Célula electroquímica
Una celda electroquímica es un dispositivo capaz de generar energía eléctrica a partir de reacciones químicas o de utilizar energía eléctrica para provocar reacciones químicas. Las celdas electroquímicas que generan corriente eléctrica se denominan celdas voltaicas o galvánicas y las que generan reacciones químicas, por ejemplo vía electrólisis, se denominan celdas electrolíticas. Un ejemplo común de una celda galvánica es una celda estándar de 1,5 voltios destinada al uso del consumidor. Una batería consta de una o más celdas, conectadas en paralelo, en serie o en un patrón de serie y paralelo.
Célula electrolítica
Una celda electrolítica es una celda electroquímica que impulsa una reacción redox no espontánea mediante la aplicación de energía eléctrica. A menudo se usan para descomponer compuestos químicos, en un proceso llamado electrólisis; la palabra griega lysis significa romper.
Ejemplos importantes de electrólisis son la descomposición del agua en hidrógeno y oxígeno, y la bauxita en aluminio y otros productos químicos. La galvanoplastia (por ejemplo, de cobre, plata, níquel o cromo) se realiza mediante una celda electrolítica. La electrólisis es una técnica que utiliza una corriente eléctrica continua (CC).
Una celda electrolítica tiene tres componentes: un electrolito y dos electrodos (un cátodo y un ánodo). El electrolito suele ser una solución de agua u otros disolventes en los que se disuelven los iones. Las sales fundidas como el cloruro de sodio también son electrolitos. Cuando son impulsados por un voltaje externo aplicado a los electrodos, los iones en el electrolito son atraídos a un electrodo con la carga opuesta, donde pueden ocurrir reacciones de transferencia de carga (también llamadas faradaicas o redox). Solo con un potencial eléctrico externo (es decir, voltaje) de polaridad correcta y suficiente magnitud puede una celda electrolítica descomponer un compuesto químico normalmente estable o inerte en la solución. La energía eléctrica proporcionada puede producir una reacción química que de otro modo no ocurriría espontáneamente.
Celda galvánica o celda voltaica
Una celda galvánica, o celda voltaica, que lleva el nombre de Luigi Galvani o Alessandro Volta respectivamente, es una celda electroquímica que obtiene energía eléctrica a partir de reacciones redox espontáneas que tienen lugar dentro de la celda. Generalmente consta de dos metales diferentes conectados por un puente salino, o semiceldas individuales separadas por una membrana porosa.
Volta fue el inventor de la pila voltaica, la primera batería eléctrica. En el uso común, la palabra "batería" ha llegado a incluir una sola celda galvánica, pero una batería propiamente consiste en múltiples celdas.
Celda principal
Una celda primaria es una batería galvánica que está diseñada para usarse una vez y desecharse, en contraste con una celda secundaria (batería recargable), que puede recargarse con electricidad y reutilizarse. En general, la reacción electroquímica que ocurre en la celda no es reversible, lo que hace que la celda no sea recargable. Cuando se usa una celda primaria, las reacciones químicas en la batería consumen los químicos que generan la energía; cuando se acaban, la batería deja de producir electricidad y es inútil. Por el contrario, en una celda secundaria, la reacción se puede revertir haciendo pasar corriente a la celda con un cargador de batería para recargarla, regenerando los reactivos químicos. Las celdas primarias se fabrican en una variedad de tamaños estándar para alimentar pequeños electrodomésticos, como linternas y radios portátiles.
Las baterías primarias representan aproximadamente el 90 % del mercado de baterías de $50 mil millones, pero las baterías secundarias han ido ganando participación de mercado. Alrededor de 15 mil millones de baterías primarias se desechan en todo el mundo cada año, y prácticamente todas terminan en vertederos. Debido a los metales pesados tóxicos y los ácidos o álcalis fuertes que contienen, las baterías son desechos peligrosos. La mayoría de los municipios los clasifican como tales y exigen su eliminación por separado. La energía necesaria para fabricar una batería es unas 50 veces mayor que la energía que contiene. Debido a su alto contenido de contaminantes en comparación con su pequeño contenido de energía, la batería primaria se considera una tecnología derrochadora y perjudicial para el medio ambiente. Debido principalmente al aumento de las ventas de dispositivos inalámbricos y herramientas inalámbricas, que no pueden alimentarse económicamente con baterías primarias y vienen con baterías recargables integrales, la industria de baterías secundarias tiene un gran crecimiento y lentamente ha ido reemplazando la batería primaria en productos de alta gama.
