Debido a que las celdas galvánicas pueden ser autónomas y portátiles, pueden usarse como baterías y celdas de combustible. Una batería (celda de almacenamiento) es una celda galvánica (o una serie de celdas galvánicas) que contiene todos los reactivos necesarios para producir electricidad. En contraste, una celda de combustible es una celda galvánica que requiere un suministro externo constante de uno o más reactivos para generar electricidad. En esta sección, describimos la química detrás de algunos de los tipos más comunes de baterías y celdas de combustible.
Baterías
Hay dos tipos básicos de baterías: baterías desechables, o primarias, en las cuales las reacciones de los electrodos son efectivamente irreversibles y que no se pueden recargar; y baterías recargables, o secundarias, que forman un producto insoluble que se adhiere a los electrodos. Estas baterías se pueden recargar aplicando un potencial eléctrico en la dirección inversa. El proceso de recarga convierte temporalmente una batería recargable de una celda galvánica a una celda electrolítica.
Las baterías son dispositivos ingeniosamente diseñados que se basan en las mismas leyes fundamentales que las celdas galvánicas. La principal diferencia entre las baterías y las celdas galvánicas que hemos descrito anteriormente es que las baterías comerciales usan sólidos o pastas en lugar de soluciones como reactivos para maximizar la salida eléctrica por unidad de masa. El uso de reactivos altamente concentrados o sólidos tiene otro efecto beneficioso: las concentraciones de los reactivos y los productos no cambian mucho a medida que se descarga la batería; en consecuencia, el voltaje de salida permanece notablemente constante durante el proceso de descarga. Este comportamiento contrasta con el de la celda Zn / Cu, cuya salida disminuye logarítmicamente a medida que avanza la reacción (Figura ( PageIndex {1} )). Cuando una batería consta de más de una celda galvánica, las celdas generalmente se conectan en serie, es decir, con el terminal positivo (+) de una celda conectado al terminal negativo (-) de la siguiente, y así sucesivamente. El voltaje total de la batería es, por lo tanto, la suma de los voltajes de las celdas individuales.
Célula seca Leclanché
La celda seca, con mucho el tipo de batería más común, se usa en linternas, dispositivos electrónicos como Walkman y Game Boy, y muchos otros dispositivos. Aunque la celda seca fue patentada en 1866 por el químico francés Georges Leclanché y cada año se venden más de 5 mil millones de esas celdas, los detalles de la química de sus electrodos aún no se comprenden completamente. A pesar de su nombre, la celda seca de Leclanché es en realidad una “celda húmeda”: el electrolito es una pasta ácida a base de agua que contiene (MnO_2 ), (NH_4Cl ), (ZnCl_2 ), grafito y almidón (parte (a) en la Figura ( PageIndex {1} )). Las medias reacciones en el ánodo y el cátodo se pueden resumir de la siguiente manera:
[2MnO_ {2 (s)} + 2NH ^ + _ {4 (aq)} + 2e ^ – rightarrow Mn_2O_ {3 (s)} + 2NH_ {3 (aq)} + H_2O _ {(l) } label {Eq1} ]
[Zn _ {(s)} rightarrow Zn ^ {2 +} _ {(aq)} + 2e ^ – label {Eq2} ]
Los iones (Zn ^ {2 +} ) formados por la oxidación de (Zn (s) ) en el ánodo reaccionan con (NH_3 ) formado en el cátodo y (Cl ^ – ) iones presentes en la solución, por lo que la reacción celular global es la siguiente:
[2MnO_ {2 (s)} + 2NH_4Cl _ {(aq)} + Zn _ {(s)} rightarrow Mn_2O_ {3 (s)} + Zn (NH_3) _2Cl_ {2 (s)} + H_2O_ { (l)} label {Eq3} ]
La celda seca produce aproximadamente 1.55 V y es económica de fabricar. Sin embargo, no es muy eficiente en la producción de energía eléctrica porque solo la fracción relativamente pequeña de (MnO_2 ) que está cerca del cátodo se reduce realmente y solo una pequeña fracción del cátodo de zinc se consume realmente a medida que la célula se descarga. Además, las células secas tienen una vida útil limitada porque el ánodo (Zn ) reacciona espontáneamente con (NH_4Cl ) en el electrolito, lo que hace que la carcasa se corroa y permite que el contenido se filtre.
