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1. UNIVERSIDAD TÉCNICA DE ESMERALDAS “LUIS VARGAS TORRES”
FACULTAD DE CIENCIAS E INGENIERÍAS
CARRERA DE INGENIERÍA QUÍMICA
MATERIA: Electroquímica
DOCENTE: Ing. Neiva Quiñonez Becerra
TRABAJO EXPOSITIVO: Grupo 2
INTEGRANTES:
Acosta Díaz Karen
Arboleda Aguas Vanessa
Gonzáles Díaz Jessica
Medina Hormaza Adrián
Ortiz Gonzales Sabrina
Quiñonez Yannuzzelli Víctor
Tenorio Bautista Jenniffer
CICLO/ PARALELO: 6TO
“B”
PERIODO: 2020
ESMERALDAS-ECUADOR

2. ASPECTO CUANTITATIVO DE LA ELECROLISIS
En 1834 Michael Faraday estudió las relaciones cuantitativas entre la cantidad de corriente
eléctrica que se usa en la electrolisis, y el volumen de la reacción que produce.
En 1874 Stoney expuso que la unidad natural de electricidad, podría ser tomada como la
carga que libera por electrolisis un átomo de una sustancia monovalente, llamándole a esta
unidad de electricidad “electrón” y en 1891 predijo la cantidad de electricidad de la misma.
Existe una relación entre la cantidad de electricidad que pasa a través de una disolución y la
masa de sustancia depositada o desprendida en un electrodo. Esta relación fue obtenida por
Michael Faraday experimentalmente.
Sus conclusiones se conocen como Leyes de Faraday y pueden expresarse actualmente de
la siguiente manera:
1. La masa de sustancia depositada o desprendida en un electrodo es proporcional a la
cantidad de electricidad empleada.
2. Para una determinada cantidad de electricidad la masa depositada o desprendida es
proporcional al cociente de la masa molar del ion y el número de electrones
intercambiados.
Conceptos muy discutidos en aquella época.
Vamos a aplicarlo siguiendo las ideas actuales y teniendo en cuenta que la cantidad de
electricidad (Q) que circula por un circuito, se puede conocer midiendo la intensidad de la
corriente con un amperímetro y el tiempo que dura la electrólisis con un cronómetro.
Q = I * t
Q = Carga PM peso molecular del analito
I = cantidad de corriente Amperios
t = tiempo de la electrolisis
F = constante de Faraday
EJEMPLO 1
En el ejemplo 1: Supongamos que la electrólisis dura 2 horas, con una intensidad de 5 A
Observamos que cuando circulan 2 moles de electrones, se desprende en el ánodo una mol
de moléculas de cloro y se depositan 2 moles de átomos de sodio en el cátodo.
A la mol de electrones se le denomina Faraday, y equivale a multiplicar el número de
Avogadro por la carga del electrón en culombios, aproximadamente 96500 C. Al

3. multiplicar la intensidad en amperios por el tiempo en segundos se conoce la carga que
circula en culombios. De esa forma se pueden conocer los moles obtenidos y de ahí los
gramos de sustancia, o el volumen que ocupan.
( ) ( )
Supongamos que la electrólisis dura 30 minutos, con una intensidad de 10A, en un
recipiente en el que se disponen 1 litro de sulfato de cobre(II) 0,5M, a 1 atm y 25ºC.
EJEMPLO 2
Observamos que cuando circulan 2 Faraday (2*96500 C), se desprende en el ánodo 0,5
moles de moléculas de oxígeno y se depositan en el cátodo una mol de átomos de cobre,
mientras que en la disolución se forman 1 mol de ácido sulfúrico. Con esos datos se puede
no solo conocer los moles desprendidos, sino incluso el volumen de gas desprendido
(PV=nRT), y aproximadamente el pH de la disolución= -log[H+].
En el ánodo
( ) ( )
En el cátodo
( ) ( )

