. La médula de plátano (tallo) hervida y picada también es adecuada, según investigadores de Sri Lanka. [10]

En lugar de fruta, se pueden utilizar líquidos en diversos recipientes. El vinagre doméstico ( ácido acético ) funciona bien. [11] El chucrut ( ácido láctico ) apareció en un episodio del programa de televisión estadounidense Head Rush (una derivación del programa MythBusters ). El chucrut había sido enlatado y se convirtió en el electrolito, mientras que la lata en sí era uno de los electrodos. [12]

Los electrodos de zinc y cobre son relativamente seguros y fáciles de obtener. También se pueden estudiar otros metales como el plomo, el hierro, el magnesio, etc., que producen voltajes diferentes a los del par zinc/cobre. En particular, los electrodos de magnesio/cobre pueden generar voltajes de hasta 1,6 V en las pilas de limón. Este voltaje es mayor que el que se obtiene utilizando pilas de zinc/cobre. Es comparable al de las baterías domésticas estándar (1,5 V), lo que resulta útil para alimentar dispositivos con una sola pila en lugar de utilizar pilas en serie. [7]

Resultados del aprendizaje

Para los alumnos más pequeños, de entre 5 y 9 años, el objetivo educativo es utilitario: [13] las baterías son dispositivos que pueden alimentar otros dispositivos, siempre que estén conectados mediante un material conductor. Las baterías son componentes de circuitos eléctricos; conectar un solo cable entre una batería y una bombilla no alimentará la bombilla.

En el caso de los niños de 10 a 13 años, las pilas se utilizan para ilustrar la relación entre la química y la electricidad, así como para profundizar en el concepto de circuito eléctrico. El hecho de que se utilicen diferentes elementos químicos, como el cobre y el cinc, se puede situar en el contexto más amplio de que los elementos no desaparecen ni se descomponen cuando experimentan reacciones químicas.

Para los alumnos mayores y para los estudiantes universitarios, las pilas sirven para ilustrar los principios de las reacciones de oxidación-reducción. [13] [14] Los estudiantes pueden descubrir que dos electrodos idénticos no producen voltaje y que diferentes pares de metales (más allá del cobre y el cinc) producen voltajes diferentes. Se pueden examinar los voltajes y las corrientes de las combinaciones en serie y en paralelo de las pilas. [15]

La corriente que emite la batería a través de un medidor dependerá del tamaño de los electrodos, de qué tan lejos se inserten los electrodos en la fruta y de qué tan cerca se coloquen los electrodos entre sí; el voltaje es bastante independiente de estos detalles de los electrodos. [16]

Química

Dibujo de la sección transversal de una taza. La taza está casi llena, aparentemente con agua. Dos formas rectangulares indican una pieza de cobre y otra de zinc, cada una de las cuales está casi sumergida en el agua. El agua tiene alrededor de una docena de símbolos en varias posiciones: Zn2+, H+ y SO42−. Hay un círculo sobre el agua con el símbolo H2 dentro de él. Hay un cable que conecta las piezas de zinc y cobre fuera del agua; se muestran 2 electrones (e−) a lo largo del cable con flechas que apuntan desde el zinc hasta el cobre.
Sección transversal de una celda de cobre/zinc con un electrolito de ácido sulfúrico. El dibujo ilustra el modelo atómico de las reacciones químicas; las celdas de limón tienen esencialmente el mismo modelo. Los átomos de zinc entran al electrolito como iones a los que les faltan dos electrones (Zn 2+ ). Dos electrones con carga negativa del átomo de zinc disuelto quedan en el metal de zinc. Dos de los protones disueltos (H + ) en el electrolito ácido se combinan entre sí y con dos electrones para formar hidrógeno molecular H 2 , que burbujea fuera del electrodo de cobre. Los electrones perdidos del cobre se recuperan moviendo dos electrones del zinc a través del cable externo.

