Pila (ingeniería eléctrica)

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Símbolo utilizado para indicar una batería

Una pila, (también conocida como batería eléctrica, química de la batería, celda o batería electroquímica primaria) en electricidad y electroquímica es un dispositivo que convierte la energía química en energía eléctrica con una reacción de oxidación-reducción . Un conjunto de varias baterías dispuestas en serie y / o en paralelo (para aumentar los valores de voltaje en los extremos y / o corriente entregable respectivamente), se denomina comúnmente paquete de baterías .

Hasta 1869, año de la invención de la dínamo , la batería era el único medio de producir electricidad.

Fondo

Volta y la primera pila

Icono de lupa mgx2.svg El mismo tema en detalle: Pila di Volta .
Un montón de Alessandro Volta conservado en el templo de Volta en Como

En 1799, Alessandro Volta reanudó los estudios de Luigi Galvani sobre la corriente eléctrica , creando la primera batería (ahora llamada voltaica ), con los siguientes componentes:

  • un soporte de madera colocado verticalmente sobre una base circular;
  • discos de cobre y zinc
  • paño empapado en una solución ácida formada por agua y ácido sulfúrico
  • dos alambres de cobre.

El pilote Volta consta de discos alternos de cobre y zinc, según el esquema cobre-zinc-cobre-cobre-zinc húmedo, etc., todos sostenidos verticalmente por la estructura externa de madera. Una vez colocados los discos y la tela sobre el soporte, al conectar el primer y último disco de la columna con dos alambres de cobre, se crea una diferencia de potencial entre ellos, capaz de producir el paso de corriente. En realidad, Volta creía que el paso de la corriente se debía a la diferencia de potencial originada por el simple contacto de los dos metales, mientras que posteriormente se entendió que el paso de la corriente se debía a la diferencia de potencial creada por los dos metales. causado por las reacciones químicas a las que también contribuye al medio húmedo.

Durante el funcionamiento de la batería, el zinc se consume mientras que el cobre permanece intacto o eventualmente se oxida. Esto se debe a que el zinc cede dos electrones y pasa del Zn metálico al Zn 2+ , estos electrones, al contrario de lo que se podría pensar, no pasan al cobre, que solo sirve para crear la diferencia de potencial, sino que pasan al ion oxonio H 3 O + formado a partir de la iónico disociación de ácido sulfúrico en agua, que se transforma en gaseoso molecular de hidrógeno H 2. De hecho, la diferencia de potencial que se puede medir en los extremos de una sola capa de cobre-zinc húmedo con un voltímetro es de aproximadamente 0,7 V.Este voltaje es equivalente al medio par Zn / Zn 2+ usando el del hidrógeno H como otro medio de par. 2 / H 3 O +. El dispositivo así constituido permitió a Volta producir una corriente eléctrica , que observó el flujo y logró inducir la contracción de los músculos de una rana muerta.

Las baterías Daniell

Icono de lupa mgx2.svg El mismo tema en detalle: Pila Daniell .
Diagrama de funcionamiento de una batería Daniell

En 1836, John Frederic Daniell desarrolló una batería, más tarde llamada batería Daniell , aprovechando el prototipo inventado por Volta y haciendo mejoras en términos de voltaje y seguridad de uso. La celda consta de un compartimento anódico ( media celda) formado por una varilla de zinc sumergida en una solución de sulfato de zinc 1 M (ZnSO 4 ) y un compartimento de cátodo formado por una varilla de cobre sumergida en una solución de sulfato de cobre (CuSO 4 ) 1 M. [1] Las dos medias celdas están conectadas por un puente salino que consiste en un tubo lleno de una solución saturada de nitrato de potasio (KNO 3 ) con tapas en los extremos que son permeables a los iones y al agua. [1]

Pilas de Weston

Icono de lupa mgx2.svg El mismo tema en detalle: Pila Weston .

La pila de Weston es una celda húmeda, que debe su nombre al químico inglés Edward Weston que la creó en 1893 . [2] [3] Es una celda de referencia conocida, utilizada en el laboratorio para la calibración de instrumentos de medición como voltímetros y fue utilizada como estándar internacional de diferencia de potencial (también llamada fuerza electromotriz ) desde 1911 hasta 1990. Desde entonces está prohibido debido a su alto contenido de mercurio y cadmio , ambos tóxicos.

Cronología

En 1801, Alessandro Volta ilustra su invento a Napoleón Bonaparte .

  • Pila de Zamboni

  • Acumulador Planté

  • Pila Daniell

  • Pila de Grove

  • Pila Leclanché

  • Pila de Bunsen

Descripción general

El término "batería" [11] a menudo se usa incorrectamente para indicar acumuladores : de hecho, una batería propiamente dicha es una celda electroquímica primaria en la que la reacción redox puede proceder solo en una dirección (proceso de descarga), a diferencia de las celdas electroquímicas secundarias en el que el proceso antes mencionado es reversible, aunque con cierta eficiencia (proceso de descarga - directo - y recarga - inverso). Para distinguir las baterías de las células secundarias, estas últimas se denominan acumuladores (de carga eléctrica y recargables) [12] .

El término a menudo indica un dispositivo electroquímico primario (batería) y secundario (acumulador), solo para luego especificar si es recargable o no (por ejemplo: batería alcalina, batería Ni-Cd o batería recargable Ni-MH): para evitar ambigüedades, Hablamos de "pila" o "acumulador" para identificar las dos familias de células, asumiendo así que las primeras no son reversibles, mientras que las segundas sí lo son.

Las baterías se utilizan como generadores de corriente o generadores de voltaje para alimentar circuitos eléctricos y dispositivos eléctricos , ya que tienen la ventaja de mantener constante el voltaje en la celda a medida que varía la carga externa.

Algunas pilas usadas

El principio químico-físico de una operación de apilado es una reacción de oxidación-reducción : una sustancia específica sufre un proceso de oxidación , perdiendo electrones , mientras que otra sustancia sufre un proceso de reducción , comprándolos. Dada su configuración, la celda permite interceptar y explotar el flujo de electrones entre las dos sustancias. Este flujo genera una corriente eléctrica continua, el potencial eléctrico es función de las reacciones que allí se producen. Una batería se descarga cuando estas reacciones químicas alcanzan el estado de equilibrio . En general, se considera que las baterías son sistemas de alta densidad de energía y baja potencia , a diferencia de los supercondensadores .

