Cel·la electroquímica
Una cel electroquímica és un dispositiu capaç d'obtenir energia elèctrica a partir de reaccions químiques, o bé, de produir reaccions químiques a través de la introducció d'energia elèctrica. Un exemple comú de cel electroquímica és la "pila" estàndard de 1,5 volts. En realitat, una "pila" és una cel galvànica simple, mentre una bateria consta de diverses cel connectades en sèrie.
Tipus de cel electroquímiques
Hi ha dos tipus fonamentals de cel i en ambdues té lloc una reacció redox, i la conversió o transformació d'un tipus d'energia en una altra:
- La cel fotovoltaica transforma una reacció química espontània en un corrent elèctric, com les pila si bateria s. També reben els noms de cel galvànica , pila galvànica o pila fotovoltaica . Són molt utilitzades per la qual cosa la majoria dels exemples i imatges d'aquest article estan referits a elles.
- La cel electrolítica transforma una corrent elèctric en una reacció química de oxidació-reducció que no té lloc de manera espontània. En moltes d'aquestes reaccions es descompon una substància química per la qual cosa aquest procés rep el nom de electròlisi. També reben els noms de cel la electrolítica o cuba electrolítica . A diferència de la cel fotovoltaica, a la cèl lula electrolítica, els dos elèctrodes no necessiten estar separats, de manera que hi ha un sol recipient en què tenen lloc les dues semireaccions.
Les semiceldas o semireaccions en una cel fotovoltaica
Una cel galvànica o cel fotovoltaica consta de dues semiceldas o semicélulas connectades elèctricament mitjançant un conductor metàl·lic, i també mitjançant un pont salí. Cada semicélula consta d'un elèctrode i un electròlit. Les dues semicélulas poden utilitzar el mateix electròlit, o poden utilitzar electròlits diferents. Les reaccions químiques a la cel poden implicar l'electròlit, als elèctrodes o una substància externa (com en les piles de combustible que pot utilitzar l'hidrogen gasós com reactiu). En una cel voltaica completa, les espècies químiques d'una semicelda perden electrons (oxidació) cap a la seva elèctrode mentre que les espècies de l'altra semicelda guanyen electrons (reducció) des de la seva elèctrode. Un pont salí s'utilitza sovint per a proporcionar un contacte iònic entre les dues mitjanes cel amb electròlits diferents, per evitar que les solucions es barregin i provoquin reaccions colaterals no desitjades. [1] Aquest pont salí pot ser simplement una tira de paper de filtre amarat en solució saturada de nitrat de potassi. Altres dispositius per aconseguir la separació de les dissolucions són atuells poroses i dissolucions gelificada. Un recipient porós s'utilitza a la pila de Bunsen (dreta).
També se'ls anomena semireaccions ja que en cadascuna d'ella té lloc una part de la reacció redox:
Reacció de equilibri
Cada semicelda té una tensió característica anomenada potencial de semicelda o potencial de reducció. Les diferents substàncies que poden ser escollides per a cada semicelda donen lloc a diferents diferències de potencial de la cel completa, que és el paràmetre que pot ser mesurat. No es pot mesurar el potencial de cada semicelda, sinó la diferència entres els potencials d'ambdues. Cada reacció està experimentant una reacció de equilibri entre els diferents estats d'oxidació dels ions, quan s'assoleix l'equilibri, la cèl lula no pot proporcionar més tensió. A la semicelda que està patint la oxidació, com més a prop de l'equilibri es troba l'ió/àtom amb el estat d'oxidació més positiu, més potencial donarà aquesta reacció. De la mateixa manera, en la reacció de reducció, com més lluny de l'equilibri es troba l'ió/àtom amb l'estat d'oxidació més negatiu, més alt és el potencial.
Potencials d'elèctrode i força electromotriu d'una pila
El potencial o força electromotriu d'una pila es pot predir a través de la utilització dels potencials d'elèctrode, les tensions de cada semicelda. (Veure taula de potencials d'elèctrode estàndard). La diferència de voltatge entre els potencials de reducció de cada elèctrode dóna una predicció per al potencial mesurat de la pila.
