Alessandro Volta (1745-1827)












Físico italiano. Inventor de la batería eléctrica conocida como “Pila de Volta”





Alessandro Volta, o Conde Alessandro Giuseppe Antonio Anastasio Volta, físico y pionero en los estudios de la electricidad, nació en Como, Lombardía, Italia, el 18 de febrero de 1745, en el seno de una familia de nobles. A los siete años falleció el padre y la familia tuvo que hacerse cargo de su educación. Desde muy temprano se interesó en la física y a pesar del deseo de su familia de que estudiara una carrera jurídica, él se las ingenió para estudiar ciencias.






En 1773 Volta contrajo matrimonio con Teresa Peregrini, con la que tuvo tres hijos. Al año siguiente pasó a ser profesor de física de la Royal School de Como. En 1775 inventó el electróforo, dispositivo con el que podía producir corriente estática; en 1778, interesado por la composición de los gases, descubrió y aisló el gas metano. Ese descubrimiento le abre las puertas de la fama dentro de la comunidad científica de la época y le da la oportunidad de conocer y relacionarse con otros científicos. Un año después lo nombran catedrático de física experimental de la Universidad de Pavia.


En 1780 Luigi Galvani, científico y profesor de anatomía de la Universidad de Bolonia, en Italia, descubrió que al conectar dos metales diferentes en el muslo de una rana, se generaba una pequeña corriente eléctrica que se podía medir. Cuando en 1791 se publicaron los resultados de sus experimentos para obtener “electricidad animal”, Volta se propuso encontrar otras alternativas que le permitieran obtener electricidad sin utilizar tejido animal.

A partir de 1794 comenzó a experimentar con diferentes tipos de metales en sustitución de los tejidos orgánicos y en 1800 descubrió que colocando dos metales diferentes, de forma separada, dentro de un vaso conteniendo salmuera (agua y sal), se generaba igualmente electricidad.

Mediante las múltiples pruebas que realizó pudo determinar que los metales más apropiados para esa función eran el zinc y la plata (que posteriormente sustituiría por cobre). El siguiente paso fue experimentar lo qué ocurriría si conectaba varios vasos entre sí. Debido a que con salmuera líquida era engorroso realizar esos experimentos, ideó la alternativa de impregnar cartón con la salmuera, sustituyendo posteriormente ese material por un paño empapado igualmente en salmuera, emparedándolo entre los dos metales, para formar una celda. De esa manera pudo unir varias entre sí, colocándolas unas encima de las otras, hasta formar una batería de celdas conectadas en serie.


Pila primitiva de Volta compuesta por un. electrodo de zinc y otro de plata sumergidos. en salmuera.




Las baterías se transforman espontáneamente la energía química de las reacciones en electricidad, usando las reacciones redox. Como conductores se utilizan metales, que tienen muchos electrones en libre circulación, permitir precisamente el paso de la corriente, mientras que en los conductores electrolíticos encargados del transporte de electricidad son los iones:

Positivos (cationes), que se dirigen a los negativos
negativos (aniones), que dirigen al polo positivo.

Los electrodos que constituyen las pilas se hacen por inmersión de un alambre, una hoja o una barra de metal en una solución que contiene iones del mismo metal.
La pila de Volta (Fig. 1), se realizó con hojas de zinc (Zn), hojas de fieltro y láminas de cobre (Cu). El fieltro se humedece con una solución de agua y sal.

Otro tipo de célula voltaica relativamente simple, es la pila de Daniell, que consta de electrodos de zinc y cobre sumergidos en soluciones de las sales respectivas separadas por un tabique poroso. El electrodo de zinc entra en solución en forma de iones de Zn 2 dejando el dedo en sus dos electrones: Polo (-) del ánodo Zn ° - 2e -> Zn 2 oxidación




En esta reacción el proceso de oxidación se produce en la que el número de oxidación de zinc, cambia de 0 a +2. Los electrones a través del circuito externo, se devuelve a la barra de cobre. La reacción en el cátodo conduce a la reducción del cobre que pasa de Cu 2 a Cu °, ganando electrones y depositar sobre el electrodo.
Polo (+) Cátodo Cu 2 + 2e -> Cu ° Reducción

