La pila de limón

[Ir directamente a la fabricación de la pila]

Índice

1. Introducción
2. Fabricando una pila en casa
   1. ¿Qué se necesita?
   2. A tener en cuenta
   3. Montando la pila
      1. Hay que asegurarse de que :
      2. Algo se enciende
      3. Uniendo dos pilas
      4. Si no funciona:
      5. ¿Donde está el limón?
3. La explicación [nivel 1]
4. La explicación [nivel 2]
   1. ¿Qué es una reacción química?
   2. En algunas reacciones se intercambian electrones
   3. El clavo y el vinagre contienen los reactivos de la reacción
   4. ¿Qué sucede en la pila?
5. Algunos comentarios
   1. Sobre el ladrón de julios
   2. ¿Qué sucede en la pila?
   3. Cómo aumentar la corriente de la pila
   4. Como aumentar la tensión de la pila
   5. La pila de limón y los errores conceptuales
      1. Errores conceptuales habituales en la explicación del funcionamiento de la pila
      2. Un ejercicio
6. Referencias bibliográficas
   1. La pila de limón, construcción, funcionamiento y variantes
   2. Sobre errores conceptuales en electroquímica

Introducción

Hace unos días al preparar material para un taller de electricidad y magnetismo en el MUNCYT, destinado a chavales entre 11 y 14 años, comprobé que la fabricación de una pila casera con limón y sus variantes es una actividad muy popular. Una búsqueda en Google (Por ejemplo “pila de limón” o “lemon battery”) devuelve miles de páginas y vídeos en los que se nos explica como construir una pila con materiales que se encuentras en muchas casas.

En esta entrada hay una versión de la actividad usada en el taller, una explicación de lo que sucede contada a alumnado de secundaria en dos niveles de complejidad y algunos comentarios que pueden ser de interés para alumnado de bachillerato que esté estudiando electroquímica o cualquier persona interesada en preparar la actividad.

Una versión reducida de esta actividad se usó en el taller : ”Electricidad y magnetismo: efectos, producción, relación y transformación” llevado a cabo el el 18 de abril de 2015 en el MUNCYT de A Coruña.

Fabricando una pila en casa

Utilizando materiales que se pueden encontrar normalmente en casa es posible construir una pila. Uniendo dos de estas pilas se puede encender un led.

¿Qué se necesita?

• 2 clavos grandes de hierro recubiertos de cinc (la mayoría lo está)
• un poco de vinagre (de vino o del que se usa para limpieza)
• 2 vasos (de plástico o vidrio)
• 5 cables de cobre de unos 15 cm cada uno:
  • 2  con uno de sus extremos pelado 2 cm y el otro pelado 6 cm aproximadamente
  • 3 con sus dos extremos pelados 2 cm aproximadamente.
    1 led rojo
• (Opcional: un multímetro. Si se quiere medir la tensión de la pila y la corriente que puede suministrar)
• (Opcional: un ladrón de julios. Si se quiere encender el led con una sola pila)

A tener en cuenta

El led rojo se puede comprar en cualquier tienda de electrónica por 0,50 € o menos. (Hay que pedir uno que funcione con tensión y corriente bajas).

Antes de deshacerse de algún aparato eléctrico que ya no funcione o sea obsoleto, como un ordenador viejo, es posible obtener algunos componentes eléctricos y electrónicos de su interior. Si tiene alguna luz roja, como, por ejemplo, la que se utiliza para indicar el modo en espera (standby),  seguramente sea un led rojo el que la produzca. En el interior de muchos aparatos eléctricos hay también cables de cobre.

Nota de Seguridad: Un aparato eléctrico debe abrirlo un adulto ya que algunos pueden dar descargas peligrosas si se manipula su interior, incluso mucho tiempo después de haberlos desconectado de la toma de corriente de red.

