Pila voltaica
Primera batería eléctrica que podía proporcionar continuamente una corriente eléctrica a un circuito.
Diagrama esquemático de una pila voltaica de cobre y zinc . Cada par de cobre y zinc tenía un espaciador en el medio, hecho de cartón o fieltro empapado en agua salada (el electrolito). Las pilas originales de Volta contenían un disco de zinc adicional en la parte inferior y un disco de cobre adicional en la parte superior; más tarde se demostró que estos eran innecesarios.
Una pila voltaica en exhibición en el Tempio Voltiano (el Templo Volta) cerca de la casa de Volta en Como , Italia
Pila voltaica, Museo de Historia Universitaria de la Universidad de Pavía .

La pila voltaica fue la primera batería eléctrica que podía proporcionar continuamente una corriente eléctrica a un circuito. [1] Fue inventada por el químico italiano Alessandro Volta , quien publicó sus experimentos en 1799. [2] Su invención se remonta a una discusión entre Volta y Luigi Galvani , compañero científico italiano de Volta que había realizado experimentos con ancas de rana. [3] El uso de la pila voltaica permitió una rápida serie de otros descubrimientos, incluida la descomposición eléctrica ( electrólisis ) del agua en oxígeno e hidrógeno por William Nicholson y Anthony Carlisle (1800), y el descubrimiento o aislamiento de los elementos químicos sodio (1807), potasio (1807), calcio (1808), boro (1808), bario (1808), estroncio (1808) y magnesio (1808) por Humphry Davy . [4] [5]

Toda la industria eléctrica del siglo XIX funcionaba con baterías relacionadas con Volta (por ejemplo, la pila Daniell y la pila Grove ) hasta la llegada del dinamo (el generador eléctrico) en la década de 1870. [6]

El invento de Volta se basó en el descubrimiento de Luigi Galvani en la década de 1780 de que un circuito de dos metales y una pata de rana puede hacer que la pata de rana responda. [1] Volta demostró en 1794 que cuando dos metales y un paño o cartón empapado en salmuera se disponen en un circuito, también producen una corriente eléctrica. En 1800, Volta apiló varios pares de discos de cobre (o plata ) y zinc ( electrodos ) alternos separados por un paño o cartón empapado en salmuera, lo que aumentó la fuerza electromotriz total. [7] Cuando los contactos superior e inferior se conectaron mediante un cable, fluyó una corriente eléctrica a través de la pila voltaica y el cable de conexión. La pila voltaica, junto con muchos instrumentos científicos que pertenecieron a Alessandro Volta , se conservan en el Museo de Historia Universitaria de la Universidad de Pavía , donde Volta enseñó desde 1778 hasta 1819. [8]

Historia

La pila voltaica fue creada en 1800 por Alessandro Volta y fue la primera batería "verdadera", que emitía carga continua. [3]

Aplicaciones

Dibujo de la pila voltaica en diferentes configuraciones, de la carta enviada por Alessandro Volta a Joseph Banks .

El 20 de marzo de 1800, Alessandro Volta escribió a la Royal Society de Londres para describir la técnica para producir corriente eléctrica utilizando su dispositivo. [9] Al enterarse de la pila voltaica, William Nicholson y Anthony Carlisle la utilizaron para descubrir la electrólisis del agua. Humphry Davy demostró que la fuerza electromotriz , que impulsa la corriente eléctrica a través de un circuito que contiene una sola celda voltaica, era causada por una reacción química, no por la diferencia de voltaje entre los dos metales. También utilizó la pila voltaica para descomponer sustancias químicas y producir nuevas sustancias químicas. William Hyde Wollaston demostró que la electricidad de las pilas voltaicas tenía efectos idénticos a los de la electricidad producida por fricción . En 1802, Vasily Petrov utilizó pilas voltaicas en el descubrimiento e investigación de los efectos del arco eléctrico .

Humphry Davy y Andrew Crosse estuvieron entre los primeros en desarrollar grandes pilas voltaicas. [10] Davy utilizó una pila de 2000 pares fabricada para la Royal Institution en 1808 para demostrar la descarga de arco de carbono [11] y aislar cinco elementos nuevos: bario, calcio, boro, estroncio y magnesio. [12]

Electroquímica

Como Volta creía que la fuerza electromotriz se producía en el contacto entre los dos metales, las pilas de Volta tenían un diseño diferente al diseño moderno ilustrado en esta página. Sus pilas tenían un disco adicional de cobre en la parte superior, en contacto con el zinc, y un disco adicional de zinc en la parte inferior, en contacto con el cobre. [13] Ampliando el trabajo de Volta y el trabajo de electromagnetismo de su mentor Humphry Davy , Michael Faraday utilizó tanto imanes como la pila voltaica en sus experimentos con electricidad. Faraday creía que todas las "electricidades" que se estudiaban en ese momento (voltaica, magnética, térmica y animal) eran una y la misma. Su trabajo para demostrar esta teoría lo llevó a proponer dos leyes de la electroquímica que estaban en conflicto directo con las creencias científicas actuales de la época establecidas por Volta treinta años antes. [14] Debido a sus contribuciones a la comprensión de este campo de estudio, Faraday y Volta son considerados entre los padres de la electroquímica . [15] Las palabras "electrodo" y "electrolito", utilizadas anteriormente para describir el trabajo de Volta, se deben a Faraday. [16]