Baterías primarias de uso común

En las baterías, las reacciones químicas internas son irreversibles, es decir, no es posible revertir la reacción simplemente suministrando energía a la batería; por tanto, cuando los reactivos de la pila se transforman completamente en los productos finales, se descarga definitivamente y se vuelve inutilizable. El tipo de baterías primarias que se pueden encontrar en el mercado es el siguiente:

Baterías de zinc-carbono

Representación esquemática de una celda de zinc-carbono; el cátodo (+) es una varilla de grafito, el contenedor de zinc exterior actúa como ánodo (-)

La primera celda seca (sin líquido) producida industrialmente y comercializada a gran escala fue la celda de zinc-carbono , patentada en 1886 por el Dr. Carl Gassner, quien desarrolló un prototipo inventado y patentado por Georges Leclanché en 1866 (el llamado Leclanché pila ). Básicamente, la batería Leclanché anterior tenía los dos electrodos sumergidos en una solución electrolítica acuosa de cloruro de zinc y cloruro de amonio, por lo que no puede considerarse una celda seca real.

El pilote de zinc-carbono tiene forma cilíndrica y consta de un ánodo de zinc metálico que ocupa la base inferior y la superficie del cilindro, actuando así también como contenedor. En su interior encontramos una pasta gelatinosa de dióxido de manganeso y cloruro de amonio , mezclada con un polvo de carbón. El cátodo consta de una varilla de grafito , sumergida en esta pasta y cuya parte superior, cubierta por una tapa metálica, sobresale en la base superior del cilindro. Un sellador de plástico separa la tapa metálica del recipiente de zinc, para evitar el cortocircuito entre el ánodo y el cátodo.

La semirreacción de reducción ocurre en la superficie del cátodo de grafito e involucra dióxido de manganeso. La estequiometría de la reacción de reducción no se conoce con exactitud y probablemente se compone de varias reacciones paralelas. Las reacciones representativas son las siguientes:

2 MnO 2 + 2 NH + 4 + 2 e − → 2 MnO(OH) + 2 NH 3
2 MnO 2 + 2 NH + 4 + 2 e − → Mn 2 O 3 + 2 NH 3 + H 2 O

La varilla de grafito y el polvo de carbón no participan en la reacción y solo sirven para facilitar la conducción de electrones. La reacción de semi-oxidación ocurre en la superficie interna del contenedor de zinc y se puede expresar de la siguiente manera:

Zn → Zn 2+ + 2 e −

El cloruro de amonio, además de proporcionar los iones H + para la semirreacción de reducción (o semirreacciones), también tiene la tarea de complejar los iones zinc producidos por la semirreacción de oxidación, manteniendo así la concentración de Zn 2+ libre. iones bajos, y por lo tanto manteniendo bajo el potencial de reducción (E) del par redox Zn / Zn 2+ , según la ecuación de Nernst :

Zn 2+ + 4 NH + 4 + 4 OH − → [Zn(NH 3 ) 4 ] 2+ + 4 H 2 O

Tanto el Zn como el MnO 2 son sólidos, por lo que, al no tener un puente de sal real en la pila, están físicamente en contacto y reaccionan dentro de la pila aunque sea lentamente. Los potenciales de reducción en el ánodo y el cátodo (E) son difíciles de calcular ambos porque son inestables debido a las variaciones de las especies iónicas involucradas en las dos semirreacciones (según la ecuación de Nernst E depende de las concentraciones molares de la especies iónicas implicadas en las semirreacciones), y porque las semirreacciones de reducción en el cátodo son diferentes. En cualquier caso, la diferencia de potencial (ddp) o fuerza electromotriz (fem) de una celda de zinc de carbono joven (∆E) es de aproximadamente 1,5 V.

La celda de zinc-carbono tiene numerosas desventajas: el contacto físico Zn y MnO 2 y el entorno ácido de la celda no impiden la reacción redox incluso en reposo, lo que hace que el proceso de descarga en reposo sea relativamente alto. Las numerosas reacciones paralelas conducen a la formación de numerosas sustancias que aumentan la resistencia interna de la célula, reduciendo el ∆E que disminuye rápidamente desde los 1,5 V. iniciales. Incluso el amoníaco liberado en el cátodo tiende a formar un velo gaseoso en su superficie, aumentando la resistencia interna y por lo tanto disminuyendo el ∆E. En otras palabras, la batería se descarga fácilmente. Un problema adicional es el adelgazamiento de la pared de zinc del pilote debido a la semirreacción de oxidación. Esto conduce a problemas internos de pérdida de contenido.

Todas estas limitaciones impidieron que las baterías de zinc-carbono siguieran siendo competitivas y dieron como resultado que fueran reemplazadas gradualmente por baterías alcalinas. Son más baratos que estos últimos y todavía están disponibles en el mercado hoy en día.

Baterias alkalinas

Algunas pilas alcalinas
Representación esquemática de una batería alcalina. Polvo de MnO 2 (marrón); Polvo de Zn (gris claro); separador (gris oscuro); barra de metal y superficie de metal que actúa como ánodo y recipiente de metal que actúa como cátodo (gris); sellador de plástico y membrana de alivio de presión (amarillo); etiqueta (verde)

Fueron inventados en la década de 1950 por un ingeniero canadiense, Lewis Urry, y son la evolución de las células secas de zinc-carbono. El oxidante y el reductor siguen siendo dióxido de manganeso (MnO 2 ) y zinc metálico (Zn), pero el Zn ya no forma el contenedor externo que se inserta en forma de polvo alrededor de una barra de metal inerte (ánodo). El MnO 2 también es un polvo en contacto con el recipiente externo metálico e inerte (cátodo). Los dos polvos de Zn y MnO 2 se sumergen en una pasta gelatinosa, de hecho alcalina, de hidróxido de potasio (KOH) como electrolito y se separan mediante un separador que deja pasar iones, pero no las dos sustancias sólidas pulverizadas. La presencia de KOH es fundamental ya que tiene la ventaja de no producir gas durante la operación (ej.NH 3 ) y de no tener caídas de tensión (∆E), que permanece constante e igual a 1,5 V. La barra de metal que actúa como ánodo está en contacto con un disco metálico en la base inferior del cilindro de la pila, extendiendo así la función anódica a todo el disco. Este último está separado del recipiente metálico del cátodo externo por un sellador de plástico no conductor que evita el cortocircuito.