4. PILAS CON PUENTES SALINOS
Un puente salino, en química, es un dispositivo de laboratorio utilizado para conectar las
semiceldas de oxidación y reducción de una celda galvánica (o pila voltaica), un tipo de
celda electroquímica. La función del puente salino es la de aislar los contenidos de las dos
partes de la celda mientras se mantiene el contacto eléctrico entre ellas.
En la figura de arriba está representada la pila de Daniell, que se basa en siguiente reacción
de óxido reducción:
Zn(s) + Cu(ac) Zn(ac) + Cu(s)
El electrodo de zinc sólido, en contacto con iones cúpricos, se oxida y pierde dos
electrones, pasando a ser un ión Zn2+
disuelto. Los iones cúpricos captan estos electrones, se
reducen y se transforman en cobre sólido que se deposita en el electrodo correspondiente,
es decir, el cátodo. Para hacer que este flujo de electrones pase por un conductor externo,
necesitamos separar cada semirreación en una semicelda.
Zn(s) == > Zn(ac) + 2 e-
Cu(ac) + 2 e- == > Cu(s)
Como ya dijimos, el puente salino cumple la función de permitir el contacto eléctrico entre
las dos semiceldas
Existen varios tipos de puente salino: los de tubo de vidrio y los de papel de filtro.
Puentes salinos de tubo de vidrio
Un puente salino de tubo de vidrio, por su parte, contiene un electrolito que resulta,
relativamente, inerte, como sulfato de sodio o yoduro de potasio. Para que los fluidos no se
mezclen, se suele utilizar un agente gelificador.
La conductividad de un puente salino de tubo de vidrio, depende principalmente de:
 La concentración de la solución electrolítica.

5.  Un aumento en la concentración por debajo de la saturación aumenta la conductividad.
 Un contenido de electrolitos mayor que la saturación y un diámetro de tubo estrecho
pueden ambos disminuir la conductividad.
Puentes salinos de papel filtro
El otro tipo de puentes salinos consiste en un papel de filtro, también empapado en un
electrólito relativamente inerte, generalmente cloruro de potasio o cloruro de sodio, ya que
son químicamente inertes. No se requiere ningún agente de gelificación ya que el papel de
filtro proporciona un medio sólido para la conducción.
La conductividad de un puente salino depende de una serie de factores:
 Concentración de la solución electrolítica.
 De la textura del papel de filtro y de la capacidad de absorción del papel de filtro.
 En general, una textura más suave y una mayor absorción equivalen a una mayor
conductividad.
Funcione.
 Mantiene la neutralidad electrica en cada hemicelda permitiendo la emigracion de los
aniones al anodo y de los cationes al catódo.
 Cierra el circuito, permitiendo el contacto electrico entre las dos disoluciones.
 Evita la mezcla de las disoluciones de ambas hemiceldas
Usos
Cuando los electrones salen de una semicelda de la pila galvánica y fluyen a la otra, se
establece una diferencia de potencial entre ellas. Si no se utilizara un puente salino, esta
diferencia de potencial evitaría el flujo de más electrones. Un puente salino permite el flujo
de los iones para mantener un equilibrio en la carga entre los recipientes de la oxidación y
la reducción mientras mantiene separado el contenido de cada uno. Con la diferencia de
carga equilibrada, los electrones pueden fluir una vez más, y las reacciones de reducción y
oxidación pueden continuar. En general, es preferible mantener las dos celdas separadas
desde el punto de vista de la eliminación de las variables en un experimento. Cuando no se
permite el contacto directo entre los electrolitos, no es necesario tener en cuenta las
posibles interacciones entre las especies iónicas.
La técnica permite, más concretamente, la libertad de elección de los iones en solución. Por
ejemplo, una mezcla de dos cationes diferentes en la solución podría resultar en la
reducción preferencial del no deseado para los fines del experimento. Con un puente salino,
el catión deseado (átomos positivo) está aislado en un recipiente, mientras que el catión en
el otro recipiente puede ser elegido para hacer el experimento más fácil, por ejemplo,
utilizando una sal de la especie aniónica (negativa) más soluble, o más estable.

