Pila (electrotehnică)

De la Wikipedia, enciclopedia liberă.
Salt la navigare Salt la căutare
Simbol folosit pentru a indica o baterie

Un teanc (cunoscut și sub denumirea de baterie electrică, chimie a bateriei, celulă electrochimică primară sau baterie) în electricitate și electrochimie este un dispozitiv care convertește energia chimică în energie electrică cu o reacție de oxidare-reducere . Un set de mai multe baterii dispuse în serie și / sau paralel (pentru a crește valorile de tensiune la capete și / sau respectiv curentul livrabil), este denumit în mod obișnuit un acumulator .

Până în 1869, anul inventării dinamului , bateria era singurul mijloc de producere a energiei electrice.

fundal

Volta și prima grămadă

Pictogramă lupă mgx2.svg Același subiect în detaliu: Pila di Volta .
O grămadă de Alessandro Volta păstrată în Templul Volta din Como

În 1799 Alessandro Volta a reluat studiile lui Luigi Galvani privind curentul electric , creând prima baterie (numită acum voltaică ), cu următorii constituenți:

  • un suport din lemn așezat vertical pe o bază circulară;
  • discuri de cupru și zinc
  • cârpă îmbibată într-o soluție acidă formată din apă și acid sulfuric
  • două fire de cupru.

Teancul Volta este format din discuri de cupru și zinc alternante, conform schemei cupru-zinc-umed-cupru-zinc și așa mai departe, toate ținute vertical de structura exterioară din lemn. Odată ce discurile și pânza sunt așezate pe suport, prin conectarea primului și ultimului disc al coloanei cu două fire de cupru, se creează o diferență de potențial între ele, capabilă să producă trecerea curentului. În realitate, Volta credea că trecerea curentului se datorează diferenței de potențial originată în urma simplului contact al celor două metale, în timp ce ulterior s-a înțeles că trecerea curentului se datorează diferenței de potențial creată de cele două metale, cauzate de reacțiile chimice la care contribuie și la mediul umed.

În timpul funcționării bateriei, zincul este consumat în timp ce cuprul rămâne intact sau în cele din urmă se oxidează. Acest lucru se datorează faptului că zincul produce doi electroni și trece de la Zn metalic la Zn 2+ , acești electroni, spre deosebire de ceea ce s-ar putea crede, nu trec la cupru, ceea ce servește doar pentru a crea diferența de potențial, dar trec la ionul oxonium H 3 O + format din disocierea ionică a acidului sulfuric în apă, care se transformă în hidrogen molecular gazos H 2 . De fapt, diferența de potențial care poate fi măsurată la capetele unui singur strat cupru-umed-zinc cu voltmetru este de aproximativ 0,7 V. Această tensiune este echivalentă cu jumătatea de pereche Zn / Zn 2+ folosind cea a hidrogenului H ca încă o jumătate de pereche. 2 / H 3 O +. Dispozitivul astfel constituit i-a permis lui Volta să producă un curent electric , pe care l-a observat fluxul și a reușit să inducă contracția mușchilor unei broaște moarte.

Bateriile Daniell

Pictogramă lupă mgx2.svg Același subiect în detaliu: Pila Daniell .
Schema de funcționare a unei baterii Daniell

În 1836 John Frederic Daniell a dezvoltat o baterie, denumită ulterior bateria Daniell , exploatând prototipul inventat de Volta și făcând îmbunătățiri în ceea ce privește tensiunea și siguranța de utilizare. Celula este formată dintr-un compartiment anodic ( jumătate de celulă) format dintr-o tijă de zinc scufundată într-o soluție de sulfat de zinc 1 M (ZnSO 4 ) și un compartiment catodic format dintr-o tijă de cupru cufundată într-o soluție de sulfat de cupru (CuSO 4 ) 1 M. [1] Cele două jumătăți de celule sunt conectate printr-o punte salină formată dintr-un tub umplut cu o soluție saturată de azotat de potasiu (KNO 3 ) cu capace la capete care sunt permeabile la ioni și apă. [1]

Weston stive

Pictogramă lupă mgx2.svg Același subiect în detaliu: Pila Weston .