La semirreacción de reducción ocurre en la superficie del metal catódico (inerte) e involucra dióxido de manganeso. La estequiometría de la semirreacción de reducción no se conoce con exactitud y probablemente se compone de varias reacciones paralelas. Una reacción representativa es la siguiente:

MnO 2 + 2 H 2 O + 2 e − → Mn(OH) 2 + 2 OH −

El potencial de reducción (E) de esta semirreacción es equivalente al estándar (Eº) ya que el MnO 2 y el Mn (OH) 2 son sólidos y el OH - se encuentra en una alta concentración molar, cercana a 1 M (estándar). Por lo tanto E = Eº = +0.25 V. Este potencial E también es constante ya que la concentración molar de OH - permanece alta durante el funcionamiento de la celda y del orden de magnitud de 1 M (KOH es el componente en exceso). La semirreacción de oxidación ocurre en la superficie interna de la barra de metal anódica (inerte) del contenedor de zinc y se puede expresar de la siguiente manera:

Zn → Zn 2+ + 2 e −

El potencial de reducción (E) de esta semirreacción no es equivalente al estándar (Eº) ya que la concentración molar de Zn 2+ es mucho menor que 1 M ([Zn 2+ ] ≪ 1 M). La presencia de KOH hace que precipite Zn (OH) 2 (que luego se convertirá en ZnO), estableciendo una concentración baja y constante de Zn 2+ :

K PS = [Zn 2+ ] [OH - ] 2

Siendo K PS = 6,8 × 10 −17 y como [OH - ] = 1 M, podemos deducir que [Zn 2+ ] = 6,8 × 10 −17 . Luego aplicando la ecuación de Nernst obtenemos que E = −1.25 V.La reacción de formación del complejo de coordinación Zn (OH) 2− 4 también ocurre, pero se puede demostrar que esto no cambia la concentración molar de Zn 2+ libre. .

La reacción redox completa es:

Zn + MnO 2 + H 2 O → ZnO + Mn(OH) 2

En el cátodo se producen iones OH , y en el ánodo consumido, la electroneutralidad de los dos compartimentos, de acuerdo con la ley de corrientes de Kirchhoff, está garantizada por la partición permeable a los iones.

A diferencia de la celda tradicional de zinc-carbono, en la celda alcalina tanto los potenciales de reducción (E) en el ánodo como en el cátodo son conocidos, estables y constantes durante el funcionamiento de la celda, garantizando un ∆E = 1.5 V. Además Zn y Los MnO 2 ahora no están en contacto (separados por el separador) y por lo tanto no reaccionan entre sí cuando la batería está en reposo (no se descarga en reposo). No se libera gas y no se producen reacciones no deseadas, evitando posibles caídas (∆E estable). Finalmente, no hay consumo del contenedor de la batería y por lo tanto no hay pérdidas.

Por tanto, la pila alcalina ha permitido superar todos los límites de la pila zinc-carbono, sustituyéndola progresivamente en el mercado. El único inconveniente es el mayor costo.

Usos : linternas, juguetes, diversas herramientas eléctricas y electrónicas.
Ventajas : mayor vida útil en reposo, sin caída de voltaje incluso a alta intensidad de corriente de salida, sin pérdidas

Baterías de zinc-aire

Algunas baterías de zinc-aire. El protector de color protege el cátodo del contacto con el oxígeno del aire.

La primera batería de zinc-aire fue construida por Charles Féry en 1914 en una versión "voluminosa". Luego fueron refinados y reducidos en volumen en la década de 1970. Hoy en día, las pilas de zinc-aire más comunes tienen el tamaño y la forma de un botón y se utilizan para audífonos que se colocan en el oído de los sordos , para medidores de telemetría cardíaca y otros dispositivos médicos. También encuentran aplicaciones para cámaras y otros objetos.

La pared lateral interna y la base superior de la batería están ocupadas por una placa metálica inerte que actúa como ánodo. Contiene una pasta gelatinosa húmeda alcalina a base de KOH y que contiene polvo de zinc. La pared lateral exterior y la base inferior de la batería forman otra placa metálica inerte que actúa como cátodo y que está separada de la primera por un sellador plástico no conductor que evita cortocircuitos. La placa de metal del cátodo se perfora al nivel de la base inferior para dejar pasar el oxígeno del aire ( O 2 ) y encima se coloca un papel de filtro y luego nuevamente una hoja de Teflón , ambos permeables al O 2 . Aún por encima hay una fina capa de material, unida por una red y empapada en el mismo gel alcalino a base de KOH, capaz de catalizar (acelerar) la descomposición del O 2 . Este gel alcalino se separa del que contiene el polvo de zinc gracias a un separador permeable a los iones.

La semirreacción de oxidación tiene lugar en la superficie interna de la placa anódica, idéntica en estequiometría y potencial E a las ya descritas anteriormente para la batería alcalina, es decir:

Zn → Zn 2+ + 2 e −
E = −1,25 V

La semirreacción de reducción se produce gracias al paso del O 2 del aire a través de los orificios de la placa del cátodo, el papel de filtro y el Teflón, hasta llegar a la masa del catalizador:

O 2 + 2 H 2 O + 4 e − → 4 OH −
E = +0,40 V

El potencial de reducción (E) de esta semirreacción es equivalente al estándar (Eº) ya que OH - se encuentra en una alta concentración molar, cercana a 1 M (estándar). Por lo tanto E = Eº = +0,40 V. Este potencial también es constante ya que la concentración molar de OH - y la presión parcial de O 2 permanecen altas y constantes durante el funcionamiento de la celda.

La reacción redox completa es: [13]

2 Zn + O 2 → 2 ZnO
∆E = 1,65 V

Al igual que en la batería alcalina, tanto los potenciales de reducción (E) en el ánodo como en el cátodo son conocidos, estables y constantes durante el funcionamiento de la batería, lo que garantiza un ∆E = 1,65 V. La batería es económica y tiene una alta densidad energética gracias a la ausencia de almacenamiento de oxidante. La descarga de la batería en reposo es insignificante si el sellador se mantiene en la pared del cátodo que impide el paso del O 2 . En ausencia del sellador, el O 2 se difunde fácilmente hacia el interior de la pila, oxidando el Zn. Otra desventaja es la muy baja potencia que limita su uso a pequeños electrodomésticos.

Usos : audífonos, medidores de telemetría cardíaca, instrumentos eléctricos y electrónicos de baja potencia
Ventajas : tamaño pequeño, alta energía específica, ∆E estable (∆E = + 1.65V), bajo costo.
Desventajas : baja capacidad (solo utilizable para herramientas pequeñas), se desempeña mal en condiciones de clima seco

Vellón plateado

Algunas baterías plateadas

Inventado y comercializado en la década de 1950 en diversas formas y tamaños, se utilizó durante la segunda mitad del siglo pasado en aeronáutica militar , civil y espacial. Los altos costos de producción, debido a la presencia de plata , la han hecho hoy poco competitiva en estos campos, pero las pequeñas baterías plateadas con forma de botón todavía se comercializan y se usan ampliamente para relojes, calculadoras, cámaras y otros pequeños artículos electrónicos.

