Célula eletroquímica
Uma célula eletroquímica é um dispositivo capaz de gerar energia elétrica a partir de reações químicas ou usar energia elétrica para causar reações químicas. As células eletroquímicas que geram uma corrente elétrica são chamadas de células voltaicas ou galvânicas e aquelas que geram reações químicas, via eletrólise por exemplo, são chamadas de células eletrolíticas. Um exemplo comum de uma célula galvânica é uma célula padrão de 1,5 volts destinada ao uso do consumidor. Uma bateria consiste em uma ou mais células, conectadas em padrão paralelo, série ou série e paralelo.
Célula eletrolítica
Uma célula eletrolítica é uma célula eletroquímica que conduz uma reação redox não espontânea através da aplicação de energia elétrica. Eles são frequentemente usados para decompor compostos químicos, em um processo chamado eletrólise – a palavra grega lysis significa quebrar.
Exemplos importantes de eletrólise são a decomposição da água em hidrogênio e oxigênio e da bauxita em alumínio e outros produtos químicos. A galvanoplastia (por exemplo, de cobre, prata, níquel ou cromo) é feita usando uma célula eletrolítica. A eletrólise é uma técnica que utiliza uma corrente elétrica contínua (CC).
Uma célula eletrolítica tem três componentes: um eletrólito e dois eletrodos (um cátodo e um ânodo). O eletrólito é geralmente uma solução de água ou outros solventes nos quais os íons são dissolvidos. Sais fundidos, como cloreto de sódio, também são eletrólitos. Quando acionados por uma voltagem externa aplicada aos eletrodos, os íons no eletrólito são atraídos para um eletrodo com carga oposta, onde podem ocorrer reações de transferência de carga (também chamadas faradaicas ou redox). Somente com um potencial elétrico externo (ou seja, voltagem) de polaridade correta e magnitude suficiente, uma célula eletrolítica pode decompor um composto químico normalmente estável ou inerte na solução. A energia elétrica fornecida pode produzir uma reação química que não ocorreria espontaneamente de outra forma.
Célula galvânica ou célula voltaica
Uma célula galvânica, ou célula voltaica, em homenagem a Luigi Galvani ou Alessandro Volta, respectivamente, é uma célula eletroquímica que deriva energia elétrica de reações redox espontâneas que ocorrem dentro da célula. Geralmente consiste em dois metais diferentes conectados por uma ponte salina, ou meias células individuais separadas por uma membrana porosa.
Volta foi o inventor da pilha voltaica, a primeira bateria elétrica. No uso comum, a palavra "bateria" passou a incluir uma única célula galvânica, mas uma bateria consiste propriamente em várias células.
Célula primária
Uma célula primária é uma bateria galvânica projetada para ser usada uma vez e descartada, em contraste com uma célula secundária (bateria recarregável), que pode ser recarregada com eletricidade e reutilizada. Em geral, a reação eletroquímica que ocorre na célula não é reversível, tornando a célula não recarregável. Como uma célula primária é usada, as reações químicas na bateria consomem os produtos químicos que geram a energia; quando eles acabam, a bateria para de produzir eletricidade e é inútil. Em contraste, em uma célula secundária, a reação pode ser revertida passando uma corrente na célula com um carregador de bateria para recarregá-la, regenerando os reagentes químicos. As células primárias são feitas em uma variedade de tamanhos padrão para alimentar pequenos eletrodomésticos, como lanternas e rádios portáteis.
As baterias primárias representam cerca de 90% do mercado de baterias de US$ 50 bilhões, mas as baterias secundárias vêm ganhando participação de mercado. Cerca de 15 bilhões de baterias primárias são descartadas em todo o mundo todos os anos, praticamente todas terminando em aterros sanitários. Devido aos metais pesados tóxicos e aos ácidos ou álcalis fortes que contêm, as baterias são resíduos perigosos. A maioria dos municípios os classifica como tal e exige descarte separado. A energia necessária para fabricar uma bateria é cerca de 50 vezes maior do que a energia que ela contém. Devido ao seu alto teor de poluentes em comparação com o seu baixo teor de energia, a bateria primária é considerada uma tecnologia prejudicial ao meio ambiente. Devido principalmente ao aumento das vendas de dispositivos sem fio e ferramentas sem fio, que não podem ser economicamente alimentados por baterias primárias e vêm com baterias recarregáveis integrais, a indústria de baterias secundárias tem alto crescimento e vem substituindo lentamente a bateria primária em produtos de ponta.