6. PILAS SECAS
Una pila seca, también llamada pila de celda seca, es uno de los tipos de pilas
electroquímicas más utilizadas. Las pilas AAA, AA, las pilas de botón, las pilas de 9
voltios o de petaca, etc., todas ellas son pilas secas.
También se puede llamar batería seca, aunque el término batería es específico para
denominar un conjunto de celdas electroquímicas unidas en serie y las pilas sólo disponen
de una celda. Las baterías suelen emplearse en dispositivos con un alto consumo eléctrico
donde las pilas se quedan cortas.
Las pilas secas se caracterizan y se diferencia de otros tipos de pilas y baterías en que los
electrolitos, cuya reacción genera la electricidad que suministra la pila, van en polvo o en
una pasta de bajo contenido en líquido. Por el contrario, las pilas de celdas húmedas llevan
los electrolitos en un líquido.
Composición y estructura de una pila seca
Todas las pilas secas tienen unos componentes básicos. En el centro hay una barra llamada
cátodo que normalmente está fabricada de carbono. Esta barra está recubierta de una pasta
acuosa de electrolitos.
La pasta de electrolitos se fabrica con diferentes productos químicos, como NH4Cl (cloruro
de amonio) o MnO2 (dióxido de manganeso), dependiendo del tipo de pila (alcalina, zinc-
carbono, etc.)
A continuación de la pasta de electrolitos hay una capa de papel, cartón o material sintético
que separa la capa más externa, que es un cilindro metálico llamado ánodo fabricado
normalmente de zinc.
Se puede apreciarse su cubierta, la cual no es más que una película polimérica, acero, y los
dos terminales cuyas arandelas aislantes sobresalen del frente.
Sin embargo, esta es solo su apariencia externa; en su interior yacen sus partes más
importantes, las que garantizan su buen funcionamiento.
Cada pila seca tendrá sus propias características, pero se considerará solamente la pila de
zinc-carbono, de la cual puede esquematizarse una estructura general para todas las demás
baterías.
Entiéndase por batería la unión de dos o más pilas, y estas últimas son celdas voltaicas
Electrodos
Los electrodos son materiales conductores de la electricidad, y para que haya corriente,
ambos deben tener electronegatividades diferentes.
Por ejemplo, el zinc, lata de color blanco que encierra la pila, es de donde parten los
electrones hacia el circuito eléctrico (dispositivo) donde esta se conecta.
Por otro lado, en todo el medio se encuentra el electrodo de carbono grafítico; inmerso
asimismo en una pasta compuesta de NH4Cl, ZnCl2 y MnO2.
Este electrodo es el que recibe los electrones, y nótese que tiene el símbolo „+‟, lo que
significa que es el terminal positivo de la pila.

7. Terminales
Como se observa por encima de la varilla de grafito en la imagen, está el terminal eléctrico
positivo; y abajo, de la lata interna de zinc de donde fluyen los electrones, el terminal
negativo.
Es por eso que las pilas llevan marcas „+‟ o „-‟ para indicar la manera correcta de
conectarlas al dispositivo y así, permitir que encienda.
Arena y cera
Aunque no se muestre, la pasta está protegida por una arena amortiguadora y un sello de
cera que impide que, ante impactos mecánicos leves, o agitación, se derrame o entre en
contacto con el acero.
Partes de una pila
También constan de estas partes con su función
Contenedor: Es el recipiente de acero que contiene los ingredientes de la pila y que forma
el cátodo, una parte de la reacción química.
Cátodo: es el electrodo negativo, en el cual los iones (átomos cargados eléctricamente) qué
se dirigen del ánodo al cátodo reciben el nombre de cationes, es una mezcla de dióxido de
manganeso y carbón. Los cátodos son electrodos reducidos por una reacción química.
Ánodo: es el terminal positivo en que la corriente eléctrica viaja en sentido positivo al
negativo por el circuito externo, o sea transportada por cargas positivas. Es el zinc metal en
polvo, son electrodos que se oxidan. Los iones que se dirigen del cátodo al ánodo tienen el
nombre de aniones...
Separador: es el que se encuentra entre ánodo y cátodo es de una capa no-
tejida de celulosa o de un polímero sintético. El separador debe permitir el paso de los iones
y permanecer estable en la disolución de electrolito altamente alcalina.
Electrodos: es donde se lleva a cabo la reacción Electro-Química
Electrolito: es una solución de hidróxido de potasio en agua. El electrolito es el medio para
el movimiento de los iones dentro de la celda y lleva la corriente dentro de la pila.
Colector: es un alfiler de bronce en el medio de la celda que conduce la electricidad hacia
el circuito exterior.

8. Tipos de pilas
Las pilas pueden ser de forma cilíndrica, prismática o de forma de botones, dependiendo de
la finalidad a la cual se la destine. Existen muchos tipos de pilas, se dividen en las primarias
o pilas son aquellas que una vez agotadas no es posible recuperar el estado de carga. Y las
secundarias o baterías, son las que en las que la transformación de la energía química en
eléctrica es reversible, por lo que se pueden recargar. Por tanto la cantidad de residuos
generados es mucho menor.
 Pila zinc-carbono: el cátodo es una barrilla de carbono rodeada de una mezcla
compactada de carbono y óxido de manganeso (MnO2). El ánodo es una carcasa de
zinc que contiene una pasta acuosa de cloruro de amonio (NH4Cl) y cloruro de zinc
(ZnCl2).
 Pila alcalina: la mezcla del cátodo está formada por óxido de manganeso y carbono.
En el ánodo hay una dispersión de polvo de zinc en un gel que contiene hidróxido de
potasio. No se ha conseguido fabricar pilas alcalinas recargables.
 Las pilas de níquel-cadmio (Ni-Cd), las pilas níquel e hidruro metálico (Ni-MH) y las
pilas de ion litio (Li-Ion) son pilas secas recargables. No se ha conseguido fabricar
pilas alcalinas recargables.
 Las pilas de ion litio: se han popularizado en forma de baterías para gadgets y
dispositivos personales, como los teléfonos móviles, debido a su alto rendimiento, bajo
efecto memoria (se pueden recargar muchas veces sin que pierdan eficacia), poco peso
y poco tamaño.
 Las pilas Ni-Cd y Ni-MH: se han popularizado en sustitución de las pilas AAA y AA
cuándo se desea una fuente recargable. Las pilas Ni-MH ofrecen muchas ventajas
sobre las pilas Ni-Cd como el menor coste, mayor capacidad de carga, menor efecto
memoria y menor contaminación, pero tienen una tasa de autodescarga más elevada
que las pilas Ni-Cd (alrededor del 30%).