La mayoría de los libros de texto presentan el siguiente modelo para las reacciones químicas de una batería de limón. [1] [3] [17] Cuando la celda proporciona una corriente eléctrica a través de un circuito externo, el zinc metálico en la superficie del electrodo de zinc se disuelve en la solución. Los átomos de zinc se disuelven en el electrolito líquido como iones cargados eléctricamente (Zn 2+ ), dejando 2 electrones cargados negativamente (e ) en el metal:

Zn → Zn2 + + 2e .

Esta reacción se llama oxidación . Mientras el zinc ingresa al electrolito, dos iones de hidrógeno con carga positiva (H + ) del electrolito se combinan con dos electrones en la superficie del electrodo de cobre y forman una molécula de hidrógeno sin carga (H2 ) :

2H + + 2e → H 2 .

Esta reacción se llama reducción. Los electrones utilizados en el cobre para formar las moléculas de hidrógeno se transfieren desde el zinc a través de un cable externo que conecta el cobre y el zinc. Las moléculas de hidrógeno formadas en la superficie del cobre por la reacción de reducción finalmente se evaporan en forma de gas hidrógeno.

Resultados del experimento

Este modelo de las reacciones químicas hace varias predicciones que fueron examinadas en experimentos publicados por Jerry Goodisman en 2001. Goodisman señala que numerosos autores recientes proponen reacciones químicas para la batería de limón que implican la disolución del electrodo de cobre en el electrolito. Goodisman excluye esta reacción por ser incompatible con los experimentos y señala que la química correcta, que implica la evolución de hidrógeno en el electrodo de cobre pero también puede utilizar plata en lugar de cobre, se conoce desde hace muchos años. [4] La mayoría de las predicciones detalladas del modelo se aplican al voltaje de la batería que se mide directamente con un medidor en circuito abierto (no hay nada más conectado a la batería). Cuando se modificó el electrolito añadiendo sulfato de zinc (ZnSO 4 ), el voltaje de la celda se redujo como se predijo utilizando la ecuación de Nernst para el modelo. La ecuación de Nernst dice esencialmente cuánto cae el voltaje a medida que se añade más sulfato de zinc. La adición de sulfato de cobre (CuSO 4 ) no afectó al voltaje. Este resultado es consistente con el hecho de que los átomos de cobre del electrodo no están involucrados en el modelo de reacción química de la celda.

Cuando la batería está conectada a un circuito externo y fluye una corriente eléctrica significativa, el electrodo de zinc pierde masa, como se predijo por la reacción de oxidación del zinc anterior. De manera similar, el gas hidrógeno se desprende en forma de burbujas del electrodo de cobre. Finalmente, el voltaje de la celda dependía de la acidez del electrolito, medida por su pH; la disminución de la acidez (y el aumento del pH) hace que el voltaje caiga. Este efecto también se predice mediante la ecuación de Nernst; el ácido particular que se utilizó (cítrico, clorhídrico, sulfúrico, etc.) no afecta el voltaje excepto a través del valor del pH.

La predicción de la ecuación de Nernst falló en el caso de electrolitos fuertemente ácidos (pH < 3,4), cuando el electrodo de cinc se disuelve en el electrolito incluso cuando la batería no suministra corriente a un circuito. Las dos reacciones de oxidación-reducción mencionadas anteriormente solo ocurren cuando la carga eléctrica puede transportarse a través del circuito externo. La reacción adicional de circuito abierto se puede observar por la formación de burbujas en el electrodo de cinc en circuito abierto. Este efecto finalmente limitó el voltaje de las celdas a 1,0 V cerca de la temperatura ambiente en los niveles más altos de acidez.

Fuente de energía

La energía proviene del cambio químico que se produce en el zinc cuando se disuelve en el ácido. La energía no proviene del limón ni de la patata. El zinc se oxida dentro del limón, intercambiando algunos de sus electrones con el ácido para alcanzar un estado de menor energía, y la energía liberada proporciona la energía. [4]

En la práctica actual, el zinc se produce mediante la extracción electrolítica de sulfato de zinc o mediante la reducción pirometalúrgica del zinc con carbono, lo que requiere un aporte de energía. La energía producida en la batería de limón proviene de la inversión de esta reacción, recuperando parte de la energía aportada durante la producción de zinc.