La pila alcalina es esencialmente una celda Leclanché adaptada para operar en condiciones alcalinas o básicas. Las medias reacciones que ocurren en una batería alcalina son las siguientes:
[2MnO_ {2 (s)} + H_2O _ {(l)} + 2e ^ – rightarrow Mn_2O_ {3 (s)} + 2OH ^ −_ {(aq)} label {Eq4} ] [ 19459003]
[Zn _ {(s)} + 2OH ^ −_ {(aq)} rightarrow ZnO _ {(s)} + H_2O _ {(l)} + 2e ^ – label {Eq5} ]
[Zn _ {(s)} + 2MnO_ {2 (s)} rightarrow ZnO _ {(s)} + Mn_2O_ {3 (s)} label {Eq6} ]
Esta batería también produce aproximadamente 1,5 V, pero tiene una vida útil más larga y un voltaje de salida más constante a medida que la celda se descarga que la celda seca de Leclanché. Aunque la batería alcalina es más costosa de producir que la pila seca Leclanché, el rendimiento mejorado hace que esta batería sea más rentable.
Baterías de botón
Aunque algunas de las pilas de botón pequeñas utilizadas para encender relojes, calculadoras y cámaras son celdas alcalinas en miniatura, la mayoría se basan en una química completamente diferente. En estas baterías “de botón”, el ánodo es una amalgama de zinc-mercurio en lugar de zinc puro, y el cátodo usa ya sea (HgO ) o (Ag_2O ) como oxidante en lugar de (MnO_2 ) (parte (b ) en la Figura ( PageIndex {1} )).
El cátodo y las reacciones generales y la salida de celda para estos dos tipos de pilas de botón son las siguientes:
[HgO _ {(s)} + H_2O _ {(l)} + 2e ^ – rightarrow Hg _ {(l)} + 2OH ^ −_ {(aq)} label {Eq7} ]
[Zn _ {(s)} + 2HgO _ {(s)} rightarrow Hg _ {(l)} + ZnO _ {(s)} label {Eq8} ]
con (E_ {cell} = 1.35 , V )
[Ag_2O _ {(s)} + H_2O _ {(l)} + 2e ^ – rightarrow 2Ag _ {(s)} + 2OH ^ −_ {(aq)} label {Eq9} ]
[Zn _ {(s)} + 2Ag_2O _ {(s)} rightarrow 2Ag _ {(s)} + ZnO _ {(s)} label {Eq10} ]
con (E_ {cell} = 1.6 , V )
Las principales ventajas de las celdas de mercurio y plata son su confiabilidad y su alta relación de salida a masa. Estos factores los hacen ideales para aplicaciones donde el tamaño pequeño es crucial, como en cámaras y audífonos. Las desventajas son el gasto y los problemas ambientales causados por la eliminación de metales pesados, como (Hg ) y (Ag ).
Batería de litio y yodo
Ninguna de las baterías descritas anteriormente está realmente “seca”. Todos contienen pequeñas cantidades de agua líquida, lo que agrega una masa significativa y causa posibles problemas de corrosión. En consecuencia, se ha realizado un esfuerzo considerable para desarrollar baterías sin agua. Una de las pocas baterías sin agua comercialmente exitosas es la batería de litio y yodo . El ánodo es de litio metálico, y el cátodo es un complejo sólido de (I_2 ). Separándolos hay una capa de sólidos (LiI ), que actúa como el electrolito al permitir la difusión de iones Li + . Las reacciones del electrodo son las siguientes:
[I_ {2 (s)} + 2e ^ – rightarrow {2I ^ -} _ {(LiI)} label {Eq11} ]
[2Li _ {(s)} rightarrow 2Li ^ + _ {(LiI)} + 2e ^ – label {Eq12} ]
[2Li _ {(s)} + I_ {2 (s)} rightarrow 2LiI _ {(s)} label {Eq12a} ]
con (E_ {cell} = 3.5 , V )
Como se muestra en la parte (c) en la Figura ( PageIndex {1} ), una batería típica de litio-yodo consta de dos celdas separadas por una malla metálica de níquel que recoge la carga del ánodo. Debido a la alta resistencia interna causada por el electrolito sólido, solo se puede extraer una corriente baja. No obstante, tales baterías han demostrado ser de larga duración (hasta 10 años) y confiables. Por lo tanto, se usan en aplicaciones donde el reemplazo frecuente es difícil o indeseable, como en marcapasos cardíacos y otros implantes médicos y en computadoras para la protección de la memoria. Estas baterías también se utilizan en transmisores de seguridad y alarmas de humo. Se están desarrollando otras baterías basadas en ánodos de litio y electrolitos sólidos, utilizando (TiS_2 ), por ejemplo, para el cátodo.
