Le celle galvaniche sfruttano le reazioni redox per produrre elettricità

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)+Cu 2 +(aq)

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 nellanimale 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 Alessandro Volta (Como 1745-1827) Inventore della pila Scopritore del metano 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) Cu 2+ (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. F 2 ). 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) Zn 2+ (aq) + 2e - La reazione al catodo è complessa e forma una miscela di prodotti. Una delle reazioni principali è la seguente: 2MnO 2 (s) + 2NH + 4 (aq) + 2e - Mn 2 O 3 (s) + 2NH 3 (aq) + H 2 O

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 MnO 2, 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) + H 2 O + 2e - (anodo) 2MnO 2 (s) + H 2 O + 2e - Mn 2 O 3 (s) + 2OH - (aq) (catodo) Zn(s) + 2MnO 2 (s) ZnO(s) + Mn 2 O 3 (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) + 2e - (anodo) Ag 2 O(s) + H 2 O + 2e - 2Ag(s) + 2OH - (aq) (catodo) Zn(s) + Ag 2 O(s) + H 2 O 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) NiO 2 (s) + 2H 2 O + 2e - Ni(OH) 2 (s) + 2OH - (aq) (catodo) Cd(s) + NiO 2 (s) + 2H 2 O 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: O 2 (g) + 2H 2 O + 4e - 4OH - (aq) (anodo) 2 (H 2 (g) + 2OH - (aq) 2H 2 O + 2e - ) (catodo) 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O

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. LaNi 5 e Mg 2 Ni) 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), MnO 2, 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 e - attraverso il circuito esterno e causa lo spostamento degli ioni litio dall'elettrodo di LiCoO 2 all'elettrodo di grafite. B) Durante la scarica, gli ioni litio migrano spontaneamente verso l'elettrodo di LiCoO 2 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)