9. Funcionamiento de una pila seca
Una pila seca tiene dos terminales, uno es el polo positivo y otro el polo negativo. Cuando
una carga se conecta a los terminales de la pila tiene lugar una reacción química entre los
electrolitos del ánodo y los electrolitos del cátodo.
La reacción genera un flujo de electrones (corriente eléctrica) que se conduce a través de un
colector hacia el circuito del dispositivo que haya conectado a la pila.
Cada grupo de ánodo-electrolitos-cátodo recibe el nombre de celda o célula electroquímica.
Se pueden conectar varias de estas celdas dentro de una misma batería o conectando varias
pilas en serie para producir un voltaje superior.
La reacción química que se produce en cada celda va consumiendo los reactantes hasta que
queda agotados, momento en el que la pila ya no producirá más energía eléctrica.
Las pilas y baterías recargables se pueden conectar a un dispositivo especial que revierte la
reacción química permitiendo que la pila vuelva a funcionar.
Descarga
Las pilas secas tienen muchas variantes, tamaños y voltajes de trabajo. Algunas de ellas no
son recargables (celdas voltaicas primarias), mientras que otras sí (celdas voltaicas
secundarias).
La pila de zinc-carbono tiene un voltaje de trabajo de 1,5V. Sus formas cambian en función
de sus electrodos y la composición de sus electrolitos.
Llegará un punto donde todo el electrolito haya reaccionado, y sin importar cuánto se oxide
el zinc no habrá especies que reciban los electrones y promuevan su liberación.
Además, puede darse el caso donde los gases formados ya no se neutralicen y permanezcan
ejerciendo presión dentro de las pilas.
Las pilas de zinc-carbono, y otras aquellas que no son recargables, deben reciclarse; ya que,
sus componentes, en especial si se trata de las de níquel-cadmio, son perjudiciales para el
medio ambiente al contaminar los suelos y las aguas
Voltaje de las pilas secas
Resulta que las pilas se fabrican en diferentes estándares definidos, de tal manera que su
utilización sea universal según los requerimientos; o sea un aparato que dice necesitar pilas
"AA" esta consiste en una celda electroquímica de 51 milímetros da largo (sin considerar el
terminal en forma de botón), con alrededor de 14 milímetros de diámetro. El voltaje de la

10. pila AA es de aproximadamente 1,5 Volts o en el caso de las recargables 1,2 Volts. Lo que
varía es su capacidad; esta se mide en miliamperios por hora, que es la medida mAh en la
pila, lo que determina su duración y uso. La pila AAA, es un estándar, tal como en el caso
anterior, pero de menor tamaño, típico para controles remotos. Esta mida 44,5 milímetros
de largo, con un diámetro de 10,5 milímetros, y tiene también 1,5 Volts, tal como la AA y
las recargables entregan 1,2Volts. Su capacidad es menor, estando en los 1000 mAh, un
poco más o un poco menos, lo que las hace apropiadas para aparatos de menor consumo.
ACUMULADORES
Una batería eléctrica, acumulador eléctrico o simplemente pila, batería o acumulador, es un
dispositivo que consiste en una o más celdas electroquímicas que pueden convertir la
energía química almacenada en corriente eléctrica.
Cada celda consta de un electrodo positivo, o ánodo, un electrodo negativo, o cátodo,
y electrolitos que permiten que los iones se muevan entre los electrodos, permitiendo que la
corriente fluya fuera de la batería para llevar a cabo su función, alimentar un circuito
eléctrico.
Tipos de Acumuladores
A continuación, se indican los sistemas de almacenamiento de energía electroquímicos
industriales más importantes, relevantes actualmente desde el punto de vista comercial:
 Baterías de plomo (Pb, como pila húmeda o pila seca).
Constituyen el tipo primitivo de acumulador. Están constituidos por dos electrodos
de plomo y el electrolito es una disolución de ácido sulfúrico.
Ventajas
Bajo costo.
Fácil fabricación.
Desventajas
No admiten sobrecargas ni descargas profundas, viendo seriamente disminuida su vida útil.
Altamente contaminantes.
Baja densidad de energía: 30 Wh/kg
Usos
Este tipo de acumulador se sigue utilizando en muchas aplicaciones: en
los automóviles (para el arranque), sistemas fotovoltaicos y en aplicaciones estacionarias
como acumuladores para fuentes de alimentación ininterrumpidas para equipos médicos,
informáticos, equipos de seguridad, etc