Montando la pila

Haz el montaje que se ve en la foto y en la figura. Utiliza vinagre, un vaso, un clavo y dos de los cables de cobre, uno de ellos de los que tienen un extremo pelado 6 cm. Este último debe de estar sumergido en el vinagre. El otro cable sujeta el clavo de cinc.

Hay que asegurarse de que :

• El cable de cobre está bien unido al clavo para hacer buen contacto.
• El clavo y la parte pelada del cable de cobre están bastante sumergidos y  no se tocan.

Esta pila así formada da una tensión cercana a 1 V . No es suficiente para encender un led (Un led rojo necesita en torno a 1,7 V para encenderse). Si el led tiene otro color probablemente necesite una tensión mayor.

Algo se enciende

Lo que si puede encenderse es un led montado en un sencillo dispositivo electrónico llamado ladrón de julios, como se ve en la foto.

La corriente (intensidad) que da la pila es baja. Con el ladrón de julios conectado la corriente está en torno a 1 mA

Uniendo dos pilas

Para poder encender el led, sin ayuda, se necesita una tensión en torno a 2 V y eso se puede conseguir uniendo dos pilas como la montada anteriormente, una a continuación de otra.

Hay que construir una segunda pila y unirla a la anterior con el quinto cable. Conectando el led al conjunto como se ve en la foto y en la figura :

Si no funciona:

• El led tiene polaridad. Se puede probar a intercambiar las conexiones. (Si el led tiene una pata más corta que la otra, debe estar unida al cable que va al clavo)
• Hay que asegurarse que :
  • Los cables de cobre estén bien unidos a los clavos. Deben hacer buen contacto.
  • Los clavos y las partes peladas de los cables de cobre estén bastante sumergidos y  no se toquen.

¿Donde está el limón?

El limón se ha cambiado por el vinagre y el vaso, ya que,  de esta manera, resulta quizá más fácil comprender el funcionamiento de la pila. Si se quiere hacer con limón (u otra fruta o similar) solo hay que:

• Substituir vaso y vinagre por limón.
• Hacer rodar el limón empujándolo sobre una superficie para que, sin romperse la piel, se libere zumo en su interior.
• Cuando en la explicación dice “sumergir en el vinagre”, lo que hay que hacer es “clavar en el limón”. El cable de cobre hay que retorcerlo un poco para poder clavarlo. Se puede substituir por otra pieza de cobre más fácil de clavar.
• El clavo y el cable de cobre deben estar clavados, sin tocarse, no muy lejos uno del otro en el limón.

La explicación [nivel 1]

[Se utilizan, a nivel básico, los siguientes conceptos, sustancia química, estructura atómica de la materia, distinción entre ion y átomo neutro, electrón, reacción química, circuito eléctrico, tensión eléctrica, corriente eléctrica]

Una pila es un aparato que utiliza una reacción química para producir una tensión eléctrica.

Las reacciones químicas que se utilizan con este propósito son aquellas en las que una substancia quiere perder alguno de sus electrones y otra quiere aumentar el número de los que tiene. No es necesario que una quiera perder electrones y a la vez la otra quiera ganarlos. Es suficiente que la primera tenga mucho interés en perderlos o la segunda mucho interés en ganarlos.

Este interés de los electrones en pasar de una sustancia a otra es el que produce la tensión de la pila. Cuando se conecta a un aparato eléctrico, esta tensión da lugar a que en él aparezca una corriente eléctrica que lo haga funcionar.

En la pila que se ha fabricada, las sustancias que reaccionan son el cinc (Zn) que recubre el clavo y los iones hidrógeno (H⁺) que hay en el vinagre.

El  cinc (Zn) pierde los electrones que ganan los iones hidrógeno (H⁺). Como resultado de este intercambio de electrones, el cinc (Zn) se va ir disolviendo en el vinagre en forma de iones positivos (Zn²⁺) y se forman burbujas de hidrógeno (H₂ ) tanto en el clavo como en el cable. Con el tiempo la capa de cinc (Zn) que recubre el clavo se disuelve completamente y la pila deja de funcionar.