Celda secundaria
Una celda secundaria, comúnmente conocida como batería recargable, es una celda electroquímica que puede funcionar como una celda galvánica y una celda electrolítica. Esto se usa como una forma conveniente de almacenar electricidad: cuando la corriente fluye en una dirección, los niveles de uno o más químicos se acumulan (carga); mientras se descarga, se reducen y la fuerza electromotriz resultante puede realizar trabajo.
Una celda secundaria común es la batería de plomo-ácido. Esto se puede encontrar comúnmente como baterías de automóviles. Se utilizan por su alto voltaje, bajo costo, confiabilidad y larga vida útil. Las baterías de plomo-ácido se utilizan en un automóvil para arrancar un motor y hacer funcionar los accesorios eléctricos del automóvil cuando el motor no está en marcha. El alternador, una vez que el coche está en marcha, recarga la batería.
Pila de combustible
Una celda de combustible es una celda electroquímica que convierte la energía química de un combustible en electricidad a través de una reacción electroquímica del combustible de hidrógeno con oxígeno u otro agente oxidante. Las celdas de combustible se diferencian de las baterías en que requieren una fuente continua de combustible y oxígeno (generalmente del aire) para mantener la reacción química, mientras que en una batería la energía química proviene de los productos químicos que ya están presentes en la batería. Las celdas de combustible pueden producir electricidad continuamente mientras se les suministre combustible y oxígeno.
Las primeras celdas de combustible se inventaron en 1838. El primer uso comercial de las celdas de combustible se produjo más de un siglo después en los programas espaciales de la NASA para generar energía para satélites y cápsulas espaciales. Desde entonces, las pilas de combustible se han utilizado en muchas otras aplicaciones. Las celdas de combustible se utilizan para energía primaria y de respaldo para edificios comerciales, industriales y residenciales y en áreas remotas o inaccesibles. También se utilizan para impulsar vehículos de pila de combustible, como carretillas elevadoras, automóviles, autobuses, barcos, motocicletas y submarinos.
Hay muchos tipos de celdas de combustible, pero todas constan de un ánodo, un cátodo y un electrolito que permite que los iones de hidrógeno cargados positivamente (protones) se muevan entre los dos lados de la celda de combustible. En el ánodo, un catalizador hace que el combustible experimente reacciones de oxidación que generan protones (iones de hidrógeno cargados positivamente) y electrones. Los protones fluyen del ánodo al cátodo a través del electrolito después de la reacción. Al mismo tiempo, los electrones se extraen del ánodo al cátodo a través de un circuito externo, produciendo electricidad de corriente continua. En el cátodo, otro catalizador hace que los iones de hidrógeno, los electrones y el oxígeno reaccionen, formando agua. Las pilas de combustible se clasifican por el tipo de electrolito que utilizan y por la diferencia en el tiempo de arranque, que va desde 1 segundo para las pilas de combustible de membrana de intercambio de protones (pilas de combustible PEM o PEMFC) hasta 10 minutos para las pilas de combustible de óxido sólido (SOFC).. Una tecnología relacionada son las baterías de flujo, en las que el combustible se puede regenerar mediante recarga. Las celdas de combustible individuales producen potenciales eléctricos relativamente pequeños, alrededor de 0,7 voltios, por lo que las celdas se 'apilan', o se colocan en serie, para crear el voltaje suficiente para cumplir con los requisitos de una aplicación. Además de electricidad, las celdas de combustible producen agua, calor y, dependiendo de la fuente de combustible, cantidades muy pequeñas de dióxido de nitrógeno y otras emisiones. La eficiencia energética de una pila de combustible está generalmente entre el 40 y el 60 %; sin embargo, si el calor residual se captura en un esquema de cogeneración, se pueden obtener eficiencias de hasta el 85%.