11.  Baterías de níquel cadmio (NiCd, como pila húmeda o pila seca).
Utilizan un ánodo de hidróxido de níquel y un cátodo de un compuesto de cadmio. El
electrolito es de hidróxido de potasio. Esta configuración de materiales permite recargar la
batería una vez está agotada para su reutilización. Cada célula de NiCd puede proporcionar
un voltaje de 1,2 V y una capacidad entre 0,5 y 2,3 Ah. Sin embargo, su densidad de
energía es de tan sólo 50 Wh/kg, lo que hace que tengan que ser recargadas cada poco
tiempo. También se ven afectadas por el efecto memoria.
Ventajas
Admiten un gran rango de temperaturas de funcionamiento.
Admiten sobrecargas, se pueden seguir cargando cuando ya no admiten más carga, aunque
no la almacena.
Desventajas
Efecto memoria muy alto.
Densidad de energía baja
 Baterías de hidruro metálico (NiMH, como pila seca).
Utilizan un ánodo de hidróxido de níquel y un cátodo de una aleación de metal-hidróxido.
Cada célula de Ni-H puede proporcionar un voltaje de 1,2 V y una capacidad entre 0,8 y 2,3
Ah. Su densidad de energía llega a los 80 Wh/kg. Este tipo de baterías se encuentran
afectadas por el llamado efecto memoria: en cada recarga se limita el voltaje o la capacidad
(a causa de un tiempo largo, una alta temperatura, o una corriente elevada), imposibilitando
el uso de toda su energía.
Ventajas
Este tipo de baterías se encuentran menos afectadas por el llamado efecto memoria.
Desventajas
No admiten bien el frío extremo, reduciendo drásticamente la potencia eficaz que puede
entregar.
 Baterías de iones de litio (LiMn₂O₄, LiCoO₂ o LiFePO₄.
Utilizan un ánodo de Litio y un cátodo de Ión. Su desarrollo es más reciente, y permite
llegar a densidades del orden de 115 Wh/kg. Además, no sufren el efecto memoria.
Ventajas
Apenas sufren el efecto memoria y pueden cargarse sin necesidad de estar descargadas
completamente, sin reducción de su vida útil.
Altas densidades de capacidad.
Desventajas
No admiten bien los cambios de temperatura.
No admiten descargas completas y sufren mucho cuando estas suceden.
Usos
Móviles, tabletas, libros electrónicos, etc.

12. Parámetro de un acumulador
Puestos que son generadores de energías, las baterías tienes dos parámetros fundamentales
a tener en cuenta: el voltaje y la capacidad utilizable.
El voltaje depende del electrolito y de los electrodos utilizados, generalmente estará
comprendida entre 1,2 y 2 voltios.
La capacidad utilizable, medida en amperios-hora (300 culombios, indica la cantidad de
electricidad que puede producir en la descarga.
Tensión
La tensión o diferencia de potencial (en voltios) es el primer parámetro a considerar, pues
es el que suele determinar si el acumulador conviene al uso al cual se le destina. Viene
fijado por el potencial de reducción del par redox utilizado; suele estar entre 1 V y 4 V por
elemento.
Se la define como el trabajo realizado sobre la unidad de carga circulante. La unidad de
tensión es el voltio, de ahí que se llame a menudo voltaje. Matemáticamente:
Dónde:
V : voltaje
W : trabajo
q : carga
Intensidad de corriente
Es la carga eléctrica neta (medida en culombios) transferida a través de una sección
transversal de un conductor por unidad de tiempo. Su definición formal es:
Dónde:
I : intensidad de la corriente
q : carga
t : tiempo
Capacidad de carga
La capacidad de carga o capacidad del acumulador es la carga que puede almacenar el
elemento. Se mide en amperios-hora (Ah) y es el segundo parámetro a considerar. En las
baterías de baja capacidad de carga, suele expresarse en miliamperios-hora (mAh).
Una capacidad de carga de 1 amperio-hora significa que la batería puede suministrar una
intensidad de corriente de 1 A durante 1 hora antes de agotarse. Entre una batería o pila de