Los electrones pasan del clavo de cinc (Zn), a través del circuito externo (ver figura), a los iones hidrógeno (H⁺) que los recogen sobre el cable de cobre pelado, que sirve de lugar de intercambio.

En el interior de la pila los iones que hay disueltos en el vinagre cierran el circuito eléctrico y consiguen que no se interrumpa el paso de la corriente.

Algunas burbujas se pueden ver también en el clavo de cinc (Zn)  y son debidas a que algunos electrones se intercambian directamente en su superficie entre el cinc (Zn) y los iones hidrógeno (H⁺) formándose también  gas hidrógeno (H₂).

La explicación [nivel 2]

[Se utilizan, a un nivel relativamente básico, los siguientes conceptos: sustancia química, estructura atómica de la materia, distinción entre átomo neutro e ion, electrón, formulas químicas, formulación y nomenclatura básicas, reacción química, ecuación química, circuito eléctrico, tensión eléctrica, corriente eléctrica]

¿Qué es una reacción química

Una reacción química es un proceso mediante el que una o varias sustancias se transforman en una o varias diferentes.

Un par de ejemplos

Si se añade un poco de bicarbonato (hidrógenocarbonato de sodio), NaHCO₃, a un vaso con vinagre se ven burbujas de dióxido de carbono, CO2. El vinagre  contiene ácido acético, AcOH, y tiene lugar al siguiente proceso:

AcOH(ac) + NaHCO₃(s) → AcONa(ac) + CO₂(g) + H₂O(l)

Entre paréntesis se indica el estado en que se encuentra cada uno (s): sólido, (l): líquido, (g): gas, (ac): disuelto.

Nuestra forma de vida actual se basa en gran manera en las reacciones químicas de combustión: muchos sistemas de calefacción, los motores de la gran mayoría de los vehículos de transporte, motos, coches, barcos, aviones, etc., y las centrales térmicas entre otros, utilizan una reacción de combustión para su funcionamiento. En las reacciones de combustión el combustible reacciona con el oxigeno, normalmente del aire, dando lugar principalmente a dióxido de carbono y agua.

Por ejemplo, la combustión del gas metano, CH₄, principal componente del gas natural, usado en muchas cocinas y sistemas de calefacción sucede así:
CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂ + 2 H₂O

En algunas reacciones se intercambian electrones

En la reacción vista más arriba entre el ácido acético, del vinagre, y el  bicarbonato (hidrogenocarbonato de sodio) no se intercambian electrones. En la combustión del metano, y en todas las demás reacciones de combustión, si hay un intercambio de electrones entre el combustible, que los pierde, y el oxígeno, que los gana. Este hecho, el que se produzcan un intercambio de electrones permite utilizar la reacción química para construir una pila. Las llamadas pilas de combustible utilizan para su funcionamiento una reacción de combustión.

La reacción que tiene lugar en el interior de la pila, que se ha construido, es, como las reacciones de combustión y otras muchas, una reacción en la que hay un intercambio de electrones.

Las reacciones químicas que se utilizan para fabricar pilas son aquellas en las que una substancia quiere perder alguno de sus electrones y otra quiere aumentar el número de los que tiene. No es necesario que una quiera perder electrones y a la vez la otra quiera ganarlos. Es suficiente que la primera tenga mucho interés en perderlos o la segunda mucho interés en ganarlos. Los químicos lo expresan diciendo que la reacción de intercambio de electrones entre esos dos reactivos es una reacción espontánea.

El clavo y el vinagre contienen los reactivos de la reacción

Los reactivos de la reacción espontánea de la pila fabricada son el cinc, Zn,  y los iones hidrógeno, H⁺.

