LE PILE - anna onofri

LE PILE
Le celle galvaniche sfruttano le reazioni redox
per produrre elettricità
Le reazioni di ossidazione e riduzione (redox) comportano il
trasferimento di elettroni da una sostanza chimica all’altra.
L’energia delle batterie proviene da reazioni redox spontanee in
cui i processi di ossidazione (perdita di elettroni) e riduzione
(acquisto di elettroni) avvengono in compartimenti separati e il
trasferimento di elettroni si realizza attraverso un circuito
esterno.
I sistemi che forniscono elettricità in questo modo sono
chiamati celle galvaniche, o celle voltaiche.
• I dispositivi nei quali una reazione produce
corrente elettrica si chiamano celle
galvaniche.
• Quelli in cui la corrente elettrica è utilizzata
per far avvenire una reazione si chiamano
celle elettrolitiche.
• Esistono poi le celle reversibili (galvanica
+ elettrolitica)che costituiscono le pile
ricaricabili
20 • LE CELLE GALVANICHE SFRUTTANO LE REAZIONI REDOX PER PRODURRE
ELETTRICITÀ
Una cella galvanica. La cella è costituita da due semi-celle in cui
avvengono le due semi-reazioni di ossidazione e riduzione, collegate
da un circuito esterno e da un ponte salino. La reazione di cella è:
2Ag+(aq)+Cu(s) 2Ag(s)+Cu2+(aq)
Alessandro Volta (Como 1745-1827)
•Inventore della pila
•Scopritore del metano
•Luigi GalvaniBologna (1737-98)
•Elettricità animale
Una preparazione
sperimentale di rana, costituita della metà inferiore del corpo
dell’animale, con i nervi messi a nudo e un filo metallico
inserito nel canale vertebrale, si contrae vigorosamente
allorché uno dei collaboratori di Galvani tocca i nervi con un
bisturi, e contemporaneamente una scintilla scoppia da una
macchina elettrica distante.
Galvani conclude che una elettricit
à intrinseca è presente nell animale in stato di
disequilibrio, e i conduttori esterni inducono le contrazioni
permettendo il flusso di questa elettricità interna.
Secondo Galvani questa elettricità animale è accumulata
principalmente nel muscolo
Inizialmente condusse esperimenti con celle individuali collegate in
serie. Ogni cella era un calice da vino riempito di salamoia, nel quale
erano immersi due elettrodi dissimili. Nella pila elettrica i calici erano
sostituiti da cartone imbevuto di salamoia. Volta determinò che la
coppia più efficace di metalli dissimili producenti elettricità era
composta da zinco e rame.
La pila
• E’ un sistema elettrochimico che trasforma
l’energia chimica in energia elettrica,
sfruttando una reazione redox.
• Semireazione /semielemento della pila
20 • LE CELLE GALVANICHE SFRUTTANO LE REAZIONI REDOX PER PRODURRE
ELETTRICITÀ
La reazione complessiva, detta reazione di cella, si ottiene
sommando fra loro le due semi-reazioni dopo aver bilanciato il
numero di elettroni scambiati.
Le reazioni di cella si ottengono per somma delle semireazioni
La procedura utilizzata è quella descritta come metodo delle
semi-reazioni .
Nei sistemi elettrochimici, gli elettrodi sono chiamati catodo e
anodo.
In un qualsiasi sistema elettrochimico:
• il catodo è l'elettrodo su cui avviene la riduzione
(acquisto di elettroni);polo +
• l'anodo è l'elettrodo su cui avviene l'ossidazione
(perdita di elettroni); polo -
20 • LE CELLE GALVANICHE SFRUTTANO LE REAZIONI REDOX PER PRODURRE
ELETTRICITÀ
Trasformazioni che avvengono all'anodo e al catodo di una cella
galvanica rame-argento. All'anodo, gli ioni Cu2+ passano in soluzione
lasciando gli elettroni sull'elettrodo. Al catodo, gli ioni Ag+ lasciano la
soluzione e si trasformano in atomi di argento, acquistando elettroni
dalla superficie dell'elettrodo.