13. 1200 mAh y otra de 2400 mAh, la segunda durará más tiempo (el doble) porque tiene más
carga eléctrica almacenada. En un equipo eléctrico se pueden colocar pilas con cualquier
capacidad de carga, ya que esta tan solo influye en la duración de funcionamiento.
Especial importancia tiene en algunos casos la intensidad de corriente máxima que puede
suministrar la batería, medida en amperios (A); p. ej., los motores de arranque de los
automóviles, cuando se ponen en funcionamiento, exigen intensidades de corriente muy
grandes a la batería (centenas de A) durante un breve tiempo
Carga eléctrica
La carga eléctrica se mide en la práctica por referencia a los tiempos de carga y de descarga
en amperios (A). La unidad SI es el culombio (C).
Dónde:
Q : carga eléctrica
I : intensidad
t : tiempo (en segundos)
th: tiempo en horas
Por tanto, la carga eléctrica en las distintas unidades es:
Resistencia
La resistencia de las baterías es muy inferior a la de las pilas, lo que les permite suministrar
intensidades de corriente mucho más intensas que las de estas, sobre todo de forma
transitoria. Por ejemplo, la resistencia interna típica de una batería de plomo-ácido es del
orden de 6 mΩ (miliohmios) y la de otra de Ni-Cd, de 9 mΩ.
Masa
Otra de las características importantes de una batería es su masa y la relación entre ella y la
capacidad eléctrica (Ah/kg) o la energía (Wh/kg) que puede suministrar. En algunos casos
puede ser también importante el volumen que ocupe (Ah/m³) o (Ah/litro).
Rendimiento
El rendimiento es la relación porcentual entre la energía eléctrica recibida en el proceso de
carga y la que el acumulador entrega durante la descarga. La batería de plomo-ácido tiene
un rendimiento de más del 90 %. Las baterías Ni-Cd un 83 %

14. Constante de carga/descarga C
C es una constante creada por los fabricantes que depende de los miliamperios-hora
especificados en la batería y que se usa para poder señalar más fácilmente la intensidad a la
que debe cargarse o descargarse una batería sin que ésta sufra daños. Se calcula como sigue
Dónde:
C: constante de carga o descarga
X: capacidad en mAh de la batería
En el mercado, por ejemplo, las pilas LiPo vienen rotuladas con 20C o similares, este
número indica la máxima capacidad de descarga y se destaca en los rótulos porque según el
uso que se les dé, por ejemplo para radioaficionados que compiten en carreras de auto o
aviones les indicará el tiempo de vuelo, la duración variará.
Efecto memoria
El efecto memoria es un efecto no deseado que afecta a las baterías y por el cual en cada
recarga se limita el voltaje o la capacidad (a causa de un tiempo largo, una alta temperatura,
o una corriente elevada). La consecuencia es la reducción de su capacidad para almacenar
energía.
Principio de funcionamiento
El principio de funcionamiento de un acumulador está basado esencialmente en un proceso
químico reversible llamado reducción-oxidación (también conocida como redox), en el que
uno de los componentes se oxida (pierde electrones) y el otro se reduce (gana electrones);
es decir, un proceso cuyos componentes no resulten consumidos ni se pierdan, sino que
meramente cambian su estado de oxidación y, que a su vez pueden retornar a su estado
original en las circunstancias adecuadas. Estas circunstancias son, en el caso de las baterías
y pilas recargables, el cierre del circuito externo durante el proceso de descarga y la
aplicación de una corriente externa durante la carga.
Estos procesos son comunes en las relaciones entre los elementos químicos y la electricidad
durante el proceso denominado electrólisis y en los generadores voltaicos o pilas. Los
investigadores del siglo XIX dedicaron numerosos esfuerzos a observar y a esclarecer este
fenómeno, que recibió el nombre de polarización. Un acumulador es, así, un dispositivo en
el que la polarización se lleva a sus límites alcanzables, y consta, en general, de
dos electrodos, del mismo o de distinto material, sumergidos en un electrolito.
Acumulador de plomo.
Este acumulador es el más empleado y consta de los siguientes elementos
a) Un ánodo formado por una serie de placas de plomo.
b) Un cátodo constituido por una serie de placas de plomo recubiertas de PbO2.