Las pilas secas, las pilas de botón y las pilas de litio-yodo son desechables y no se pueden recargar una vez que se descargan. Las baterías recargables, por el contrario, ofrecen importantes ventajas económicas y medioambientales porque pueden recargarse y descargarse varias veces. Como resultado, los costos de fabricación y eliminación disminuyen drásticamente por un número determinado de horas de uso de la batería. Dos baterías recargables comunes son la batería de níquel-cadmio y la batería de plomo-ácido, que describimos a continuación.
Batería de níquel-cadmio (NiCad)
La batería níquel-cadmio , o NiCad, se usa en pequeños electrodomésticos y dispositivos como taladros, aspiradoras portátiles y sintonizadores digitales AM / FM. Es una célula a base de agua con un ánodo de cadmio y un cátodo de níquel altamente oxidado que generalmente se describe como el oxo-hidróxido de níquel (III), NiO (OH). Como se muestra en la Figura ( PageIndex {2} ), el diseño maximiza el área de superficie de los electrodos y minimiza la distancia entre ellos, lo que disminuye la resistencia interna y hace posible una corriente de descarga bastante alta.
Las reacciones de los electrodos durante la descarga de una batería (NiCad ) son las siguientes:
[2NiO (OH) _ {(s)} + 2H_2O _ {(l)} + 2e ^ – rightarrow 2Ni (OH) _ {2 (s)} + 2OH ^ -_ {(aq)} etiqueta {Eq13} ]
[Cd _ {(s)} + 2OH ^ -_ {(aq)} rightarrow Cd (OH) _ {2 (s)} + 2e ^ – label {Eq14} ]
[Cd _ {(s)} + 2NiO (OH) _ {(s)} + 2H_2O _ {(l)} rightarrow Cd (OH) _ {2 (s)} + 2Ni (OH) _ {2 (s)} label {Eq15} ]
(E_ {celda} = 1,4 V )
Debido a que los productos de las semirreacciones de descarga son sólidos que se adhieren a los electrodos [Cd (OH) 2 y 2Ni (OH) 2 ], la reacción general es fácil revertido cuando la celda se recarga. Aunque las células NiCad son livianas, recargables y de gran capacidad, tienen ciertas desventajas. Por ejemplo, tienden a perder capacidad rápidamente si no se les permite descargar completamente antes de recargar, no se almacenan bien durante largos períodos cuando están completamente cargados, y presentan problemas ambientales y de eliminación significativos debido a la toxicidad del cadmio.
Una variación de la batería de NiCad es la batería de hidruro de níquel-metal (NiMH) utilizada en automóviles híbridos, dispositivos de comunicación inalámbrica y computación móvil. La ecuación química general para este tipo de batería es la siguiente:
[NiO (OH) _ {(s)} + MH rightarrow Ni (OH) _ {2 (s)} + M _ {(s)} label {Eq16} ]
La batería NiMH tiene una mejora del 30% al 40% en la capacidad sobre la batería NiCad; es más ecológico, por lo que el almacenamiento, el transporte y la eliminación no están sujetos a control ambiental; y no es tan sensible a la recarga de memoria. Sin embargo, está sujeto a una tasa de autodescarga del 50% mayor, una vida útil limitada y un mayor mantenimiento, y es más costosa que la batería NiCad.
Batería de plomo-ácido (almacenamiento de plomo)
La batería de plomo-ácido se utiliza para proporcionar la potencia de arranque en prácticamente todos los automóviles y motores marinos del mercado. Las baterías marinas y de automóvil generalmente consisten en múltiples celdas conectadas en serie. El voltaje total generado por la batería es el potencial por celda (E ° celda ) multiplicado por el número de celdas.