Este tipo de batería tiene una diferencia de potencial entre los dos polos de 1,1 voltios. La reacción final se puede resumir como sigue:


Ánodo (-) Zn ° - 2e -> Zn 2 oxidación 1
cátodo (+) Cu 2 + 2e -> Cu ° Reducción 1
° Zn + Cu 2 à Zn 2 + Cu °

Siempre se producen en las reacciones de oxidación del ánodo, mientras que en el cátodo siempre reducción. La tensión (en este caso 1,1 V) se define como la diferencia de potencial (ddp) entre los electrodos 2 y se puede interpretar como la "presión" necesaria para empujar los electrones desde un electrodo al otro.

La pila de Daniell comprende:



Para determinar qué elementos eran capaces de oxidar y aquellos capaces de ser reducido, fue necesario para construir una escalera con un punto de referencia válido.
Como tal, se elige como el hidrógeno (H).
La magnitud de la reducción normal de potencial (E °) se construyó mediante la medición de la diferencia de potencial de una pila en la que el electrodo de hidrógeno, (especialmente construido, como se muestra en la siguiente figura, dado que el hidrógeno está en el estado gaseoso), representa un polo y el elemento que desea saber E °, el otro polo.

Desde E ° (H 1 ) = 0, la ddp que lee el voltímetro, nos da directamente el valor de E ° del otro electrodo. La fórmula utilizada para el cálculo es:

E = E ° célula ° cátodo - E ° ánodo

No estar en el estado sólido, el electrodo de hidrógeno debe ser construido de tal manera:




Potenciales de reducción de escala:

... .. ... ...

Sn 4 0.15 Se reduce

2 H 1 0,00

Pb 2 -0,13 Se oxida

... .. ......

Todas las mediciones se hicieron de la escala bajo condiciones estándar (presión, temperatura de 25 ° C, la concentración 1M).

Encabezando la lista están el mejor oxidante (continuación disminuye), básicamente el mejor adelgazante (oxida). La escala de potencial es crítico en el establecimiento de la espontaneidad y la dirección de una ración, así como para el diseño de baterías. Cada reacción redox se puede dividir en dos medias reacciones:

Reacción de oxidación ANODE
Reducción reacción CATHODE

Para decidir cuál de los dos medio-reacciones es la oxidación y reducción que es suficiente para ver la escala, en la que el valor más alto de E ° es para indicar la reducción de la media-reacción.

Con el tiempo las baterías se han convertido en más y más pequeña, todavía más eficiente y confiable. Entre los más importantes se encuentran:

Pila seca : estas baterías utilizando zinc como agente reductor y MnO 2 como oxidante. La carcasa exterior de la batería es de zinc y es el ánodo (-), mientras que el cátodo (+), está hecha de un palo de carbón vegetal que se hunde en el "pegar" húmedo MnO 2 y NH 4 Cl. Estas pilas son bastante complicado y tienen una diferencia de potencial de 1,5 V.

Alcalina: El agente reductor de esta pila es siempre zinc, mientras que el oxidante es MnO 2 . La única cosa que variadalla pila anterior es el electrolito, que ya no es el cloruro de amonio, pero una solución acuosa de hidróxido de potasio. Estas baterías tienen más estabilidad de la tensión y la vida Maggiora.

Plomo sellada: La desventaja de pila seca es la incapacidad para recargar. Acumuladores lugar, una vez descargados pueden ser recargadas.



Las reacciones media en los electrodos son los siguientes:
Pb polo negativo + SO 4 -2 - segundo à PbSO 4
Positivo polo PbO 2 + 4H + 1 + SO 4 -2 + 2e à PbSO 4 + H 2 O
+ Pb PbO 2 + 4H + 1 + 2SO 4 -2 2PbSO 4 + 2H 2 O

La diferencia de potencial entre un par de electrodos es de aproximadamente 2 V.
Así, las baterías de coches habían utilizar seis (que generan un total de 12 V). 






link: https://www.youtube.com/watch?v=B_xvStv_o7A