La base superior de la batería está ocupada por una placa metálica inerte que actúa como ánodo, mientras que la base inferior y la pared lateral están formadas por una placa metálica inerte similar que funciona como cátodo. Un plástico sellador y aislante corre por el interior de la pared lateral hasta la base superior, interponiéndose entre el ánodo y el cátodo y evitando así el cortocircuito. En el interior, en contacto con las bases superior e inferior de la batería, se encuentran dos pastas gelatinosas alcalinas a base de hidróxido de potasio (KOH) y que contienen un polvo de zinc (Zn) y un polvo de óxido de plata (Ag 2 O), respectivamente. Estos están separados por un separador permeable a los iones que, como en todas las baterías, asegura el restablecimiento de la neutralidad en los dos ambientes gelatinosos.

La semirreacción de oxidación tiene lugar en la superficie interna de la placa anódica, idéntica en estequiometría y potencial E a las ya descritas para la batería alcalina (ver arriba), es decir:

Zn → Zn 2+ + 2 e −
E = −1,25 V.

La semirreacción de reducción tiene lugar en la superficie interna de la placa del cátodo:

Ag 2 O + H 2 O + 2e- → 2Ag + 2OH −
E = +0,342 V.

El potencial de reducción (E) de esta media reacción es equivalente al estándar (Eº) ya que Ag 2 O y Ag son compuestos sólidos y OH - se encuentra en una alta concentración molar, cercana a 1 M (estándar). Por lo tanto E = Eº = +0,342 V. Este potencial también es constante ya que la concentración molar de OH - permanece alta y constante durante el funcionamiento de la celda.

La reacción redox completa es:

Zn + Ag 2 O -> ZnO + 2Ag
∆E = 1,6 V

Al igual que en la batería alcalina, tanto los potenciales de reducción (E) en el ánodo como en el cátodo son conocidos, estables y constantes durante el funcionamiento de la batería, lo que garantiza un ∆E = 1,6 V. La batería también es pequeña y, por lo tanto, apta para pequeños electrodomésticos. Sin embargo, la presencia de plata lo encarece.

Usos : Aeronáutica militar, civil y espacial (en el último siglo y con dimensiones mucho mayores que las aquí descritas); relojes, calculadoras, cámaras, videocámaras y otros pequeños objetos eléctricos y electrónicos.
Ventajas : tamaño pequeño, ∆E estable (∆E = + 1.6V).
Desventajas : baja capacidad (utilizable solo para herramientas pequeñas), costo relativamente alto

Baterías de mercurio (o baterías Ruben-Mallory)

Inventado en 1942 por Samuel Ruben, fue utilizado durante la Segunda Guerra Mundial para aplicaciones militares ( walkie-talkies , electrodomésticos y detectores de metales ). Se comercializó después de la guerra en varias formas y tamaños y encontró uso para diversas aplicaciones, especialmente en forma pequeña (botón), como las baterías plateadas descritas anteriormente. Fue ampliamente utilizado para relojes, calculadoras, cámaras y otros artículos pequeños. También fue ampliamente utilizado para aplicaciones médicas (audífonos, marcapasos y otros dispositivos implantados quirúrgicamente). A partir de la década de los 90 en algunos estados de USA comenzaron las limitaciones para la fabricación de estas baterías por el mercurio líquido que producen, considerado nocivo para el medio ambiente por el desecho inadecuado de las baterías por parte de la población que las fabricaba. Hoy en día, la producción está prohibida en los Estados Unidos , en Europa y en muchos otros estados occidentales y no occidentales. Estas baterías, una vez usadas y agotadas, es absolutamente necesario tirarlas a los contenedores apropiados para baterías agotadas, ya que el material que las compone, o el mercurio, es altamente tóxico y peligroso, tanto para humanos y animales, como para el medio ambiente.

Las pilas de botón de mercurio tienen una constitución y una química muy similares a las de las pilas de botón plateado. La única diferencia es la presencia de un polvo de óxido de mercurio (HgO) para reemplazar el óxido de plata (Ag 2 O). La semirreacción de reducción tiene lugar en la superficie interna de la placa del cátodo:

HgO + H 2 O + 2 e − → Hg + 2OH −
E = +0,09 V.

El potencial de reducción (E) de esta semirreacción es equivalente al estándar (Eº) ya que HgO y Hg son compuestos no disueltos (sólido y líquido respectivamente) y OH - se encuentra en una alta concentración molar, cercana a 1 M (estándar ). Por tanto, E = Eº = +0,09 V. La semirreacción de oxidación y su potencial son idénticos a los observados para las pilas alcalinas y de plata. La reacción redox completa es:

Zn + HgO → ZnO + Hg
∆E = 1,3 V

Al igual que en la celda alcalina y plateada, tanto los potenciales de reducción (E) en el ánodo como en el cátodo son conocidos, estables y constantes durante el funcionamiento de la batería, lo que garantiza un ∆E = 1.3 V.

Usos : hasta su prohibición se utilizaban para relojes, calculadoras, cámaras, cámaras, marcapasos, audífonos y otros pequeños objetos eléctricos y electrónicos.
Ventajas : tamaño pequeño, ∆E estable (∆E = + 1.3V).
Desventajas : baja capacidad (solo utilizable para herramientas pequeñas), alta toxicidad

Baterías de litio

Batería de litio de un botón
Diagrama de una pila de botón de litio con MnO2 (dióxido de manganeso) como cátodo
Batería de litio desmontada. De izquierda a derecha: superficie metálica del ánodo cubierta internamente con una capa de metal litio, separador poroso, polvo de MnO 2 , malla metálica conductora, superficie metálica del cátodo (dañada al abrir la batería), anillo de plástico de sellado

No debe confundirse con las baterías recargables de iones de litio (Li-ion).

Inventado y comercializado en 1970 por varias empresas estadounidenses y japonesas generalmente en forma pequeña (por ejemplo, tipo botón), hoy se utiliza para relojes, cámaras, calculadoras, controles remotos de automóviles para cierre centralizado, dispositivos implantables para cirugía (marcapasos, desfibriladores implantables). , implantes cocleares, sensores de glucosa, etc.), objetos electrónicos de diversos tipos.