20 • LE CELLE GALVANICHE SFRUTTANO LE REAZIONI REDOX PER PRODURRE
ELETTRICITÀ
Nella cella galvanica sono presenti due tipi di conduzione
elettrica:
• conduzione metallica: avviene nel circuito esterno
della cella; la carica elettrica è trasportata grazie al
movimento degli elettroni. Questo tipo di conduzione è
caratteristica dei metalli.
• conduzione elettrolitica: avviene in una soluzione che
contiene soluti ionici e in un composto ionico allo stato
fuso; la carica elettrica è trasportata dal movimento degli
ioni.
20 • LE CELLE GALVANICHE SFRUTTANO LE REAZIONI REDOX PER PRODURRE
ELETTRICITÀ
Una cella galvanica può funzionare solo se le soluzioni delle
due semi-celle rimangono elettricamente neutre.
Il ponte salino consente lo spostamento di ioni necessario
per mantenere la neutralità delle soluzioni:
• i cationi si muovono in direzione del catodo
• gli anioni si muovono in direzione dell'anodo
L'anodo acquista polarità negativa perché gli elettroni
lasciati sull'anodo dal Cu conferiscono all'elettrodo una
leggera carica negativa.
Il catodo ha polarità positiva perché gli ioni Ag+ strappano
elettroni all’elettrodo che si carica così positivamente.
20 • LE CELLE GALVANICHE SFRUTTANO LE REAZIONI REDOX PER PRODURRE
ELETTRICITÀ
Un diagramma di cella standard descrivere sinteticamente
una cella galvanica.
Il diagramma di cella per la cella rame-argento è il seguente:
Cu(s)|Cu2+(aq)||Ag+(aq)|Ag(s)
(anodo)
(catodo)
• la semi-cella dell'anodo viene descritta per convenzione
sulla sinistra, iniziando dal materiale di cui è costituito
l'anodo;
• la semi-cella del catodo è descritta sulla destra,
scrivendo in ultima posizione il materiale di cui è costituito
il catodo;
• la singola barra verticale rappresenta il confine di fase;
• la doppia barra verticale rappresenta il ponte salino.
La spontaneità della reazione determina se la cella è
galvanica o elettrolitica.
spontanea: galvanica
non spontanea : elettrolitica
Da chi dipende?
Dalla coppia ossidante/riducente
Si prende come riferimento l’IDROGENO.)(f.e.m.=0 V)
Si misura la differenza di potenziale (o f.e.m.)
accoppiandolo via via a altri elettrodi con diverse
sostanze.
Scala di potenziali standard di ossidoriduzione
E > 0V : si riduce
E< 0 V : si ossida
Le sostanze che si trovano sulla
sinistra della doppia freccia sono
agenti ossidanti perché si riducono
durante la reazione diretta. I
migliori ossidanti sono quelli che si
riducono più facilmente e si
trovano in alto nella tabella (per
es. F2).
Le sostanze che si trovano sulla
destra della doppia freccia sono
agenti riducenti perché si ossidano
durante la reazione inversa. I
migliori riducenti sono quelli che si
trovano in basso nella tabella (per
es. Li).
20 • ELETTROCHIMICA
I potenziali standard di riduzione consentono
di prevedere la spontaneità delle reazioni
Le semi-reazioni e i potenziali standard di riduzione possono essere
usati per prevedere la spontaneità di una reazione.
La semi-reazione con il potenziale di riduzione più positivo avviene
sempre nel senso in cui è scritta (cioè come riduzione), mentre l'altra
semi-reazione si svolge in senso contrario (come ossidazione).
I potenziali di riduzione sono elencati, nella scala dei potenziali redox,
secondo un ordine decrescente quindi in una reazione spontanea, i
reagenti si trovano sulla sinistra della semireazione più in alto e sulla
destra della semi-reazione più in basso.
In una cella galvanica, il potenziale di cella della reazione spontanea è
sempre positivo. Se il potenziale di cella dovesse risultare negativo, è
spontanea la reazione inversa.