15. c) Un líquido electrolítico que es una disolución de ácido sulfúrico donde se hayan
sumergidos lo electrodos.´
Las reacciones que se producen en el acumulador de plomo son las siguientes:
Oxidación (ánodo):
Pb + HSO4- -------->H+ + 2e- Eº = 0,295 V
Reducción (cátodo):
PbO2 + HSO4- + 3H+ + 2e- ------->PbSO4 + 2H2O Eº= 1,625 V
Reacción Global:
Pb + PbO2 + 2H+ 2HSO4- <_-_-_-_-_-_-_> 2PbSO4 + 2H2O Eº= 1,920 V
Las reacciones anteriores son todas ellas reversibles. De izquierda a derecha son de
descarga y en ellas se producen consumo de ácido sulfúrico y formación de PbSO4. Por
este motivo disminuye la densidad del ácido sulfúrico y, por tanto, midiendo ésta se puede
saber si el acumulador está cargado o no lo está. Para cargar el acumulador se aplica a los
electrodos una diferencia de potencial superior a la descarga, regenerándose los electrodos
y el ácido sulfúrico, volviendo a ser útil. La cantidad de electricidad que puede suministrar
un acumulador en la descarga recibe el nombre de capacidad de un acumulador. Tal como
se acaba de indicar, con un acumulador se obtiene 2 voltios.
Densidad de energía y densidad de potencia
Dos criterios esenciales para los acumuladores electroquímicos son la densidad de energía
específica y la densidad de potencia específica. El diagrama de Ragone ofrece una visión de
conjunto de estas propiedades para distintos tipos de sistemas de almacenamiento. En el eje
x se representa la densidad de potencia en vatios por kilogramo. El eje y indica la densidad
de energía en vatio-hora por kilogramo.

16. Almacenamiento de corriente en el acumulador de plomo
Las conversiones de materias químicas en los dos electrodos son un proceso fundamental
en la carga y descarga de un acumulador. Durante la carga, una tensión externa provoca un
aumento de la energía química. En la descarga, la energía química vuelve a estar disponible
como energía eléctrica. En el ejemplo del acumulador de plomo se puede ver este proceso
en detalle. Además del electrodo de plomo positivo y negativo (Pb), un componente
esencial es el electrolito (H₂SO₄), que permite las reacciones de reducción y oxidación
básicas. En estado descargado, se acumula una capa de sulfato de plomo (PbSO₄) en los dos
electrodos. En estado cargado, el electrodo positivo está cubierto de óxido de plomo (PbO₂)
y el electrodo negativo consta de plomo puro (poroso).
La ilustración muestra las reacciones parciales durante la descarga de un acumulador de
plomo. La reacción total es: Pb + PbO₂ + 2 H₂SO₄ –· 2PbSO₄ + 2H₂O + energía eléctrica.
POTECIAL DE ELECTRODO O POTENCIAL REDUCCION DE ELECTRODO
También llamada potencial reducción de electrodo de un elemento, se representa como Eº,
es la diferencia existente entre el potencial que tiene una celda, formada por un electrodo, y
un electrodo conocido como, estándar de hidrógeno, cuando la actividad llevada a cabo por
los iones que participan en el proceso, es de 1 mol/L, a una presión de una atmosfera, y con
una temperatura de 25ºC (298ºK). (La Guía , 2010) Figura 1.

17. Figura 1. Celda electroquímica
Su unidad en el Sistema Internacional es el voltio (V). Es una constante de cada electrodo e
indica la tendencia a producirse que posee cierta semireacción.
En una célula electroquímica, se crea un potencial eléctrico entre dos metales diferentes.
Este potencial es una medida de la energía por unidad de carga que está disponible a partir
de las reacciones de oxidación/reducción para impulsar la reacción. La electricidad se
genera debido a la diferencia de potencial eléctrico entre estos dos electrodos. Esta
diferencia de potencial se crea como resultado de la diferencia entre los potenciales
individuales de los dos electrodos en relación con el electrólito o disolución en la que están
sumergidos. El potencial de dicha célula será la diferencia entre el potencial del electrodo
positivo (cátodo, donde se realiza la reducción) y el potencial del electrodo negativo
(ánodo, donde se realiza la oxidación).
Ecel = E+ – E- = Ecat – Eano
El potencial que tiene una célula, se puede medir, pero no existe ninguna regla simple, que
con cierta precisión nos permita calcula el potencial que posee uno sólo de los electrodos.
Este potencial eléctrico, se ve afectado por la temperatura, la concentración y la presión.
El valor del potencial de electrodo no se puede obtener de manera empírica. Una pila
galvánica resulta de la unión de un par de electrodos. Así, solo se conoce el valor
experimental correspondiente a un par de electrodos y no es posible determinar el valor de
cada electrodo individual de la pareja a partir del potencial obtenido empíricamente para la
pila galvánica. Es necesario establecer un electrodo de referencia, el electrodo normal de
hidrógeno, cuyo potencial se define o se acuerda por convenio. En este caso se establece en
0,00 V el potencial de referencia del electrodo normal de hidrógeno y cualquier electrodo,
cuyo potencial de electrodo no sea conocido aún, se puede combinar con el electrodo
normal de hidrógeno - para formar una pila galvánica - y el potencial de dicha pila
galvánica es el potencial del electrodo desconocido. Utilizando este proceso, cualquier
electrodo con un potencial desconocido puede ser emparejado con el electrodo normal de