Como se muestra en la Figura ( PageIndex {3} ), el ánodo de cada celda en una batería de almacenamiento de plomo es una placa o rejilla de metal esponjoso y el cátodo es una rejilla similar que contiene dióxido de plomo en polvo ( (PbO_2 )). El electrolito suele ser una solución de aproximadamente 37% (en masa) de ácido sulfúrico en agua, con una densidad de 1,28 g / ml (aproximadamente 4,5 M (H_2SO_4 )). Debido a que las especies activas redox son sólidas, no hay necesidad de separar los electrodos. Las reacciones de los electrodos en cada celda durante la descarga son las siguientes:
[PbO_ {2 (s)} + HSO ^ −_ {4 (aq)} + 3H ^ + _ {(aq)} + 2e ^ – rightarrow PbSO_ {4 (s)} + 2H_2O _ {( l)} label {Eq17} ]
con (E ^ ° _ {cátodo} = 1.685 ; V )
[Pb _ {(s)} + HSO ^ −_ {4 (aq)} rightarrow PbSO_ {4 (s)} + H ^ + _ {(aq)} + 2e ^ – label {Eq18} ]
con (E ^ ° _ {ánodo} = −0.356 ; V )
[Pb _ {(s)} + PbO_ {2 (s)} + 2HSO ^ −_ {4 (aq)} + 2H ^ + _ {(aq)} rightarrow 2PbSO_ {4 (s)} + 2H_2O _ {(l)} label {Eq19} ]
y (E ^ ° _ {cell} = 2.041 ; V )
A medida que se descarga la celda, se forma un polvo de (PbSO_4 ) en los electrodos. Además, se consume ácido sulfúrico y se produce agua, disminuyendo la densidad del electrolito y proporcionando una forma conveniente de controlar el estado de una batería simplemente midiendo la densidad del electrolito. Esto a menudo se hace con el uso de un hidrómetro.
Se puede usar un hidrómetro para probar la gravedad específica de cada celda como una medida de su estado de carga ( https://www.youtube.com/watch?v=SRcOqfL6GqQ ) .
Cuando se aplica un voltaje externo superior a 2,04 V por celda a una batería de plomo-ácido, las reacciones del electrodo se invierten y (PbSO_4 ) se convierte nuevamente en plomo metálico y (PbO_2 ). Sin embargo, si la batería se recarga con demasiada fuerza, puede producirse electrólisis de agua:
[2H_2O _ {(l)} rightarrow 2H_ {2 (g)} + O_ {2 (g)} label {EqX} ]
Esto da como resultado la evolución del gas de hidrógeno potencialmente explosivo. Las burbujas de gas formadas de esta manera pueden desalojar algunas de las partículas (PbSO_4 ) o (PbO_2 ) de las rejillas, lo que les permite caer al fondo de la celda, donde pueden acumularse y causar un cortocircuito interno. . Por lo tanto, el proceso de recarga debe controlarse cuidadosamente para optimizar la vida útil de la batería. Sin embargo, con el cuidado adecuado, una batería de plomo-ácido se puede descargar y recargar miles de veces. En los automóviles, el alternador suministra la corriente eléctrica que hace que la reacción de descarga se revierta.
Pilas de combustible
Una celda de combustible es una celda galvánica que requiere un suministro externo constante de reactivos porque los productos de la reacción se eliminan continuamente. A diferencia de una batería, no almacena energía química o eléctrica; Una pila de combustible permite extraer energía eléctrica directamente de una reacción química. En principio, este debería ser un proceso más eficiente que, por ejemplo, quemar el combustible para impulsar un motor de combustión interna que hace girar un generador, que generalmente es menos del 40% eficiente, y de hecho, la eficiencia de una celda de combustible es generalmente entre 40% y 60%. Desafortunadamente, importantes problemas de costo y confiabilidad han obstaculizado la adopción a gran escala de celdas de combustible. En la práctica, su uso se ha restringido a aplicaciones en las que la masa puede ser un factor de costo significativo, como los vehículos espaciales tripulados de EE. UU.
Estos vehículos espaciales usan una celda de combustible de hidrógeno / oxígeno que requiere una entrada continua de H 2 (g) y O 2 (g), como se ilustra en la Figura ( Índice de página {4} ). Las reacciones del electrodo son las siguientes:
[O_ {2 (g)} + 4H ^ + + 4e ^ – rightarrow 2H_2O _ {(g)} label {Eq20} ]
[2H_ {2 (g)} rightarrow 4H ^ + + 4e ^ – label {Eq21} ]
[2H_ {2 (g)} + O_ {2 (g)} rightarrow 2H_2O _ {(g)} label {Eq22} ]
La reacción general representa una conversión esencialmente libre de contaminación de hidrógeno y oxígeno en agua, que en los vehículos espaciales se recolecta y utiliza. Aunque este tipo de pila de combustible debería producir 1,23 V en condiciones estándar, en la práctica el dispositivo alcanza solo 0,9 V. Una de las principales barreras para lograr una mayor eficiencia es el hecho de que la reducción de cuatro electrones de (O_2 (g) ) en el cátodo es intrínsecamente lento, lo que limita la corriente que se puede lograr. Todos los principales fabricantes de automóviles tienen importantes programas de investigación que involucran celdas de combustible: uno de los objetivos más importantes es el desarrollo de un mejor catalizador para la reducción de (O_2 (g) ).