El mercado de las pilas de combustible está creciendo y, en 2013, Pike Research estimó que el mercado de las pilas de combustible estacionarias alcanzará los 50 GW en 2020.
Medias celdas
Una celda electroquímica consta de dos semiceldas. Cada media celda consta de un electrodo y un electrolito. Las dos medias celdas pueden usar el mismo electrolito o pueden usar electrolitos diferentes. Las reacciones químicas en la celda pueden involucrar el electrolito, los electrodos o una sustancia externa (como en las celdas de combustible que pueden usar gas hidrógeno como reactivo). En una celda electroquímica completa, las especies de una semicelda pierden electrones (oxidación) hacia su electrodo, mientras que las especies de la otra semicelda ganan electrones (reducción) de su electrodo.
A menudo se emplea un puente salino (p. ej., papel de filtro empapado en KNO3, NaCl o algún otro electrolito) para proporcionar contacto iónico entre dos semiceldas con electrolitos diferentes, pero evita que las soluciones se mezclen y provoquen reacciones secundarias no deseadas. Una alternativa a un puente salino es permitir el contacto directo (y la mezcla) entre las dos medias celdas, por ejemplo, en la electrólisis simple del agua.
A medida que los electrones fluyen de una semicelda a otra a través de un circuito externo, se establece una diferencia de carga. Si no se proporcionara un contacto iónico, esta diferencia de carga evitaría rápidamente el flujo adicional de electrones. Un puente de sal permite el flujo de iones negativos o positivos para mantener una distribución de carga de estado estacionario entre los recipientes de oxidación y reducción, mientras mantiene los contenidos separados. Otros dispositivos para lograr la separación de soluciones son los recipientes porosos y las soluciones gelificadas. Se utiliza un recipiente poroso en la celda de Bunsen (derecha).
Reacción de equilibrio
Cada media celda tiene un voltaje característico. Varias opciones de sustancias para cada media celda dan diferentes diferencias de potencial. Cada reacción está experimentando una reacción de equilibrio entre diferentes estados de oxidación de los iones: cuando se alcanza el equilibrio, la celda no puede proporcionar más voltaje. En la semicelda que se está oxidando, cuanto más cerca esté el equilibrio del ion/átomo con el estado de oxidación más positivo, más potencial proporcionará esta reacción. Asimismo, en la reacción de reducción, cuanto más cerca esté el equilibrio del ion/átomo con el estado de oxidación más negativo, mayor será el potencial.
Potencial de celda
El potencial de la celda se puede predecir mediante el uso de potenciales de electrodo (los voltajes de cada media celda). Estos potenciales de media celda se definen en relación con la asignación de 0 voltios al electrodo de hidrógeno estándar (SHE). (Ver tabla de potenciales de electrodo estándar). La diferencia de voltaje entre los potenciales de los electrodos da una predicción para el potencial medido. Al calcular la diferencia de voltaje, primero se deben reescribir las ecuaciones de reacción de media celda para obtener una ecuación de oxidación-reducción balanceada.
- Invierta la reacción de reducción con el potencial más pequeño (para crear una reacción de oxidación/sobretodo potencial celular positivo)
- Las medias reacciones deben ser multiplicadas por enteros para lograr el equilibrio de electrones.
Los potenciales de celda tienen un rango posible de aproximadamente cero a 6 voltios. Las celdas que utilizan electrolitos a base de agua generalmente se limitan a potenciales de celda inferiores a aproximadamente 2,5 voltios debido a la alta reactividad de los poderosos agentes oxidantes y reductores con el agua que se necesita para producir un voltaje más alto. Son posibles potenciales de celda más altos con celdas que usan otros solventes en lugar de agua. Por ejemplo, las celdas de litio con un voltaje de 3 voltios están comúnmente disponibles.
El potencial de celda depende de la concentración de los reactivos, así como de su tipo. A medida que se descarga la celda, la concentración de los reactivos disminuye y el potencial de la celda también disminuye.
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