La base inferior de la batería está ocupada por una placa metálica inerte que actúa como ánodo, mientras que la base superior está formada por una placa metálica inerte similar que funciona como cátodo. Un anillo de plástico de sellado mantiene las dos láminas juntas, evitando el contacto físico y, por lo tanto, el cortocircuito al mismo tiempo. En el interior, la base inferior está en contacto con una o más capas de litio (Li) sumergidas en un disolvente orgánico aprótico (que no libera iones H + ). La base superior, en cambio, está en contacto con un compuesto oxidante que puede variar según el tipo de batería que se esté considerando, que también se encuentra sumergido en el mismo disolvente aprótico. Los dos ambientes están divididos por un separador poroso permeable a los iones, pero no a los compuestos sólidos. Nell'80% delle batterie al litio esistenti in commercio l'ossidante è biossido di manganese (MnO 2 ), e il solvente aprotico è carbonato di propilene o 1,2-dimetossietano dove si trova disciolto come sale elettrolita LiClO 4 .

All'anodo avviene la semireazione di ossidazione:

Li → Li + + e −

Tale semireazione ha in soluzione acquosa il potenziale di riduzione standard più basso in assoluto (Eº = −3,04), così basso che gli ioni H + presenti nell'acqua o in qualunque solvente organico protico (anche in ambiente alcalino) reagirebbero in maniera esplosiva con Li metallico dando luogo alla formazione di ioni Li + e idrogeno gassoso (H 2 ). Questo è il motivo per cui la soluzione elettrolita della pila è in solvente organico aprotico. Al catodo avviene la semireazione di riduzione:

MnO 2 + Li + + e − → LiMnO 2

In questa semireazione, gli ioni litio, provenienti dalla semireazione di ossidazione attraverso il setto poroso, si associano a MnO 2 senza cambiare il proprio stato ionico e numero di ossidazione, che rimane +1. Sono piuttosto gli atomi di Mn a ridursi passando da numero di ossidazione +4 a +3 (l'assenza di acqua e di solvente protico impedisce a MnO 2 di ridursi secondo le semireazioni che avvengono nella pila zinco carbone ed alcalina). In soluzione acquosa, i potenziali di riduzione standard (Eº) delle due semireazioni viste sono, rispettivamente, −3,04 V e +0,25 V, dando luogo ad una differenza di potenziale (∆Eº) di 3,29 V. Tuttavia il solvente non è acquoso ei due potenziali sono ignoti e comunque diversi dai valori standard. È nota solo la differenza di potenziale tra anodo e catodo (∆E), pari a 3 V. Le reazione redox completa è quindi:

MnO 2 + Li → LiMnO 2
∆E = 3 V

La batteria al litio ha comportato una vera e propria rivoluzione nel campo delle batterie che si è allargata anche alle pile secondarie (ricaricabili) o accumulatori al litio. La semireazione del litio ha in assoluto il valore Eº più basso, garantendo un alto valore di ∆E qualunque sia la specie chimica responsabile della semireazione di riduzione. Inoltre il Li è leggero (6,9 g/mol), permettendo di liberare un grosso quantitativo di e − per unità di massa (1 mole di e − ogni 6,9 g di Li, più di qualunque altra sostanza). Questo ha permesso di generare batterie con alti valori di ∆E (3 V) ed energia specifica (0,83-1,01 kJ/g di batteria), traducendosi in batterie di piccole dimensioni e alto potenziale. Inoltre le batterie al litio hanno alta affidabilità, tempo di vita molto lungo (10-15 anni), basso valore di scarica a riposo (circa 2% all'anno), abbassamento di ∆E lento e prevedibile e sono sigillabili in quanto non liberano H 2 gassoso (queste ultime due caratteristiche sono molto utili per dispositivi impiantabili per via chirurgica). Gli unici difetti sono i costi elevati, la bassa capacità e l'infiammabilità data dalla presenza di un solvente organico piuttosto che di uno acquoso.

Usi : orologi, macchine fotografiche, calcolatrici, telecomandi auto, apparati impiantabili per via chirurgica, oggetti elettrici ed elettronici di vario tipo e piccola dimensione.
Vantaggi : dimensione piccola, tempo di vita molto lungo, ∆E alto (circa 3 V), alta energia specifica, bassa autoscarica, alta affidabilità, bassa tossicità, sigillabilità, ∆E a lento decadimento (utile per pacemakers)
Svantaggi : bassa capacità, costo elevato, infiammabilità

Pila o accumulatore (batteria)?

Inerentemente alla classificazione scientifica tra pila ed accumulatore (o batteria), si vedano le definizioni date all'inizio della presente trattazione.

Pacco batteria

Un pacco batteria composta da 4 elementi in serie ( Tratado elemental de física experimental y aplicada, y de meteorología... , 1862).

Un "pacco batteria" (talvolta chiamato semplicemente "batteria") è un dispositivo costituito da diverse celle elettrochimiche distinte l'una dall'altra (le quali possono essere utilizzate anche singolarmente), utilizzate per convertire l' energia chimica accumulata in energia elettrica . Queste vengono collegate in serie in modo che le tensioni dei singoli elementi si sommino.

Una batteria costruita con 4 limoni.
Una batteria costruita con 2 patate.

Pile fai-da-te

Quasi ogni liquido o materiale umido che possieda abbastanza specie ioniche da essere elettricamente conduttivo può servire da elettrolita per una pila. Come originale dimostrazione scientifica, è possibile inserire due elettrodi fatti di metalli differenti in un limone , [14] una patata , un bicchiere contenente una bibita, ecc. e generare piccole quantità di corrente elettrica. Le pile "casalinghe" di questo tipo non sono di utilità pratica perché producono meno corrente e costano assai più per unità d'energia prodotta rispetto alle batterie commerciali, in relazione alla necessità di dovere rimpiazzare frequentemente il frutto o il vegetale adoperato, ed in quanto la corrente elettrica è prodotta non tanto dal frutto in sé, quanto dalla corrosione dei poli metallici con cui esso è a contatto, che alla lunga risulteranno rovinati da tale corrosione; ciò ne fa un processo entalpicamente in perdita, tenuto conto della maggiore quantità di energia che era stata necessaria a produrre quel metallo rispetto a quella restituita dalla sua distruzione . A livello didattico, una classica pila fai-da-te può essere costituita da un limone nel quale vengono piantate due barrette, una di rame ed una di zinco. Si ottiene così una differenza di potenziale di circa 1 V, ed una capacità di corrente appena sufficiente per far illuminare un LED a basso consumo o alimentare un orologio a cristalli liquidi . Nel 2010 è stata resa nota l'innovazione di utilizzare la patata bollita (scoperta da un team israeliano) invece di quella cruda e questo consente di aumentare di 10 volte l'energia ricavabile grazie alla corrispondente diminuzione della resistenza interna dell'elettrolita. [15] La tensione resta sempre quella del sistema rame-zinco ovvero rimpiazza le cosiddette pile a 1,5 volt. Mettendo in serie (collegando + di una con - di un'altra) o in parallelo (collegare + con + e − con −) più pile è possibile sommare rispettivamente la tensione o la corrente. Le pile a patata bollita è stato calcolato che vengono a costare e forniscono un'energia da 5 a 50 volte più economica di quelle tradizionali e sono quindi molto adatte per progetti nei paesi più poveri. Ovviamente tali patate non saranno più commestibili, vista la tossicità dovuta all'assorbimento di sali organici di rame e zinco.