Célula de Smee

Desde 1840 hasta finales del siglo XIX, las grandes celdas voltaicas que utilizaban un electrodo de zinc y un electrolito de ácido sulfúrico se utilizaron ampliamente en la industria de la impresión. Si bien a veces se usaban electrodos de cobre como los de las baterías de limón, en 1840 Alfred Smee inventó una versión refinada de esta celda que usaba plata con un revestimiento de platino rugoso en lugar de un electrodo de cobre. [18] [19] El gas hidrógeno adherido a la superficie de un electrodo de plata o cobre reduce la corriente eléctrica que se puede extraer de una celda; el fenómeno se llama "polarización". [17] [20] La superficie rugosa, "platinizada", acelera el burbujeo del gas hidrógeno y aumenta la corriente de la celda. A diferencia del electrodo de zinc, los electrodos de cobre o plata platinizada no se consumen al usar la batería, y los detalles de este electrodo no afectan el voltaje de la celda. La celda de Smee era conveniente para la electrotipificación , que producía placas de cobre para la impresión tipográfica de periódicos y libros, y también estatuas y otros objetos metálicos. [19] [21] [22] [23] [24]

La celda de Smee utilizaba zinc amalgamado en lugar de zinc puro; la superficie del zinc amalgamado ha sido tratada con mercurio . [23] Aparentemente, el zinc amalgamado era menos propenso a degradarse por una solución ácida que el zinc puro. [25] Los electrodos de zinc amalgamado y de zinc simple dan esencialmente el mismo voltaje cuando el zinc es puro. [26] Con el zinc imperfectamente refinado en los laboratorios del siglo XIX, generalmente daban diferentes voltajes. [25]