Célula secundária
Uma célula secundária, comumente chamada de bateria recarregável, é uma célula eletroquímica que pode funcionar como uma célula galvânica e uma célula eletrolítica. Isso é usado como uma maneira conveniente de armazenar eletricidade: quando a corrente flui em uma direção, os níveis de um ou mais produtos químicos aumentam (carregamento); enquanto está descarregando, eles reduzem e a força eletromotriz resultante pode realizar trabalho.
Uma célula secundária comum é a bateria de chumbo-ácido. Isso pode ser comumente encontrado como baterias de carro. Eles são usados por sua alta tensão, baixo custo, confiabilidade e longa vida útil. As baterias de chumbo-ácido são usadas em um automóvel para dar partida no motor e operar os acessórios elétricos do carro quando o motor não está funcionando. O alternador, quando o carro está funcionando, recarrega a bateria.
Célula de combustível
Uma célula de combustível é uma célula eletroquímica que converte a energia química de um combustível em eletricidade por meio de uma reação eletroquímica de combustível de hidrogênio com oxigênio ou outro agente oxidante. As células de combustível são diferentes das baterias porque requerem uma fonte contínua de combustível e oxigênio (geralmente do ar) para sustentar a reação química, enquanto em uma bateria a energia química vem de produtos químicos já presentes na bateria. As células de combustível podem produzir eletricidade continuamente enquanto o combustível e o oxigênio forem fornecidos.
As primeiras células de combustível foram inventadas em 1838. O primeiro uso comercial de células de combustível ocorreu mais de um século depois nos programas espaciais da NASA para gerar energia para satélites e cápsulas espaciais. Desde então, as células de combustível têm sido usadas em muitas outras aplicações. As células de combustível são usadas para energia primária e de backup para edifícios comerciais, industriais e residenciais e em áreas remotas ou inacessíveis. Eles também são usados para alimentar veículos movidos a células de combustível, incluindo empilhadeiras, automóveis, ônibus, barcos, motocicletas e submarinos.
Existem muitos tipos de células de combustível, mas todas consistem em um ânodo, um cátodo e um eletrólito que permite que íons de hidrogênio carregados positivamente (prótons) se movam entre os dois lados da célula de combustível. No ânodo, um catalisador faz com que o combustível sofra reações de oxidação que geram prótons (íons de hidrogênio carregados positivamente) e elétrons. Os prótons fluem do ânodo para o cátodo através do eletrólito após a reação. Ao mesmo tempo, os elétrons são atraídos do ânodo para o cátodo através de um circuito externo, produzindo eletricidade de corrente contínua. No cátodo, outro catalisador faz com que íons de hidrogênio, elétrons e oxigênio reajam, formando água. As células de combustível são classificadas pelo tipo de eletrólito que usam e pela diferença no tempo de inicialização, que varia de 1 segundo para células de combustível de membrana de troca de prótons (PEM fuel cells, ou PEMFC) a 10 minutos para células de combustível de óxido sólido (SOFC).. Uma tecnologia relacionada são as baterias de fluxo, nas quais o combustível pode ser regenerado por recarga. Células de combustível individuais produzem potenciais elétricos relativamente pequenos, cerca de 0,7 volts, de modo que as células são "empilhadas" ou colocadas em série para criar tensão suficiente para atender aos requisitos de uma aplicação. Além da eletricidade, as células de combustível produzem água, calor e, dependendo da fonte de combustível, quantidades muito pequenas de dióxido de nitrogênio e outras emissões. A eficiência energética de uma célula de combustível é geralmente entre 40 e 60%; no entanto, se o calor residual for capturado em um esquema de cogeração, podem ser obtidas eficiências de até 85%.