Le batterie al piombo-acido possono essere facilmente prodotte in casa, ma un fastidioso ciclo di carica/scarica è necessario per "formare" le piastre. Questo è un processo che porta alla formazione di solfato di piombo sulle piastre e durante la carica questo viene convertito in diossido di piombo (piastra positiva) e piombo puro (piastra negativa). La ripetizione di questo processo porta come risultato una superficie microscopicamente ruvida, con una ben più grande superficie esposta. In questo modo aumenta la corrente che la batteria può erogare.

Capacità e tensioni differenti [16]

In alcuni casi è possibile utilizzare celle galvaniche o batterie con caratteristiche differenti, ma con i dovuti accorgimenti, in generale con il collegamento in serie si deve avere celle galvaniche di pari capacità e tensione, ma nel caso di batterie in serie è possibile utilizzare anche elementi con la metà della capacità se hanno anche la metà della tensione, in quanto i singoli elementi delle batterie (celle galvaniche) avranno le stesse caratteristiche; nel caso di collegamenti in parallelo l'unico vincolo è la tensione, che deve essere uguale per ogni elemento collegato (celle galvaniche o batterie), mentre la capacità può essere anche estremamente differente; è possibile anche avere serie di paralleli o paralleli di serie, l'importante è rispettare i vincoli tipici per ogni singola serie, in tutti i casi i collegamenti devono essere fatti con elementi della stessa natura, quindi non mescolare tecnologie differenti in quanto hanno valori di riferimento e curve di carica e gestione differenti.

Gli inconvenienti del collegamento sono l'interruzione del singolo elemento o la loro cortocircuitazione; in caso d'interruzione i collegamenti in serie smettono di funzionare, mentre quelli in parallelo perdono solo la capacità di quell'elemento, in caso di cortocircuito il collegamento in serie perde solo la quota di tensione di quell'elemento che comunque può surriscaldarsi, mentre nel collegamento in parallelo si verifica una scarica veloce di tutti gli elementi in parallelo con forte rischio d'esplosione in quanto si verifica un forte surriscaldamento.
I collegamenti in parallelo anche senza inconvenienti risentono del potenziale problema legato allo scaricarsi più velocemente di una cella rispetto a quella vicina, che porta la corrente a circolare dalla cella carica a quella scarica, sprecando in tal modo energia. Nel caso delle batterie in serie, se un singolo elemento perde di capacità o è di capacità inferiore a parità di tensione, questo tenderà a caricarsi e scaricarsi prima degli altri, andando continuamente in sovraccaria/sovratensione e sottotensione, stressandosi maggiormente rispetto agli altri elementi e compromettendo la vita del sistema in serie.

Batterie di flusso

Magnifying glass icon mgx2.svg Lo stesso argomento in dettaglio: Batteria di flusso .

Le batterie di flusso sono una classe speciale di batterie dove quantità addizionali di elettrolita sono conservate fuori dalla cella galvanica principale e vengono fatte circolare all'interno di essa tramite pompe o sfruttando la forza di gravità. Le batterie di flusso possono avere una capacità estremamente grande e sono usate in applicazioni navali, mentre stanno guadagnando popolarità nell'ambito di applicazioni riguardanti lo stoccaggio dell'energia.

Le batterie di flusso zinco-bromo e le batterie redox al vanadio sono tipici esempi di batterie di flusso commercialmente disponibili.

Specifiche tecniche

Parametri di riferimento

Una batteria è caratterizzabile nelle sue prestazioni/caratteristiche dai seguenti parametri fisico-elettrici:

Dimensioni comuni

Vari tipi di batterie: da sinistra, batteria da 4,5 volt, torcia (D), mezza torcia (C), stilo (AA), mini stilo (AAA), AAAA, A23, 9 volt, e due pile a bottone.

Batterie sia monouso sia ricaricabili sono in commercio in varie dimensioni standard, in modo tale che lo stesso tipo di batteria possa essere utilizzata per svariate applicazioni, non sussistono problemi di compatibilità tra batterie dello stesso tipo. Tra i tipi maggiormente usati per dispositivi portatili includono la serie A , tra cui AA e AAA , comunemente dette "stilo" e "mini stilo"; C o "mezza torcia"; D o "torcia"; PP3 o "9 volt" comune nelle radioline; 4,5 volt, di dimensioni relativamente grandi; varie dimensioni di pile a bottone, e altri tipi specializzati.

Capacità comuni

Le informazioni riguardanti la capacità in Ah delle batterie ricaricabili sono normalmente facilmente disponibili, ma può essere molto più difficoltoso ricavare la capacità per le batterie primarie. A titolo di esempio, alcune capacità di batterie primarie Energizer sono presenti in Energizer Technical Information mentre in Electric Current from a 1.5 Volt Battery sono presenti dei valori relativi ad alcune Duracell .

La capacità delle batterie, ovvero la quantità di carica elettrica che può essere immagazzinata, è comunemente espressa in ampere-ora (Ah), dove 1 Ah equivale a 3 600 coulomb . Per ottenere l'energia in wattora è necessario moltiplicare la capacità in Ah per la tensione nominale.

Una batteria da 1 Ah può erogare una corrente di 0,1 ampere per dieci ore prima di scaricarsi. In realtà la capacità reale è molto dipendente dal tasso di scaricamento, decrescendo con l'aumentare della corrente richiesta. Per questo una batteria da 1 Ah solitamente non riesce a fornire 1 ampere per un'ora.

Di solito la capacità è intesa come il prodotto tra la corrente erogata, misurata nell'arco di 10 o 20 ore, e il tempo.

La capacità è misurata sperimentalmente sottoponendo la batteria ad un ritmo di scarica standard, solitamente con una corrente che faccia scaricare la batteria in venti ore ovvero una corrente pari alla capacità della batteria diviso venti ore.

Ci sono in commercio dei tester di capacità delle batterie primarie (non ricaricabili) e secondarie (ricaricabili).