Los clavos de hierro, como otros objetos del mismo material se suelen recubrir de cinc para evitar que el hierro se oxide. El cinc lo separa del oxígeno del aire. El cinc se oxida con facilidad formándose una capa de óxido de cinc que queda adherida al clavo e impide así el contacto entre hierro y oxigeno. Si no está recubierto de cinc el hierro se oxida ya que, a diferencia de lo que sucede con el óxido de cinc, el oxido de hierro formado se desprende del clavo permitiendo que el hierro siga oxidándose.

En el vinagre hay iones hidrógeno, H+, debido al ácido acético, AcOH, (AcO⁻, H⁺), que contiene. La graduación del vinagre representa, en porcentaje en peso, el ácido acético presente.

Qué sucede en la pila

El cinc, Zn, que recubre el clavo pierde electrones y se transforma en iones Zn^₂₊ que se disuelven en el vinagre. Se expresa mediante la siguiente ecuación química:

Zn(s) → Zn²⁺(ac) +  2e⁻

Los electrones viajan por el circuito externo y llegan al cable de cobre sumergido, que como es un buen conductor resulta un buen lugar para que se produzca el intercambio de electrones. En su superficie los iones hidrógeno, H+,  disueltos en el vinagre, recogen los electrones y se forma hidrógeno gaseoso:

2 e⁻ + 2 H⁺ (ac) → H₂(g)

(Sobre el hilo de cobre se pueden ven pequeñas burbujas de hidrógeno gas)

La reacción química global que tiene lugar en la pila se representa mediante una ecuación global que es la suma de las dos ecuaciones anteriores (los electrones aparecen de forma explicita):

Zn(s) + 2 H⁺(ac) → H₂(g) + Zn²⁺(ac)

Para que la pila funcione es necesario que la corriente circule por el interior de la misma. Esta circulación de corriente que cierra el circuito es una consecuencia del movimiento de los iones positivos, H⁺ y Zn²⁺, hacia el cable de cobre y de los iones acetato, AcO⁻,  presentes en el vinagre, hacia el clavo de cinc.

Las burbujas que se ven en el clavo de cinc (Zn) son debidas a que algunos electrones se intercambian directamente en su superficie entre el cinc (Zn) y los iones hidrógeno (H⁺) produciendo gas hidrógeno (H₂) .

Algunos comentarios

Sobre el ladrón de julios

• ¿Qué es un ladrón de julios: Entrada de la wikipedia.
• Una buena explicación de como funciona un ladrón de julios  en términos relativamente sencillos para un no iniciado en electrónica.
• El ladrón de julios no es difícil de construir pero es necesario disponer de otros materiales, baratos y fáciles de conseguir, además de ciertos conocimientos  básicos relacionados con los montajes eléctricos y electrónicos.

¿Qué sucede en la pila?

Dada la popularidad del tema es fácil encontrar en la bibliografía educativa referencias a él. Kelter et al. (1996) y Goodisman (2011) analizan en detalle el comportamiento de la pila.  Muske et al. (2007), además de analizar el funcionamiento de una variante con magnesio en lugar de cinc se plantean su optimización para aplicaciones de alto consumo.

En el ánodo parece clara la oxidación del Zn a Zn²⁺, que se confirma por el hecho de que si se aumenta la [Zn²⁺],  la fuerza electromotriz de la pila se reduce según lo establecido por la ecuación de Nernst.

En algunos libros y sitios web se establece que es el ion Cu²⁺ la especie que se reduce en el cátodo. Su presencia, o no se justifica, o se justifica por la acción del ácido (acético, cítrico, …) sobre el óxido de cobre que recubre el electrodo de cobre, o por que el ácido acético ataca al cobre metálico y lo disuelve en forma de acetato. Goodisman (2011) comprueba que la variación de la [Cu²⁺] no afecta la FEM de la pila y que si se cambia el electrodo de cobre por otro de grafito, la  la fuerza electromotriz de la pila prácticamente no varía. Ambos hechos parecen confirmar claramente  que en el cátodo no se reduce el Cu²⁺. Otros candidatos para la reducción son los iones H⁺ presentes,

2 H⁺(ac) + 2 e⁻ → H₂(g),  E_⁰298  = 0,00 V

y el oxígeno disuelto en el agua:

O₂(g) + 4 H⁺(ac) + 4 e⁻ → H₂O(l),   E_⁰298 = +1,23 V

Dado que la FEM de la pila está en torno 1,0 V, la reducción del H⁺ parece la opción más razonable. Un análisis detallado se puede encontrar en Kelter et al. (1996).