Fuerza electromotriz

La fuerza de la pila se expresa en términos de su fuerza electromotriz , o fem, expresada en voltios. La teoría de la tensión de contacto de Alessandro Volta consideraba que la fem, que impulsa la corriente eléctrica a través de un circuito que contiene una celda voltaica, se produce en el contacto entre los dos metales. Volta no consideró que el electrolito, que normalmente era salmuera en sus experimentos, fuera significativo. Sin embargo, los químicos pronto se dieron cuenta de que el agua en el electrolito estaba involucrada en las reacciones químicas de la pila y conducía a la evolución del gas hidrógeno a partir del electrodo de cobre o plata. [4] [17] [18] [19]

La comprensión moderna y atomística de una celda con electrodos de zinc y cobre separados por un electrolito es la siguiente: cuando la celda proporciona una corriente eléctrica a través de un circuito externo, el zinc metálico en la superficie del ánodo de zinc se oxida y se disuelve en el electrolito como iones cargados eléctricamente (Zn 2+ ), dejando 2 electrones cargados negativamente (
mi−
) detrás en el metal:

ánodo (oxidación): Zn → Zn 2+ + 2
mi−

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

cátodo (reducción): 2 H + + 2
mi−
 → H2

Esta reacción se llama reducción . Los electrones del cobre utilizados para formar las moléculas de hidrógeno se forman mediante un cable o circuito externo que lo conecta al zinc. Las moléculas de hidrógeno formadas en la superficie del cobre por la reacción de reducción finalmente se evaporan en forma de gas hidrógeno.

Se puede observar que la reacción electroquímica global no involucra directamente al par electroquímico Cu 2+ /Cu (Ox/Red) correspondiente al cátodo de cobre. El disco de cobre metálico sólo sirve aquí como un conductor metálico noble "químicamente inerte" para el transporte de electrones en el circuito y no participa químicamente en la reacción en la fase acuosa. El cobre sí actúa como catalizador para la reacción de desprendimiento de hidrógeno, que de otro modo podría ocurrir igualmente bien directamente en el electrodo de zinc sin flujo de corriente a través del circuito externo. El electrodo de cobre podría ser reemplazado en el sistema por cualquier conductor metálico suficientemente noble/inerte y catalíticamente activo (Ag, Pt, acero inoxidable, grafito, ...). La reacción global puede escribirse de la siguiente manera:

Zn+2H + → Zn2 + + H2

Esto se puede estilizar de forma útil mediante la notación de cadena electroquímica:

(ánodo: oxidación) Zn | Zn 2+ || 2H + | H 2 | Cu (cátodo: reducción)

donde una barra vertical representa cada vez una interfase. La doble barra vertical representa las interfases correspondientes al electrolito que impregna el disco de cartón poroso.

Cuando no se extrae corriente de la pila, cada celda, compuesta por zinc/electrolito/cobre, genera 0,76 V con un electrolito de salmuera. Los voltajes de las celdas de la pila se suman, por lo que las seis celdas del diagrama anterior generan 4,56 V de fuerza electromotriz.

Pilas secas

Entre 1800 y 1830 se inventaron varias pilas secas de alto voltaje en un intento de determinar la fuente de electricidad de la pila voltaica húmeda y, en concreto, para apoyar la hipótesis de Volta sobre la tensión de contacto. De hecho, el propio Volta experimentó con una pila cuyos discos de cartón se habían secado, muy probablemente de forma accidental.

El primero en publicar el descubrimiento de una pila seca que producía una corriente fue Johann Wilhelm Ritter en 1802, aunque en una revista poco conocida; durante la década siguiente, se anunció repetidamente como un nuevo descubrimiento. Una forma de pila seca es la pila Zamboni . Francis Ronalds en 1814 fue uno de los primeros en darse cuenta de que las pilas secas también funcionaban mediante una reacción química en lugar de un contacto de metal con metal, aunque la corrosión no era visible debido a las corrientes muy pequeñas generadas. [20] [21]

Se podría decir que la pila seca es el antecesor de la celda seca moderna . [ investigación original ? ]