En la cultura popular

Véase también

Referencias

  1. ^ ab Decker, Franco (enero de 2005). "Volta y la 'pila'". Enciclopedia de electroquímica . Universidad Case Western Reserve. Archivado desde el original el 16 de julio de 2012.Volta utilizó plata, no cobre, en sus primeras celdas; las reacciones químicas involucradas en las celdas de zinc/cobre y zinc/plata son las mismas.
  2. ^ Snyder, Carl H. (2004). La química extraordinaria de las cosas ordinarias, con Late Nite Labs: Edición 4. John Wiley & Sons. ISBN 9780471588399.
  3. ^ ab Oon, Hock Leong (2007). Expresión química: un enfoque de investigación. Panpac Education Pte Ltd. pág. 236. ISBN 978-981-271-162-5.
  4. ^ abc Goodisman, Jerry (2001). "Observaciones sobre células de limón". Revista de educación química . 78 (4): 516–518. Código Bibliográfico :2001JChEd..78..516G. doi :10.1021/ed078p516.
  5. ^ "Batería de limón". Pembroke, Ontario: Hila Science Camp . Consultado el 2 de octubre de 2012 .Esta página web describe experimentos que comienzan con una sola pila de limón que se estudia con un multímetro y luego conducen a una batería de limón capaz de encender un LED. Hila Science Camp también ha publicado un video que muestra cómo construir la batería y encender un LED; consulte Cómo crear una batería de limón en YouTube .
  6. ^ "Proyecto de la batería de limón". Burlington, Iowa: How Things Work Science Projects . Consultado el 11 de octubre de 2012 .Esta página web contiene instrucciones para profesores de primaria. El proyecto utiliza el voltímetro para mostrar que la batería está funcionando. Un elemento clave es que se utilizan varios pares de electrodos (hierro/zinc, hierro/cobre, así como zinc/cobre) para obtener diferentes voltajes.
  7. ^ abc Swartling, Daniel J.; Morgan, Charlotte (1998). "Lemon Cells Revisited—The Lemon-Powered Calculator". Revista de educación química . 75 (2): 181–182. Código bibliográfico :1998JChEd..75..181S. doi :10.1021/ed075p181 . Consultado el 22 de diciembre de 2020 .Estos autores señalan que el hidrógeno se desprende del electrodo de zinc. Como Goodisman describe más adelante, este efecto no está relacionado con la evolución del hidrógeno que se produce cuando la celda suministra corriente eléctrica a un circuito externo; el hidrógeno asociado con estas corrientes se desprende del electrodo de cobre.
  8. ^ "Batería de patata". Archivado desde el original el 15 de abril de 2009.
  9. ^ Lisinska, G.; Leszczynski, W. (1989). Ciencia y tecnología de la papa. Saltador. pag. 286.ISBN 9781851663071.
  10. ^ Kalan, Jonathan. "El poder de la patata: las patatas que podrían iluminar el mundo". BBC - Futuro - Tecnología . Consultado el 24 de enero de 2014 .
  11. ^ Heeling, Harmjan (12 de mayo de 2012). "Hacer que las pilas de vinagre se enciendan con luces LED durante varios días".
  12. ^ Head Rush - Reloj de chucrut. Discovery Channel. Archivado desde el original el 10 de junio de 2011.El chucrut es bastante ácido debido al ácido láctico que se produce durante la fermentación. En este vídeo, el reloj de chucrut alimenta un termómetro digital.
  13. ^ ab Abraham, Ann; Palencsar, Attila; Scherson, Daniel (otoño de 2006). "Electroquímica para K-12: El reloj de la patata y más allá" (PDF) . The Electrochemical Society Interface . 15 (3): 43–46. doi :10.1149/2.F09063IF.
  14. ^ Schmidt, Hans-Jürgen; Marohn, Annette; Harrison, Allan G. (2007). "Factores que impiden el aprendizaje en electroquímica". Revista de investigación en enseñanza de las ciencias . 44 (2): 258–283. Bibcode :2007JRScT..44..258S. doi :10.1002/tea.20118.Texto completo sólo mediante suscripción.
  15. ^ Sorey, Timothy; Hunt, Vanessa; Balandova, Evguenia; Palmquist, Bruce (2012). "El dilema de Juan: una nueva versión de la vieja batería de limón". En Metz, Steve (ed.). Combustible para el pensamiento: generar conciencia sobre la energía en los grados 9 a 12. NSTA Press . págs. 91–98. ISBN 9781936137206.Guía de experimentos con pilas de limón para profesores de ciencias, que incluye notas de fabricación y resultados educativos.
  16. ^ Du, James (2011). «Baterías de frutas y verduras». Archivado desde el original el 30 de octubre de 2019.Un estudio cuantitativo de los voltajes y corrientes producidas por las baterías de frutas; parte de un proyecto más grande que incluye "baterías de centavo".
  17. ^ ab Naidu, MS; Kamakshiaih, S. (1995). Introducción a la ingeniería eléctrica. Tata McGraw-Hill Education. pág. 50. ISBN 9780074622926.