Grămada Weston este o celulă umedă, care își datorează numele chimistului englez Edward Weston care a creat-o în 1893 . [2] [3] Este o celulă de referință cunoscută, utilizată în laborator pentru calibrarea instrumentelor de măsurare, cum ar fi voltmetrele și a fost utilizată ca standard internațional de diferență de potențial (numită și forță electromotivă ) din 1911 până în 1990. De atunci este interzis datorită conținutului ridicat de mercur și cadmiu , ambele fiind toxice.

Cronologie

În 1801 Alessandro Volta îi ilustrează invenția lui Napoleon Bonaparte .

  • Stiva de Zamboni

  • Acumulator Planté

  • Pila Daniell

  • Stiva de Grove

  • Pila Leclanché

  • Grămadă Bunsen

Descriere generala

Termenul „baterie” [11] este adesea folosit în mod necorespunzător pentru a indica acumulatorii : de fapt, o baterie așa-numită în mod corespunzător este o celulă electrochimică primară în care reacția redox poate continua doar într-o singură direcție (procesul de descărcare), spre deosebire de celulele electrochimice secundare în care procesul menționat anterior este reversibil, deși cu o anumită eficiență (procesul de descărcare - direct - și reîncărcare - invers). Pentru a distinge bateriile de celulele secundare, acestea din urmă sunt numite acumulatori (încărcare electrică și reîncărcabilă) [12] .

Termenul indică adesea atât un dispozitiv electrochimic primar (baterie), cât și secundar (acumulator), doar pentru a specifica apoi dacă reîncărcabil sau nu (de exemplu: baterie alcalină sau baterie Ni-Cd sau baterie reîncărcabilă Ni-MH): pentru a evita ambiguitatea vorbim despre „grămadă” sau „acumulator” pentru a identifica cele două familii de celule, presupunând astfel că primele nu sunt reversibile, în timp ce celelalte sunt.

Bateriile sunt utilizate ca generatoare de curent sau generatoare de tensiune pentru alimentarea circuitelor electrice și a dispozitivelor electrice , deoarece au avantajul de a menține constantă tensiunea pe celulă pe măsură ce variază sarcina externă.

Unele baterii folosite

Principiul fizico-chimic al unei operațiuni de stivă este o reacție de oxidare-reducere : o substanță specifică suferă un proces de oxidare , pierzând electroni , în timp ce o altă substanță suferă un proces de reducere , cumpărându-i. Având în vedere configurația sa, celula permite interceptarea și exploatarea fluxului de electroni între cele două substanțe. Acest flux generează un curent electric continuu, potențialul electric este o funcție a reacțiilor care au loc acolo. O baterie se descarcă atunci când aceste reacții chimice ajung la starea de echilibru . Bateriile sunt, în general, considerate a fi sisteme cu densitate mare de energie și cu putere redusă, spre deosebire de supercondensatoare .

Baterii primare utilizate în mod obișnuit

În baterii, reacțiile chimice interne sunt ireversibile, adică nu este posibilă inversarea reacției pur și simplu furnizând energie bateriei; prin urmare, atunci când reactivii stivei sunt complet transformați în produsele finale, acesta este descărcat definitiv și devine inutilizabil. Tipul de baterii primare care pot fi găsite pe piață urmează:

Baterii zinc-carbon

Reprezentarea schematică a unei celule zinc-carbon; catodul (+) este o tijă de grafit, recipientul exterior de zinc acționează ca un anod (-)

Prima celulă uscată produsă industrial (fără lichide) și comercializată pe scară largă a fost celula zinc-carbon , brevetată în 1886 de Dr. Carl Gassner, care a dezvoltat un prototip inventat și brevetat de Georges Leclanché în 1866 (așa-numitul Leclanché grămadă ). Practic, bateria Leclanché anterioară avea cei doi electrozi scufundați într-o soluție apoasă de electroliți de clorură de zinc și clorură de amoniu, deci nu poate fi considerată o celulă uscată reală.