Véase también

Referencias

  1. ^ ab "Batería: pila voltaica". americanhistory.si.edu . Consultado el 12 de mayo de 2024 .
  2. ^ "Alessandro Volta | Biografía, hechos, batería e invención | Britannica". www.britannica.com . 2024-04-15 . Consultado el 2024-05-12 .
  3. ^ ab "La pila voltaica | Destacados de colecciones distintivas". library.mit.edu . Consultado el 24 de enero de 2023 .
  4. ^ 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.
  5. ^ Russell, Colin (agosto de 2003). "Empresa y electrólisis..." Chemistry World .
  6. ^ "Alessandro Volta | Biografía, hechos, batería e invención | Britannica". www.britannica.com . 2024-04-15 . Consultado el 2024-05-12 .
  7. ^ Mottelay, Paul Fleury (2008). Historia bibliográfica de la electricidad y el magnetismo (reimpresión de la edición de 1892). Leer libros. p. 247. ISBN 978-1-4437-2844-7.
  8. ^ "Sala Volta". Museo Unipv . Consultado el 21 de agosto de 2022 .
  9. ^ Volta, Alessandro (1800). «Sobre la electricidad excitada por el mero contacto de sustancias conductoras de diferentes tipos». Philosophical Transactions of the Royal Society of London (en francés). 90 : 403–431. doi : 10.1098/rstl.1800.0018 .Una traducción parcial de este artículo está disponible en línea; consulte "Volta y la batería" . Consultado el 1 de diciembre de 2012 .Una traducción completa fue publicada en Dibner, Bern (1964). Alessandro Volta and the Electric Battery . Franklin Watts. págs. 111–131. OCLC  247967.
  10. ^ Encyclopædia Britannica, edición de 1911, volumen V09, página 185
  11. ^ Rastreando el origen de la ciencia del plasma de arco. II. Primeras descargas continuas
  12. ^ Kenyon, TK (2008). «Ciencia y celebridad: la estrella en ascenso de Humphry Davy». Revista Chemical Heritage . 26 (4): 30–35 . Consultado el 22 de marzo de 2018 .
  13. ^ Cecchini, R.; Pelosi, G. (abril de 1992). "Alessandro Volta y su batería". Revista IEEE Antennas and Propagation . 34 (2): 30–37. Bibcode :1992IAPM...34...30C. doi :10.1109/74.134307. S2CID  6515671.
  14. ^ James, Frank AJL (1989). "La primera ley de la electroquímica de Michael Faraday: cómo el contexto desarrolla nuevos conocimientos". En Stock, JT; Orna, MV (eds.). Electroquímica, pasado y presente . Washington, DC: American Chemical Society. págs. 32–49. ISBN. 9780841215726.
  15. ^ Stock, John T. (1989). "Electroquímica en retrospectiva: una visión general". En Orna, Mary Virginia (ed.). Electroquímica, pasado y presente . Washington, DC: American Chemical Society. págs. 1–17. ISBN 9780841215726.
  16. ^ James, FAJL (18 de julio de 2013). "La Royal Institution of Great Britain: 200 años de descubrimiento y comunicación científica". Interdisciplinary Science Reviews . 24 (3): 225–231. doi :10.1179/030801899678777.
  17. ^ Turner, Edward (1841). Liebig, Justus; Gregory, William (eds.). Elementos de química: incluyendo el estado actual y las doctrinas prevalecientes de la ciencia (7.ª ed.). Londres: Taylor y Walton. pág. 102. Durante la acción de un círculo simple, como el de zinc y cobre, excitado por ácido sulfúrico diluido, todo el hidrógeno desarrollado en la acción voltaica se desprende en la superficie del cobre.
  18. ^ Goodisman, Jerry (2001). "Observaciones sobre células de limón". Revista de educación química . 78 (4): 516. Bibcode :2001JChEd..78..516G. doi :10.1021/ed078p516.Goodisman señala que muchos libros de texto de química utilizan un modelo incorrecto para una celda con electrodos de zinc y cobre en un electrolito ácido.
  19. ^ Graham-Cumming, John (2009). "Tempio Voltiano". Atlas Geek: 128 lugares donde la ciencia y la tecnología cobran vida . O'Reilly Media. pág. 97. ISBN 9780596523206.
  20. ^ Ronalds, BF (2016). Sir Francis Ronalds: padre del telégrafo eléctrico . Londres: Imperial College Press. ISBN 978-1-78326-917-4.
  21. ^ Ronalds, BF (julio de 2016). "Francis Ronalds (1788-1873): ¿El primer ingeniero eléctrico?". Actas del IEEE . 104 (7): 1489–1498. doi :10.1109/JPROC.2016.2571358. S2CID  20662894.
Wikimedia Commons alberga una categoría multimedia sobre Pila voltaica .
  • "Tutorial sobre pilas voltaicas". Laboratorio Nacional de Altos Campos Magnéticos.
  • " La pila voltaica ". Electricidad. Kenyon.edu.
  • Lewis, Nancy D., " Alesandro Volta La pila voltaica ".
  • Lewis, Nancy D., " Electroquímica de Humphry Davy ".
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