  18. ^ "La batería galvánica del señor Smee". Revista de Ciencias y Escuela de Artes . II : 22. 18 de abril de 1840. Antiguamente, una batería galvánica era una máquina estupenda y cara que ocupaba un gran espacio y costaba una suma considerable mantenerla en su corta vida útil. Ahora, se puede fabricar un instrumento mucho más potente en una caja de rapé y llevarlo en el bolsillo. Estas observaciones nos las imponen las asombrosas baterías de platino del señor Grove y las baterías químico-mecánicas inventadas por el señor Smee...
  19. ^ ab Bottone, Selimo Romeo (1902). Baterías galvánicas, su teoría, construcción y uso, que comprenden celdas primarias, de fluido simple y doble, secundarias y de gas. Whittaker & Co. p. 88. La primera mejora real sobre la celda de zinc-cobre simple en ácido se debió al Dr. Alfred Smee, quien notó que el gas hidrógeno liberado en la placa negativa se desprendía de ella mucho más fácilmente, por lo tanto, la polarización se producía mucho menos rápidamente si la superficie de esta placa era rugosa en lugar de ser completamente lisa; y el medio que encontró más eficiente fue el de recubrir la hoja o las hojas de plata con platino finamente dividido ...
  20. ^ Watt, Charles; Watt, John, eds. (1840). "Review: Proceedings of the London Electrical Society, 1841-1842 Session". The Chemist; Or, Reporter of Chemical Discoveries and Improvements, Volume 1. Londres: R. Hastings. Se puede realizar una modificación muy importante de la aplicación de esta pila, convirtiéndola en una batería de ácido , análoga a la plata platinizada del Sr. Smee. Quienes conocen el ingenioso dispositivo de ese caballero saben que la característica de su dispositivo es que la placa negativa, donde se libera el hidrógeno, se desprenderá de este hidrógeno muy fácilmente. En circunstancias normales, el hidrógeno se adhiere mucho a las placas de una batería de ácido y hace que una parte considerable de las placas queden fuera de acción, por su presencia en sus superficies. Para remediar esto, ha, como él lo llama, "platinizado" las superficies.
  21. ^ Gordon, James Edward Henry (1880). Tratado físico sobre electricidad y magnetismo, volumen 1. D. Appleton and Company. pág. 207.
  22. ^ Hatch, Harris B.; Stewart, Alexander A. (1918). "Historia de la fabricación de electrotipos". Electrotipia y estereotipia . Chicago: United Typothetae of America. págs. 2-4. En 1840, Smee inventó una batería que hizo posible la electrotipia comercialmente. ... Tal vez uno de los mayores avances en relación con la electrotipia se produjo cuando se inventó la dinamo de galvanoplastia. La primera adopción de una dinamo, en lugar de la batería tipo Smee, fue por Leslie, de Nueva York, en 1872.Manual para aprendices de la industria gráfica. Breve introducción a la historia de la electrotipia.
  23. ^ ab Sprague, JT (1 de julio de 1874). "Electrodeposición de metales". The Telegraphic Journal and Electrical Review . II (34): 237–239. La celda de Smee es la celda más comúnmente empleada debido a su extrema simplicidad de construcción y manejo.Una discusión detallada de la construcción y mantenimiento de las celdas de Smee, c. 1874.
  24. ^ Scott, David A. (2002). Cobre y bronce en el arte: corrosión, colorantes, conservación. Getty Publications. p. 22. ISBN 978-0-89236-638-5Se realizaron encargos de gran importancia en electrotipos , como los "bronces" que adornan la Ópera de París y la estatua de 320 cm de altura del Príncipe Alberto y cuatro figuras que lo acompañan, erigida detrás del Albert Hall de Londres como monumento a la Gran Exposición de 1851.
  25. ^ ab Park, Benjamin (1893). La célula voltaica: su construcción y su capacidad. J. Wiley. pág. 347. OCLC  7399515. La singular propiedad que posee el zinc amalgamado de no ser atacado por el ácido sulfúrico diluido con agua se debe a la adhesión del hidrógeno sobre la placa en la solución ácida.
  26. ^ El potencial de electrodo estándar es de 0,76 V tanto para el zinc puro como para el zinc amalgamado. Véase Vanýsek, Petr (2012). "Serie electroquímica". En Haynes, William M. (ed.). Handbook of Chemistry and Physics: 93.ª edición . Chemical Rubber Company. págs. 5–80. ISBN. 9781439880494..
  27. ^ Noble, Mckinley (19 de diciembre de 2011). "El kit científico de Portal 2 tiene una patata malvada y parlante GLaDOS". techhive . Consultado el 30 de enero de 2015 .
  28. ^ Keeling, Robert (19 de octubre de 2012). «Reseña televisiva: RED DWARF X Episodio 3 'Lemons'». Starburst . Consultado el 30 de enero de 2015 .
  29. ^ "Power Down". NCIS . Temporada 7. Episodio 8. 17 de noviembre de 2009. Minuto 28. CBS.
  30. ^ Adam, Roberts (20 de junio de 2012). «The Long Earth de Terry Pratchett y Stephen Baxter – reseña». The Guardian . Consultado el 8 de febrero de 2017 .
  31. ^ "El creciente bien del mundo". Anne with an E. Temporada 2. Episodio 10. 18 de noviembre de 2018. 36 minutos en Netflix.

Lectura adicional

Enlaces externos