Mormanul zinc-carbon are o formă cilindrică și constă dintr-un anod metalic de zinc care ocupă baza inferioară și suprafața cilindrului, acționând astfel și ca un container. În interior găsim o pastă gelatinoasă de dioxid de mangan și clorură de amoniu , amestecată cu o pulbere de cărbune. Catodul este format dintr-o tijă de grafit , cufundată în această pastă și al cărei vârf, acoperit de un capac metalic, iese pe baza superioară a cilindrului. Un material de etanșare din plastic separă capacul metalic de recipientul de zinc, pentru a evita scurtcircuitul dintre anod și catod.

Jumătatea de reacție de reducere are loc pe suprafața catodului de grafit și implică dioxid de mangan. Stoichiometria reacției de reducere nu este exact cunoscută și este probabil alcătuită din mai multe reacții paralele. Reacțiile reprezentative sunt următoarele:

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

Tija de grafit și praful de cărbune nu participă la reacție și servesc doar pentru a facilita conducerea electronilor. Reacția de semi-oxidare are loc pe suprafața internă a recipientului de zinc și poate fi exprimată după cum urmează:

Zn → Zn 2+ + 2 e −

Clorura de amoniu, pe lângă furnizarea ionilor de H + pentru jumătate de reacție (sau jumătate de reacție) de reducere, are și sarcina de a complexa ionii de zinc produși de jumătatea de reacție de oxidare, menținând astfel concentrația de Zn 2+ liber ioni mici și, prin urmare, menținând scăzut potențialul de reducere (E) al perechii redox Zn / Zn 2+ , conform ecuației Nernst :

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

Zn și MnO 2 sunt ambii solizi, astfel încât, neavând o punte de sare reală în grămadă, sunt în contact fizic și reacționează în grămadă chiar dacă încet. Potențialele de reducere la anod și catod (E) sunt dificil de calculat, deoarece sunt instabile datorită variațiilor speciilor ionice implicate în cele două jumătăți de reacții (conform ecuației Nernst E depinde de concentrațiile molare ale specii ionice implicate în jumătățile de reacție), și pentru că jumătățile de reducere la catod sunt diferite. În orice caz, diferența de potențial (ddp) sau forța electromotivă (emf) a unei celule tinere de carbon-zinc (∆E) este de aproximativ 1,5 V.

Celula zinc-carbon are numeroase dezavantaje: contactul fizic Zn și MnO 2 și mediul acid al celulei nu împiedică reacția redox chiar și în repaus, făcând procesul de descărcare în repaus relativ ridicat. Numeroasele reacții paralele duc la formarea a numeroase substanțe care cresc rezistența internă a celulei, scăzând ∆E care scade rapid de la 1,5 V inițial. Chiar și amoniacul eliberat la catod tinde să formeze un voal gazos pe suprafața sa, crescând rezistența internă și, prin urmare, scăzând ∆E. Cu alte cuvinte, bateria este ușor de descărcat. O problemă suplimentară este subțierea peretelui de zinc al grămezii din cauza reacției de oxidare. Acest lucru duce la probleme interne de pierdere a conținutului.

Toate aceste limitări au împiedicat bateriile zinc-carbon să rămână competitive și au dus la înlocuirea lor treptată cu baterii alcaline. Acestea sunt mai ieftine decât cele din urmă și sunt încă disponibile pe piață astăzi.

Baterii alcaline

Unele baterii alcaline
Reprezentarea schematică a unei baterii alcaline. MnO 2 pulbere (maro); Pulbere de Zn (gri deschis); separator (gri închis); bara metalică și suprafața metalică care acționează ca un anod și recipient metalic care acționează ca un catod (gri); etanșant plastic și membrană de eliminare a presiunii (galben); eticheta (verde)