20 • I POTENZIALI STANDARD DI RIDUZIONE CONSENTONO DI PREVEDERE LA
SPONTANEITÀ DELLE REAZIONI
Le batterie sono applicazioni pratiche delle
celle galvaniche
Le celle galvaniche, comunemente note come batterie, possono
essere classificati come:
• celle primarie o pile, celle non ricaricabili che devono
essere smaltite dopo l'uso;
• celle secondarie o accumulatori, celle ricaricabili
progettate per usi prolungati.
Una batteria è un insieme di celle
collegate in serie.
Quando sono collegate in serie il
voltaggio di ogni cella si somma.
PILA
=
INSIEME DI CELLE
GALVANICHE
CHE GENERANO
ENERGIA
SFRUTTANDO UNA
REDOX SPONTANEA
20 • LE BATTERIE SONO APPLICAZIONI PRATICHE DELLE CELLE GALVANICHE
Batteria al piombo
La batteria al piombo da 12
V, comunemente impiegata
nelle automobili, è
costituita da sei celle.
L'anodo di ogni cella è
costituito da piastre di
piombo e il catodo da altre
piastre rivestite con
diossido di piombo; l'acido
solforico è l'elettrolita.
La batteria può essere ricaricata mediante il collegamento con una
sorgente di energia elettrica esterna.
La reazione netta che avviene in ciascuna cella è:
PbO2 (s) + Pb(s) + 2H + (aq) + 2HSO4− (aq) → 2PbSO4 (s) + 2H2O
BATTERIA AL PIOMBO
Partenza, luci, stereo, quando l’auto è in movimento la batteria viene
ricaricata da un alternatore alimentato dal motore.
Le batterie al piombo, (come quelle utilizzate per tutti i mezzi di
trasporto dalle automobili alle barche o per alimentate i gruppi di
continuità di ospedali, centrali elettriche o telefoniche), una volta
esaurite, possono costituire un potenziale pericolo per l'ambiente, in
quanto contengono componenti di elevata tossicità: il piombo, un
metallo pesante e quindi tossico nocivo e l'elettrolita, ossia l'acido
solforico, liquido particolarmente corrosivo e inquinato da piombo. In
Italia già da vent'anni viene effettuato sistematicamente il recupero e
il riciclo delle batterie piombose .
E’ possibile estrarre il piombo per riutilizzarlo riducendo così gli
sprechi. Tale raccolta è stata realizzata fin da subito con successo visto
che le batterie esaurite vengono abitualmente lasciate agli elettrauto i
quali si occupano poi di avviarle verso lo smaltimento e il recupero.
Questa seconda fase è invece affidata al Cobat (Consorzio
Obbligatorio per le Batterie al Piombo Esauste e i Rifiuti
Piombosi), ente istituito nel 1988 tramite legge nazionale, proprio per
far fronte a queste esigenze.
Pila allo zinco-diossido di manganese Pile a secco
Si tratta di una cella primaria
da 1,5 V.
I maggiori vantaggi sono il
costo relativamente basso e il
fatto che funzioni senza
fuoriuscita di materiale.
Uno svantaggio è la sua rapida
scarica in condizioni di forte
assorbimento di corrente.
La reazione che si svolge all'anodo è l'ossidazione dello zinco:
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2eLa reazione al catodo è complessa e forma una miscela di prodotti.
Una delle reazioni principali è la seguente:
2MnO2(s) + 2NH4+(aq) + 2e- → Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O
Pile a secco
•
•
•
Calcolatrici, orologi, torce, giocattoli
A secco: fa uso di una pasta e non di una soluzione acquosa.
Possono essere acide o alcaline
– Acida: zinco carbone
• La pila zinco-carbone ha numerosi svantaggi: il contatto fisico Zn e MnO2 e
l'ambiente acido della pila non impediscono la reazione di ossidoriduzione
anche a riposo, rendendo relativamente elevato il processo di scarica a
riposo .
• Un problema aggiuntivo è dato dall'assottigliamento della parete di zinco
della pila a causa della semireazione di ossidazione. Questo porta a
problemi di perdita del contenuto interno.
• Tutti questi limiti hanno impedito alle pile zinco-carbone di rimanere
competitive ed essere così sostituite gradualmente dalle pile alcaline. Sono
comunque più economiche di quest'ultime e restano ancora oggi reperibili
sul mercato.