No s'ha pogut entendre (funció '\E' desconeguda): {\displaystyle E_{pila}\ = \E_{c \acute{a}tot}\- \E_{\acute{a}node}}
Els potencials de pila tenen un rang possible des de 0 fins 6 volts. Les piles que fan servir electròlits dissolts en aigua generalment tenen potencials de cel menors de 2,5 volt s, ja que els oxidant si reductor és molt potents, que es requeririen per produir un major potencial, tendeixen a reaccionar amb l'aigua.
Tipus de cel galvàniques
Principals tipus
Les cel o cèl lules galvàniques es classifiquen en dues grans categories:
- Les cèl lules primàries transformen l'energia química a energia elèctrica, de manera irreversible (dins dels límits de la pràctica). Quan s'esgota la quantitat inicial de reactius presents a la pila, l'energia no pot ser fàcilment restaurada o tornada a la cel electroquímica per mitjans elèctrics. [2]
- Les cèl lules secundàries poden ser recarregades, és a dir, que poden revertir les seves reaccions químiques mitjançant el subministrament d'energia elèctrica a la cel, fins al restabliment de la seva composició original. [3]
Cel galvàniques primàries
Les cel galvàniques primàries poden produir corrent immediatament després de la seva connexió. Les piles recarregables estan destinades a ser utilitzades una sola vegada i són rebutjades posteriorment. Les piles recarregables no poden ser recarregades de manera fiable, ja que les reaccions químiques no són fàcilment reversibles i els materials actius no poden tornar a la seva forma original.
Generalment, tenen densitats d'energia més altes que les piles recarregables, [4] però les cèl lules un sol ús no van bé en aplicacions d'alt drenatge amb càrregues menors de 75 ohm s (75 Ω). [5]
Cel galvàniques secundàries
Les cel galvàniques secundàries ha de ser carregades abans del seu ús, de manera general són ensamblades amb materials i objectes actius en l'estat de baixa energia (descàrrega). Les cel galvàniques recarregables o piles galvàniques secundàries es poden regenerar (col·loquialment, recarregar) mitjançant l'aplicació d'una corrent elèctrica, que inverteix la reaccions químiques que es produeixen durant el seu ús. Els dispositius per al subministrament adequat d'aquests corrents que regeneren les substàncies actives que contenen la pila o bateria es diuen, de manera inapropiat, carregadors o recarregadors.
La forma més antiga de pila recarregable és la bateria de plom-àcid. [6] Aquesta cel electroquímica és notable, ja que conté un líquid àcid en un recipient segellat, la qual cosa requereix que la cel es mantingui en posició vertical i la zona d'estar ben ventilada per garantir la seguretat de la dispersió del gas hidrogen produït per aquestes cèl lules durant la sobrecàrrega. La cel de plom-àcid és també molt pesada per la quantitat d'energia elèctrica que pot subministrar. Tot i això, el seu baix cost de fabricació i els seus nivells de corrent de gran augment fan que la seva utilització sigui comú quan es requereix una gran capacitat (més de 10 A·h) o quan no importen el pes i l'escassa facilitat de maneig.
Un tipus millorat de la cel d'electròlit líquid és la cel de plom-àcid regulada per vàlvula de segellat (VRLA, per les seves sigles en anglès), popular a la indústria de l'automòbil com un substitut per a la cel humida de plom-àcid, perquè no necessita manteniment. La cel VRLA utilitza àcid sulfúric immobilitzat com electròlit, reduint la possibilitat de fuites i ampliant la vida útil. [7] S'ha aconseguit immobilitzar l'electròlit, generalment per alguna d'aquestes dues formes:
- Cel de gel que contenen un electròlit semi-sòlid per evitar vessaments.