Componenti e fattori elettrici

Le celle di cui si compone una batteria possono essere collegate in parallelo , in serie o in entrambi i modi. In entrambi i casi possono verificarsi problemi dal tipo di collegamento e danno del singolo componente, perciò solitamente costituite da un circuito elettronico atto a proteggerle da questi problemi, chiamato "sistema di gestione della batteria". In entrambi i tipi in serie e in parallelo, l'energia totale di una batteria equivale alla somma delle energie immagazzinate in tutte le singole celle. Una combinazione di celle in parallelo possiede la stessa tensione di una singola cella ma è in grado di fornire una corrente maggiore ed eguale alla somma delle singole correnti di tutte le celle. Una combinazione in serie possiede la stessa corrente di una singola cella ma il valore della sua tensione corrisponde alla somma delle tensioni di tutte le singole celle.

Un semplice modello circuitale di una batteria è una sorgente di tensione perfetta (cioè priva di resistenza interna) in serie con un resistore . La tensione erogata dalla sorgente di tensione non dipende dallo stato di carica , ma solo dalle caratteristiche chimiche della batteria. Quando una batteria "si consuma", è la sua resistenza interna ad aumentare. Quando la batteria è collegata ad un carico (il dispositivo che "usa" la pila, per esempio una lampadina, o un motore elettrico) che ha una sua resistenza, la tensione applicata agli estremi del carico dipende dal rapporto tra la resistenza di carico e quella interna della batteria: quando la batteria è completamente carica la sua resistenza interna è bassa, per cui la tensione applicata ai capi del carico è quasi uguale a quella della sorgente di tensione. Mano a mano che la batteria si consuma e la sua resistenza interna cresce, aumenta anche la caduta di tensione ai capi della resistenza interna, con il risultato di ridurre la tensione disponibile per il carico e quindi la capacità della batteria di erogare potenza al carico.

Trattamento termodinamico della pila: equazione di Nernst

In elettrochimica , l' equazione di Nernst esprime il potenziale d'elettrodo (E), relativamente al potenziale d'elettrodo standard (Eº), di un elettrodo o di un semielemento o di una coppia redox di una pila. In altre parole serve per calcolare il potenziale dell'elettrodo in condizioni diverse da quelle standard.

dove:

  • R è la costante universale dei gas , uguale a 8,314472 J K −1 mol −1 o 0,082057 L atm mol −1 K −1
  • T è la temperatura assoluta
  • C i,red è la molarità della specie i -esima in forma ridotta (a destra della freccia della semireazione di riduzione)
  • C i,ox è la molarità della specie i -esima in forma ossidata (a sinistra della freccia della semireazione di riduzione)
  • ν i è il coefficiente stechiometrico della specie i -esima nella semireazione di riduzione
  • n è il numero di elettroni trasferiti nella semireazione
  • F è la costante di Faraday , uguale a 9,6485309 × 10 4 C mol −1 .

L'equazione di Nernst andrebbe in realtà espressa considerando le attività delle specie i-esima, ma per soluzioni non troppo concentrate, la relazione si può esprimere attraverso le concentrazioni molari.

Come si è arrivati all'equazione di Nernst? Trattando una pila nel suo insieme (cioè formata da due elettrodi o semielementi o coppe redox), possiamo scrivere, ad esempio per la pila Daniell:

Dal punto di vista termodinamico, visto che nella reazione compare una fase solida e una soluzione liquida, viene considerata solo quest'ultima, in quanto l' attività o concentrazione molare dei solidi puri è unitaria per definizione. Siccome per soluzioni molto diluite l'attività adimensionale degli ioni coincide numericamente con la loro concentrazione molare, sarà lecito scrivere per ogni specie elettroattiva:

μ = μº + RT ln [ione]

dove l'argomento del logaritmo rappresenta la concentrazione dello ione in moli per litro in condizioni attuali . Ovviamente tale operazione è errata matematicamente, in quanto non è possibile eseguire il logaritmo di una quantità dotata di dimensioni, tuttavia va ipotizzato che la concentrazione sia divisa per una concentrazione molare di riferimento unitaria (condizioni standard). Nel caso della reazione in questione e con questa precisazione, si scriverà quindi:

ΔG = μ(Zn 2+ ) + μ(Cu) − μ(Zn) − μ(Cu 2+ )
ΔGº = μº(Zn 2+ ) + μº(Cu) − μº(Zn) − μº(Cu 2+ )

ottenendo l' equazione isoterma di Van't Hoff

ΔG = ΔGº + RT ln([Zn 2+ ]/[Cu 2+ ])

In una reazione chimica infatti la variazione dei potenziali chimici dei prodotti e dei reagenti moltiplicati per i rispettivi coefficienti stechiometrici (1 nel caso in esame) col il segno positivo per i prodotti e negativo per i reagenti, è uguale alla variazione di energia libera di Gibbs ΔG per mole. In particolare a pressione e temperatura costante, in un sistema che compie lavoro utile (dovuto in questo caso alla forza elettromotrice della pila, che produce lavoro all'esterno tramite chiusura del circuito), l'energia libera di Gibbs per mole si identifica quantitativamente col lavoro utile cambiato di segno. Tale lavoro utile lo chiameremo con ΔV ext e sapendo che il potenziale elettrico non è altro il lavoro per unità di carica , si può definire il lavoro elettrico come il potenziale elettrico moltiplicato per la carica. La carica è relativa ad una mole di sostanza, perciò indicando con n la quantità elettroni per quantità di reagente scambiato durante la reazione, e ricordando che la carica elettrica dell'elettrone è di 96 485 coulomb /mol (che costituisce 1 faraday , indicato con F), si può scrivere che:

L utile = L elettrico = n F ΔV ext

In condizioni di equilibrio, ΔV tende a zero, quindi:

ΔV ext = ΔV int = ∆E = forza elettromotrice (o tensione elettrica, potenziale) della pila

Di conseguenza:

L utile = n F ∆E

Ricordando che a P e T costanti, la variazione di energia libera di un tale sistema è uguale al lavoro utile cambiato di segno,

ΔG = ΔGº + RT ln([Zn 2+ ]/[Cu 2+ ]) = − n F ∆E
∆E = − ΔGº/nF – (RT/nF) ln([Zn 2+ ]/[Cu 2+ ])
∆E = ∆Eº + (RT/nF) ln([Cu 2+ ]/[Zn 2+ ])

In forma più generale:

∆E = ∆Eº + (RT/nF) lnQ

dove Q è il quoziente di reazione (rapporto adimensionale tra le attività elevate ai rispettivi coefficienti stechiometrici). Possiamo quindi dire che la forza elettromotrice di una pila (∆E) è uguale al suo valore nelle condizioni standard (∆Eº) più il termine che dipende dalla attività in condizioni attuali delle specie elettroattive (ioni, gas) che partecipano alla reazione.