– Alcalina
• Componenti simili ma nella pasta c’è KOH e NaOH
• Più costose, più efficienti durano più a lungo
Pila alcalina a secco
I reagenti sono
sempre Zn e
MnO2, ma
l'ambiente è basico.
Il voltaggio è di
circa 1,54 V.
Ha una durata
maggiore e può
fornire correnti elevate
per tempi più lunghi rispetto alla normale
pila zincocarbonio.
Le reazioni di semi-cella sono:
Zn(s) + 2OH-(aq) → ZnO(s) + H2O + 2e2MnO2(s) + H2O + 2e-
→
Mn2O3(s) + 2OH-(aq)
Zn(s) + 2MnO2(s)
→
(anodo)
(catodo)
ZnO(s) + Mn2O3(s)
piccole dimensioni, a forma di bottone, per orologi,
calcolatrici, macchine fotografiche ed altri oggetti
elettronici di piccole dimensioni.
Pila all’ossido di argento
Sono celle primarie di piccole
dimensioni che generano 1,5 V.
Sostituiscono le vecchie pile al
mercurio, molto pericolose da un
punto di vista ambientale.
Sono molto costose perché
contengono argento.
L'elettrolita è basico.
Le reazioni di semi-cella sono:
Zn(s) + 2OH-(aq) → Zn(OH)2(s) + 2eAg2O(s) + H2O + 2e-
→
Zn(s) + Ag2O(s) + H2O
2Ag(s) + 2OH-(aq)
→
(anodo)
(catodo)
Zn(OH)2(s) + 2Ag(s
Batteria al nichel-cadmio , ricaricabili
Sono celle secondaria con un
voltaggio di circa 1,4 V.
Possiedono un'elevata densità di
energia (energia disponibile per unità
di volume) .
Sono in grado di liberare o assorbire
rapidamente l'energia.
Il loro smaltimento crea problemi a
causa della tossicità del cadmio.
Le reazioni di semi-cella sono:
Cd(s) + 2OH-(aq) → Cd(OH)2(s) + 2e- (anodo)
NiO2(s) + 2H2O + 2e-
→
Cd(s) + NiO2(s) + 2H2O
Ni(OH)2(s) + 2OH-(aq) (catodo)
→
Ni(OH)2(s) + Cd(OH)2(s)
Batterie zinco-aria
•
dimensione e forma di un bottone e sono utilizzate per apparecchi acustici da
applicare all'orecchio dei non udenti, per misuratori di telemetria cardiaci ed altri
apparecchi medici. Trovano applicazioni anche per telecamere ed altri oggetti.
Batterie al litio
orologi, macchine fotografiche, calcolatrici, telecomandi auto
per chiusura centralizzata, apparati impiantabili per via
chirurgica (pacemakers, defibrillatori impiantabili, impianti
cocleari, sensori di glucosio, ecc.), oggetti elettronici di vario
tipo.
All'anodo avviene la semireazione di ossidazione:
Li → Li+ + e−
Al catodo avviene la semireazione di riduzione:
MnO2 + Li+ + e− → LiMnO2
Pila a combustibile
Si tratta di celle in cui i
reagenti agli elettrodi
sono riforniti
continuamente.
Hanno un’elevata
efficienza termodinamica.
Non danno problemi di
inquinamento.
Le reazioni di semi-cella sono:
O2(g) + 2H2O + 4e- → 4OH-(aq) (anodo)
2 × (H2(g) + 2OH-(aq) → 2H2O + 2e-) (catodo)
2H2(g) + O2(g) → 2H2O
20 • ELETTROCHIMICA
Chimica e tecnologia
Batterie innovative ad alte prestazioni.
Le caratteristiche più importanti per una batteria sono:
• Durata
• Velocità di erogazione dell’energia
• Densità dell’energia (energia disponibile per unità di
volume)
• Energia specifica (rapporto tra energia disponibile e peso
della batteria)
20 • CHIMICA E TECNOLOGIA
Batteria al nichel-idruro metallico
Sono chiamate batterie
Ni-MH.