18. hidrógeno, o bien con otro electrodo cuyo potencial ya sea conocido y llegar así a conocer
el valor del electrodo desconocido. Figura 2.
Figura 2. Electrodo normal de hidrógeno, con un potencial de referencia de 0 Voltios a todas las temperaturas.
APLICACIONES DE LA TABLA DE POTENCIALES DE ELECTRODO.
Cuanto más elevado sea el potencial de reducción de un elemento, mayor será su tendencia
a reducirse; es decir, su carácter oxidante, y viceversa. El análisis de la serie electroquímica
de elementos pone de manifiesto que el mejor oxidante es el flúor y el mejor reductor el
litio. Tabla 1.
Tabla 1. Serie electromotriz de los elementos

19. a) Se puede predecir el proceso redox que tendrá lugar cuando se construya una pila con
dos electrodos dados, ya que el par redox que tenga un mayor potencial (más positivo)
actuará como cátodo, en él tendrá lugar la semirreacción de reducción y el de menor
potencial será el que actúe como ánodo, en él ocurrirá la semirreacción de oxidación.
Tabla 2.
Tabla 2. Potenciales normales de reducción de iones con distintos números de oxidación
REFERENCIAS BILIOGRAFICAS
 La Guía. (27 de Mayo de 2010). Obtenido de
https://quimica.laguia2000.com/general/potencial-de-electrodo
 R. Nave, M. O. (s.f.). Hyperphics, Electricidad y Magnetismo, Química. Obtenido de
http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbasees/Chemical/electrode.html
 https://www.gunt.de/images/download/Acumuladores-electroqumicos-conocomientos-
bsicos_spanish.pdf
 http://enciclopedia.us.es/index.php/Acumulador_el%C3%A9ctrico
 https://laurablogdotcom4.files.wordpress.com/2013/11/teoria-de-electrolisis-
alumnos.pdf
 http://www.heurema.com/ApuntesFQ/AQuimica/EquilibrioRedox/Electr%F3lisis1.pdf
 https://www.alonsoformula.com/QBACH/7_red-ox.htm
 https://www.studocu.com/es-mx/document/universidad-de-las-
californias/maths/practicas/pilas-secas-definicion/5196378/view

20. CUESTIONARIO
1) ¿Cómo se puede conocer la cantidad de Electricidad que circula por un
circuito?
Midiendo la intensidad de la corriente con un amperímetro y el tiempo que dura la
electrólisis con un cronómetro.
2) Mencione los tipos de puentes salinos.
Puentes salinos de tubo de vidrio.
Puentes salinos de papel de filtro.
3) Mencione los tipos de pilas secas.
Pila zinc-carbono, Pila alcalina, pilas de níquel-cadmio, pilas de ion- litio, Las pilas Ni-Cd
y Ni-MH.
4) ¿Cuál es el funcionamiento de las pilas secas?
Que se conecte para tener una reacción química entre los electrolitos del ánodo y los
electrolitos del cátodo.
5) ¿Qué son acumuladores eléctricos?
Es un dispositivo que consiste en una o más celdas electroquímicas que pueden convertir la
energía química almacenada en corriente eléctrica.
6) ¿Qué es el potencial de electrodo?
Es la diferencia de potencial que le corresponde a una celda o semipila construida con un
electrodo de ese elemento y un electrodo estándar de hidrógeno
7) ¿Dónde se crea el potencial eléctrico entre dos metales diferentes?
En un acumulador eléctrico.
En una célula electroquímica
En una celda electroquímica
8) ¿Cuál es el acumulador eléctrico más empleado a nivel comercial?
Baterías de hidruro metálico
Baterías de níquel cadmio
Baterías de plomo
Baterías de iones de litio