Cómo aumentar la corriente de la pila

Algunos iones hidrógeno recogen directamente los electrones sobre el propio clavo de cinc, donde se observan también burbujas de H₂ gas. Esta transferencia no deseada, disminuye la corriente disponible ya que esos electrones no circulan por el circuito externo. Para evitarlo habría que separar, en recipientes distintos, el Zn de los iones H⁺. Esta separación física de las sustancias que reaccionan e intercambian electrones hace necesario un sistema para cerrar el circuito que permita la circulación de iones, que son los portadores de carga en el electrolito. De no hacerlo aparecería una tensión contraria que rápidamente impediría el paso de electrones en el circuito externo. Dos posible formas de cerrarlo son la utilización de un puente salino o un tabique poroso.

Liberko (2007) propone una forma sencilla de conseguir un puente salino eficiente: utilizar una esponja empapada en un electrolito, con iones que no intervengan en la reacción química de la pila, que en este caso podría ser cloruro de sodio, NaCl. En un recipiente el clavo de cinc estaría sumergido en agua con un electrolito que podría ser el mismo que el del puente, NaCl. Esto último es necesario para disminuir la resistencia interna de la pila, ya que en caso contrario la corriente sería muy baja. En el otro recipiente el cable de cobre pelado sumergido en el vinagre. Ambos recipiente conectados por la esponja empapada en NaCl.

Un tabique poroso podría ser una maceta de barro sin barnizar. En un recipiente, donde cupiese la maceta con cierta holgura, echaríamos agua con NaCl disuelto para disminuir, como antes, la resistencia de la pila y conseguir un corriente mayor. En esa  disolución sumergiríamos el clavo. Dentro de la maceta estaría el vinagre en el que se sumergiría el cable pelado de cobre.

Como aumentar la tensión de la pila

Para montar una pila basada en una reacción de intercambio de electrones solo se necesita los reactivos de la reacción (en el ejemplo anterior el Zn y los iones H^₊). Los productos de la reacción (En el ejemplo anterior los iones cinc, Zn⁺² y el hidrógeno gaseoso, H₂) no son necesarios, se forman en la reacción, a medida que la pila se descarga.

Muchos libros de texto de  química general transmiten de forma implícita el error conceptual de que para montar una pila se necesitan no solo los reactivos sino también los productos ya que en sus páginas,  la mayoría de las pilas que aparecen se muestran en unas determinadas condiciones estándar. Para que la pila se encuentre en estas condiciones sí es necesario disponer de ambos, reactivos y productos, y además que se encuentren en unas condiciones específicas de estado, temperatura, presión, concentraciones, etc que establece el estándar usado.

En la pila con Zn y vinagre, si inicialmente en la disolución hubiese iones Zn²⁺, la espontaneidad de la reacción disminuiría y con ella la tensión de la pila  ya que los iones disueltos dificultan la entrada de nuevos iones y con ello que los átomos de Zn pierdan sus electrones. De la misma manera al aumentar la concentración de los iones hidrógeno, H⁺, se facilita la recogida de electrones en el cable de cobre y la espontaneidad de la reacción con lo que la tensión de la pila vuelve a aumentar. Para valores altos de [H⁺] es necesario utilizar un puente salino ya que en caso contrario la corriente es baja debido a que el intercambio directo de electrones entre H⁺ y Zn sobre el propio cinc es elevado.

Mediante la ecuación de Nernst es posible conocer la influencia de las concentraciones de reactivos y productos en la tensión producida por la pila en unas condiciones determinadas no estándar .