Sono simili alle batterie
nicad ma il reagente
all'anodo è l'idrogeno
Il termine idruro
metallico indica
una lega metallica (es.
LaNi5 e Mg2Ni) che
trattiene l'idrogeno.
Il catodo è costituito da
NiO(OH) e l'elettrolita è
una soluzione di KOH.
Il loro vantaggio principale, rispetto alla batteria nicad, è quello di
poter immagazzinare il 50 % dell'energia in più a parità di
volume.
Tendono a scaricarsi spontaneamente in modo piuttosto rapido,
perdendo la loro carica anche quando non sono in funzione.
20 • CHIMICA E TECNOLOGIA
Batterie al litio
Nella tabella dei potenziali redox il litio è il metallo che ha
il valore maggiormente negativo e viene quindi ossidato
con grande facilità.
È un metallo molto leggero e una batteria che impieghi il
litio come reagente sarà altrettanto leggera.
L’estrema facilità con cui il metallo reagisce con l’acqua
rappresenta il problema principale.
20 • CHIMICA E TECNOLOGIA
Batterie al litio-diossido di manganese
Rappresenta circa l’80 % di tutte le celle primarie al litio.
Impiega un anodo di litio solido e un catodo costituito da
ossido di manganese(IV), MnO2, trattato termicamente.
L’elettrolita è una miscela di solventi organici che
contengono disciolto un sale di litio.
Produce un voltaggio sotto carico di 2,8 V.
Produce, a parità di peso, una quantità di energia più che
doppia rispetto alle normali pile.
Ha anche una durata molto lunga (circa 7 anni) e non
deperisce se non viene usata.
20 • CHIMICA E TECNOLOGIA
Batteria allo ione litio
Fa uso degli ioni al posto del litio metallico.
Il suo funzionamento si basa sul trasferimento di ioni Li+
da un elettrodo all’altro attraverso l’elettrolita.
Gli ioni Li+ sono in grado di scorrere fra gli strati di atomi
all’interno dei cristalli di certe sostanze (un processo
chiamato intercalazione).
Può generare circa 3,7 V, un voltaggio che equivale a
quello di tre batterie Ni-Cd collegate in serie e ha una
densità di energia doppia rispetto alla batteria standard
Ni-Cd.
20 • CHIMICA E TECNOLOGIA
Batteria allo ione litio
A) Durante la ricarica, l'applicazione di un potenziale spinge gli eattraverso il circuito esterno e causa lo spostamento degli ioni
litio dall'elettrodo di LiCoO2 all'elettrodo di grafite. B) Durante la
scarica, gli ioni litio migrano spontaneamente verso l'elettrodo di
LiCoO2 e gli e- scorrono nel circuito esterno per bilanciare la
carica.
Lo smaltimento
Dal 1°gennaio 2009, in virtù del D.Lgs. 188, datato 20 Novembre 2008, è
stato esteso in Italia l'obbligo di recupero alle pile e agli accumulatori non
basati sull'uso di piombo bensì sull'impiego di altri metalli o composti. Tale
decreto recepisce e rende effettiva la direttiva europea 2006/66/CE.
Ad essere incluse sono:
• le batterie primarie (cioè le pile non ricaricabili) di tipo:
- Zinco-Carbone (per apparecchi a basso consumo, per es. sveglie)
- Alcalino-Manganese (per apparecchi ad elevato fabbisogno di energia, per
es. walkman)
- Litio (ad esempio, per fotocamere, orologi da polso o calcolatrici tascabili)
- Zinco-Aria (batterie per usi specifici, ad esempio apparecchi acustici)
- Ossido d'Argento (celle a bottone, ad esempio per orologi o calcolatrici
tascabili)
le batterie secondarie/ricaricabili (vale a dire accumulatori):
- Piombo (utilizzati per l'alimentazione automobili e camion)
- Nichel-Cadmio (batterie economiche per apparecchi ad elevato consumo
di energia)
- Nichel-Idruro metallico (per giocattoli, videocamere, apparecchi radio;
meno nocive degli accumulatori al nichel-cadmio)
- Ioni e polimeri di litio (per cellulari, notebook o fotocamere digitali)