Scrivendo poi i termini indicati con "∆" per esteso (indicando cioè le differenze) otteniamo:

E red − E ox = E o red − E o ox + (RT/nF) ln([Cu 2+ ]) − (RT/nF) ln([Zn 2+ ])

dove E red e E ox sono i potenziali di riduzione non standard delle coppie redox che subiscono le semireazioni di riduzione e ossidazione, rispettivamente; E o red e E o ox sono i corrispettivi potenziali di riduzione standard. Separando i termini relativi alle coppie redox che subiscono le semireazioni di riduzione e ossidazione si può scrivere l'equazione di Nernst nella sua forma base da cui siamo partiti:

E red = E o red + (RT/nF) ln([Cu 2+ ])
E ox = E o ox + (RT/nF) ln([Zn 2+ ])

Sistema di gestione della batteria

Il sistema di gestione della batteria (battery management system o BMS) serve nel caso di alcune particolari tecnologie (litio, ecc) dove vengano utilizzate più celle galvaniche in serie, in modo da controllare le singole celle, stabilizzandole sia nella fase di carica che di scarica, per evitare malfunzionamenti o danneggiamenti della stessa batteria.

Generalmente tale sistema è integrato dentro al pacco batteria, la quale può essere così utilizzata come una batteria tradizionale ed essere collegata tranquillamente al caricabatteria o all'oggetto che la utilizzerà.

Considerazioni sulla sicurezza e ambientali: Riciclaggio e rigenerazione

Batteria nel suo alloggiamento con sopra riportate le manovre da evitare
Contenitore per la raccolta di pile esauste (in rosso).

Le varie batterie e pile essendo dei generatori o accumulatori di energia elettrica in caso di manomissione o uso incorretto possono provocare danni, per cui su di esse vengono impressi simboli o diciture per ricordare le manovre da evitare in assoluto.

Sin dal loro primo sviluppo risalente a oltre 200 anni fa, le batterie sono rimaste tra le fonti di produzione di energia relativamente più costose e la loro produzione richiede il consumo di molte risorse di un certo valore e spesso implicano anche l'impiego di sostanze chimiche pericolose, per questo fin dagli anni '20 si è cercato di recuperare questi elementi rigenerandoli (ridandogli carica elettrica), operazione che richiede differenti circuiti e non adatta a tutti i tipi di pile oppure si attua il riciclo delle loro componenti. [17] Per questa ragione esiste una specifica rete di riciclaggio (in italia regolamentata dal decreto legislativo 188 del 2008 che prevede sistemi collettivi e consorzi che raggruppano i produttori di pile e batterie, responsabili secondo la normativa della gestione dei rifiuti di questi prodotti) atta a recuperare dalle batterie usate parte dei materiali di maggiore tossicità e anche altri materiali di un certo valore. Le norme italiane prevedono che le batterie esauste siano considerate a tutti gli effetti dei rifiuti pericolosi e che quindi l'intero ciclo di vita dello smaltimento sia tracciato da parte di chi genera il rifiuto e da chi lo smaltisce. Eventuali irregolarità sono penalmente perseguibili.

Un'indagine di Duracell™ ed ERP (European Recycling Platform) ha rivelato che una pila su tre viene buttata con ancora il 40% di energia disponibile al suo interno. Alcuni dispositivi ad alto consumo, ad esempio una macchina fotografica digitale, potrebbero smettere di funzionare quando la pila ha ancora disponibile il 60% della propria energia. Spesso rimane energia sufficiente per far funzionare un altro apparecchio con un minor bisogno di energia, come un telecomando o un orologio [18] [19] [20] .

Note

  1. ^ a b Bockris Vol. 2 , p. 859 .
  2. ^ ( EN ) US Patent 494,827 , su google.com . URL consultato il 19 gennaio 2016 .
  3. ^ PH Rieger, Electrochemistry , Springer Science & Business Media, 2012, p. 7 , ISBN 9401106916 .
  4. ^ Copia archiviata , su aei.it . URL consultato il 26 giugno 2010 ( archiviato il 26 giugno 2010) .
  5. ^ L'invenzione della pila Archiviato il 7 novembre 2011 in Internet Archive .
  6. ^ a b Copia archiviata , su aei.it . URL consultato il 12 agosto 2007 ( archiviato il 12 agosto 2007) .
  7. ^ Due pile di Zamboni , su monci.it .
  8. ^ a b c Copia archiviata , su aei.it . URL consultato il 7 agosto 2007 ( archiviato il 7 agosto 2007) .
  9. ^ a b Copia archiviata , su aei.it . URL consultato l'11 agosto 2007 ( archiviato l'11 agosto 2007) .
  10. ^ a b c d e f g h i j k l m n Copia archiviata , su aei.it . URL consultato il 7 agosto 2007 ( archiviato il 7 agosto 2007) .
  11. ^ Da notare che a rigore i termini "pila" e "cella galvanica" non sono sinonimi; la pila è infatti un dispositivo che utilizza una o più celle galvaniche per funzionare (quindi la cella galvanica è in generale un singolo elemento della pila) e esistono celle galvaniche anche in altri ambiti, ad esempio nei processi corrosionistici.
  12. ^ Kiehne , p. 1 .
  13. ^ Kiehne , p. 6 .
  14. ^ Esperimenti di elettrochimica , su funsci.com . URL consultato il 19 ottobre 2010 (archiviato dall' url originale il 20 ottobre 2010) .
  15. ^ Batterie low cost da patate bollite , su ansa.it . URL consultato il 9 luglio 2010 .
  16. ^ Batterie in serie e in parallelo di diversa capacità
  17. ^ Come rigenerare le pile a secco ( PDF ), su bccmp.com . URL consultato il 25 gennaio 2012 (archiviato dall' url originale il 28 marzo 2012) .
  18. ^ Elisabetta Curzel, Nelle pile scariche c'è ancora molta energia , su Corriere della Sera , 21 novembre 2012. URL consultato il 13 gennaio 2021 .
  19. ^ PILE USA E GETTA BUTTATE CON IL 40% DI ENERGIA. DANNI ALL'AMBIENTE E AL PORTAFOGLIO , su Io leggo l'etichetta , 4 marzo 2013. URL consultato il 13 gennaio 2021 .
  20. ^ EmanuelaZerbinatti, Che spreco: un terzo delle pile buttate ancora cariche. I dati della ricerca ERP-Duracell , su Benessereblog , 25 novembre 2012. URL consultato il 13 gennaio 2021 .

Bibliografia

Voci correlate

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Collegamenti esterni

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