O mercado de células de combustível está crescendo e, em 2013, a Pike Research estimou que o mercado de células de combustível estacionárias atingirá 50 GW até 2020.
Meias-células
Uma célula eletroquímica consiste em duas meias células. Cada meia célula consiste em um eletrodo e um eletrólito. As duas meias-células podem usar o mesmo eletrólito ou podem usar eletrólitos diferentes. As reações químicas na célula podem envolver o eletrólito, os eletrodos ou uma substância externa (como nas células de combustível que podem usar gás hidrogênio como reagente). Em uma célula eletroquímica completa, as espécies de uma meia-célula perdem elétrons (oxidação) para seu eletrodo, enquanto as espécies da outra meia-célula ganham elétrons (redução) de seu eletrodo.
Uma ponte salina (por exemplo, papel de filtro embebido em KNO3, NaCl ou algum outro eletrólito) é frequentemente empregada para fornecer contato iônico entre duas meias células com eletrólitos diferentes, mas evita que as soluções se misturem e causem reações colaterais indesejadas. Uma alternativa à ponte salina é permitir o contato direto (e a mistura) entre as duas meias-células, por exemplo, na eletrólise simples da água.
À medida que os elétrons fluem de uma meia-célula para a outra através de um circuito externo, uma diferença de carga é estabelecida. Se nenhum contato iônico fosse fornecido, essa diferença de carga impediria rapidamente o fluxo adicional de elétrons. Uma ponte salina permite o fluxo de íons negativos ou positivos para manter uma distribuição de carga em estado estacionário entre os vasos de oxidação e redução, enquanto mantém os conteúdos separados. Outros dispositivos para alcançar a separação de soluções são potes porosos e soluções gelificadas. Um pote poroso é usado na célula de Bunsen.
Reação de equilíbrio
Cada meia célula tem uma voltagem característica. Várias escolhas de substâncias para cada meia-célula dão diferentes diferenças de potencial. Cada reação está passando por uma reação de equilíbrio entre diferentes estados de oxidação dos íons: Quando o equilíbrio é alcançado, a célula não pode fornecer mais voltagem. Na meia-célula que está sofrendo oxidação, quanto mais próximo o equilíbrio estiver do íon/átomo com o estado de oxidação mais positivo, mais potencial essa reação fornecerá. Da mesma forma, na reação de redução, quanto mais próximo o equilíbrio estiver do íon/átomo com o estado de oxidação mais negativo, maior o potencial.
Potencial celular
O potencial da célula pode ser previsto através do uso de potenciais de eletrodo (as voltagens de cada meia-célula). Esses potenciais de meia célula são definidos em relação à atribuição de 0 volts ao eletrodo de hidrogênio padrão (SHE). (Ver tabela de potenciais de eletrodo padrão). A diferença de voltagem entre os potenciais do eletrodo fornece uma previsão para o potencial medido. Ao calcular a diferença de voltagem, deve-se primeiro reescrever as equações de reação de meia célula para obter uma equação de oxidação-redução balanceada.
- Inverte a reação de redução com o menor potencial (para criar uma reação de oxidação / potencial de células positivas em excesso)
- Metade-reações devem ser multiplicadas por inteiros para alcançar o equilíbrio de elétrons.
Os potenciais de célula têm uma faixa possível de aproximadamente zero a 6 volts. Células que usam eletrólitos à base de água são geralmente limitadas a potenciais de célula inferiores a cerca de 2,5 volts devido à alta reatividade dos poderosos agentes oxidantes e redutores com a água que é necessária para produzir uma voltagem mais alta. Potenciais celulares mais altos são possíveis com células usando outros solventes em vez de água. Por exemplo, células de lítio com uma voltagem de 3 volts são comumente disponíveis.
O potencial da célula depende da concentração dos reagentes, bem como do seu tipo. À medida que a célula é descarregada, a concentração dos reagentes diminui e o potencial da célula também diminui.
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