- Cel de feltre de fibra de vidre absorbent, que absorbeixen l'electròlit en un material absorbent realitzat amb fibra de vidre especial.
Altres cèl lules portàtils recarregables són (en ordre de densitat de potència i, per tant, de cost cada vegada més grans): cel de níquel-cadmi (Ni-Cd), cel de níquel metall hidrur (NiMH ) i cel d'ions de liti (Li-ió). [8] De moment, les cel d'ió liti tenen la major quota de mercat entre les piles seques recarregables. [9] Mentrestant, les piles de NiMH han substituït les de Ni-Cd en la majoria de les aplicacions per la seva major capacitat, però les de NiCd segueixen usant-se en eines elèctriques, radis de dues vies, i equips mèdics. [9]
{{|Class = "wikitable"
! Bateria de níquel-cadmi (Ni-Cd)
! Bateria de níquel metall hidrur (NiMH)
! Bateria d'ió liti (Li-ió)
|----
|
|
|
|----
|Utilitzada en càmeres de vídeo ...
|Utilitzada en cambres fotogràfiques
i en petits dispositius electrònics
|Utilitzada en telèfons mòbils
|}
Alguns tipus de cel galvàniques
Cubas electrolítiques
El segon gran tipus de cel electroquímiques converteix l'energia d'un corrent elèctric en l'energia química dels productes d'una reacció que no es dóna de manera espontània en les condicions de treball d'aquesta cisterna. El voltatge d'aquesta corrent ha de ser major al que tindria la cel galvànica en què es produís el procés invers, de manera que també s'han de conèixer els potencials de reducció.
Exemple: Els potencials de reducció del coure (II)/coure i del zinc (II)/Zinc valen respectivament+0,34 V i -0,76 V. Una pila o cel galvànica que aprofités la reacció espontània Zn+Cu 2+ → Zn 2++Cu proporcionaria una força electromotriu de+0,34 V - (- 0,76 V) = 1,10 volts.
Si ara volem provocar la reacció contrària Cu+Zn 2+ → Cu 2++Zn per exemple per dipositar Zn sobre un objecte metàl·lic, haurem d'introduir una font d'alimentació que generi un corrent elèctric de més de 1,10 volts
Per tant, en la cèl lula electrolítica existeix igualment una reacció redox però ara està provocada per l'energia elèctrica de les càrregues que travessen la cisterna. Encara que ara hi ha un únic recipient, també hi ha dos semireaccions, una a cada elèctrode, ja que en cadascuna d'ella té lloc una part de la reacció redox:
- La pèrdua d'electrons (oxidació) té lloc en el ànode.
- El guany d'electrons (reducció) es produeix en el càtode.
Un exemple és l'electròlisi de l'aigua quan se li fa passar un corrent elèctric. No s'ha pogut entendre (error de sintaxi): {\displaystyle 2 \H_2O \ \to 2 \H_2 \+\O_2 }
Vegeu també
Referències
- ↑ ? id = _FJ8ljXZD7IC & pg = PA680 Química. American Chemical Society. Editorial Reverté, 2005. ISBN: 8429170014. Pàg 680
- ↑ Dingrando 675.
- ↑ Fink, Ch 11, Sec "Batteries and Fuel Cells. "
- ↑ Alkaline Manganès Dioxide Handbook and Application Manual (PDF). Energizer . Retrieved 25 August 2008.
- ↑ Buchmann, Isidor. Will secondary batteries replace primàries?. Battery University . Darrer accés: 6 Gener 2008.
- ↑ Buchmann, Isidor. Can the lead-acid battery competeix in modern times?. Battery University . Darrer accés: 2 set 2007.
- ↑ Dynasty VRLA Batteries and their Application. C & D Technologies, Inc Darrer accés: 26 agost 2008.
- ↑ What's the best battery?. Battery University . Darrer accés: 26 agost 2008.
- ↑ 9,0 9,1 Buchmann, Isidor. Battery statistics. Battery University . Darrer accés: 11 agost 2008.