La pila de limón y los errores conceptuales

Es fácil encontrar en la web,  en páginas,  vídeos, …,  referencias a pilas caseras elaboradas con materiales sencillos como la mencionada más arriba. Esta misma actividad se recoge también en libros de texto de química general de distintos niveles así como en libros de ciencia recreativa.

Una de las versiones más populares utiliza un trozo de cinc y otro de cobre que se introducen en un limón. Dado que la tensión de la pila así formada es baja, en torno a 1 V, se suelen montar varias en serie para conseguir que un led, calculadora, reloj o aparato eléctrico similar funcione.

En algunos de estos sitios la actividad se presenta de manera simple como una forma de ilustrar el funcionamiento de una pila convencional sin dar explicación detallada de su funcionamiento.
En otros se hace referencia a los conceptos y componentes básicos implicados: reacción química espontánea, necesidad de uno o dos metales, presencia de electrolito,  etc. Aunque no se explica en detalle cual es su función y que explicación tiene la corriente que se produce haciendo uso de los conceptos aludidos.

En algunos se trata de explicar cual es el fundamento teórico del funcionamiento de la pila. Es frecuente que en estas explicaciones se manifiesten una serie de errores conceptuales varios de ellos muy arraigados entre estudiantes de química. Una buena referencia en relación con los errores conceptuales en electroquímica es la tesis doctoral de Sanger (1996) que agrupa seis artículos en los que estudia los errores conceptuales que presentan los alumnos de electroquímica, los libros de texto como fuente de estos errores así como posibles formas de tratarlos.

Errores conceptuales habituales en la explicación del funcionamiento de la pila :

• 1A No se puede fabricar una pila si no se dispone de dos metales y un electrolito.
  1B La reacción química implica únicamente dos metales, en este caso el Zn y el Cu, en sus estados reducidos. Uno atrae a los electrones con más fuerza que el otro que los deja libres, y así se produce la corriente en el circuito externo.
•  2 El electrolito solo es un medio facilitador del proceso que transporta carga.
• 3A En la corriente eléctrica los portadores de carga siempre son los electrones.
  3B La corriente eléctrica en el electrolito se debe al movimiento de los electrones.
• 4   Para preparar una pila es necesario disponer de los reactivos y los productos de la reacción de la pila.

Un ejercicio

Localizar los errores conceptuales presentes en el, por otra parte interesante, artículo de Swartling y Morgan(1998) sobre la pila de limón.

Referencias bibliográficas

La pila de limón, construcción, funcionamiento y variantes.

• Goodisman, J. Observations on Lemon Cells. J. Chem. Educ. 2001, vol. 78, nº 4, p. 516-518.
• Kelter, P., Carr, J., Johnson, T. y Castro-Acuña C.M. The Chemical and Educational Appeal of the Orange Juice Clock. J. Chem. Educ. 1996, vol. 73, nº 12, p. 1123-1127.
• Liberko, C.A. A Simple and Inexpensive Salt Bridge  for Demonstrations  Involving a Galvanic Cell. J. Chem. Educ. 2007, vol. 85, nº 4, p. 597.
• Muske, K., Nigh, C., Weinstein R.,A. Lemon Cell Battery for High-Power Applications. J. Chem. Educ. 2007, vol. 84, nº 4, p. 635-638.
• Swartling, D., Morgan, C. Lemon Cells Revisited – The Lemon-Powered Calculator. J. Chem. Educ., 1998, vol. 75 , nº 2, 181-182 [Ver ejercicio]

Sobre errores conceptuales en electroquímica

• Sanger, Michael James. Identifying, attributing, and dispelling student misconceptions in electrochemistry , 1996. Retrospective Theses and Dissertations. Iowa State University .
  Ames, Iowa

Esta entrada participa en el XLVI Carnaval de Química alojado en el blog descubrirlaquimica2 de @descubrequimica.