Au fost inventate în anii 1950 de un inginer canadian, Lewis Urry, și reprezintă evoluția celulelor uscate zinc-carbon. Oxidantul și reductantul sunt încă dioxid de mangan (MnO 2 ) și zinc metalic (Zn), dar Zn nu mai formează recipientul extern fiind introdus sub formă de pulbere în jurul unei bare metalice inerte (anod). MnO 2 este, de asemenea, o pulbere în contact cu recipientul exterior metalic și inert (catod). Cele două pulberi de Zn și MnO 2 sunt scufundate într - o pastă gelatinoasă, alcalin , de fapt, de hidroxid de potasiu (KOH) ca electrolit și sunt separate printr - un separator care trece ioni, dar nu și cele două substanțe solide pulverizate. Prezența KOH este fundamentală deoarece are avantajul de a nu produce gaz în timpul funcționării (de ex. NH 3 ) și de a nu avea căderi de tensiune (∆E), care rămâne constantă și egală cu 1,5 V. Bara de metal care acționează ca un anod este în contact cu un disc metalic pe baza inferioară a cilindrului stivei, extinzând astfel funcția anodică pe întregul disc. Acesta din urmă este separat de recipientul metalic al catodului extern printr-un material de etanșare plastic neconductiv care evită scurtcircuitul.

Jumătatea de reacție de reducere are loc pe suprafața metalică catodică (inertă) și implică dioxid de mangan. Stoichiometria jumătății de reacție de reducere nu este exact cunoscută și este probabil alcătuită din mai multe reacții paralele. O reacție reprezentativă este următoarea:

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

Potențialul de reducere (E) al acestei jumătăți de reacție este echivalent cu cel standard (Eº) deoarece MnO 2 și Mn (OH) 2 sunt solide și OH - este la o concentrație molară ridicată, aproape de 1 M (standard). Prin urmare, E = Eº = +0,25 V. Acest potențial E este, de asemenea, constant, deoarece concentrația molară de OH - rămâne ridicată în timpul funcționării celulei și de ordinul mărimii 1 M (KOH este componenta în exces). Semi-reacția de oxidare are loc pe suprafața internă a barei metalice anodice (inerte) a recipientului de zinc și poate fi exprimată după cum urmează:

Zn → Zn 2+ + 2 e −

Potențialul de reducere (E) al acestei jumătăți de reacție nu este echivalent cu cel standard (Eº) deoarece concentrația molară a Zn 2+ este mult mai mică de 1 M ([Zn 2+ ] ≪ 1 M). Prezența KOH determină precipitarea Zn (OH) 2 (care apoi se va transforma în ZnO), stabilind o concentrație scăzută și constantă de Zn 2+ :

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

Fiind K PS = 6,8 × 10 −17 și din moment ce [OH - ] = 1 M, putem deduce că [Zn 2+ ] = 6,8 × 10 −17 . Atunci aplicând ecuația lui Nernst obținem că E = −1,25 V. Apare și reacția de formare a complexului de coordonare Zn (OH) 2− 4 , dar se poate demonstra că aceasta nu modifică concentrația molară a Zn 2+ liber .

Reacția redox completă este:

Zn + MnO 2 + H 2 O → ZnO + Mn(OH) 2

La catod se produc ioni OH - și la anodul consumat, electroneutralitatea celor două compartimente, în conformitate cu legea curenților Kirchhoff, este garantată de partiția permeabilă la ioni.

Spre deosebire de celula tradițională zinc-carbon, în celula alcalină atât potențialele de reducere (E) la anod cât și la catod sunt cunoscute, stabile și constante în timpul funcționării celulei, garantând o ∆E = 1,5 V. În plus, Zn și MnO 2 nu sunt acum în contact (separate prin separator) și, prin urmare, nu reacționează între ele când bateria este în repaus (nu se descarcă în repaus). Nu se eliberează gaz și nu există reacții nedorite, prevenind căderile potențiale (stableE stabil). În cele din urmă, nu se consumă recipientul bateriei și, prin urmare, nu există pierderi.

Prin urmare, celula alcalină a permis depășirea tuturor limitelor celulei zinc-carbon, înlocuind-o treptat pe piață. Singurul dezavantaj este costul mai mare.

Utilizări : lanterne, jucării, diverse instrumente electrice și electronice
Avantaje : durată de viață mai mare în repaus, fără cădere de tensiune chiar și la intensitate mare a curentului de ieșire, fără pierderi

Baterii zinc-aer

Unele baterii zinc-aer. Protectorul colorat protejează catodul de contactul cu oxigenul din aer

Prima baterie zinc-aer a fost construită de Charles Féry în 1914 într-o versiune „voluminoasă”. Au fost apoi rafinate și reduse în volum în anii 1970. Astăzi, cele mai frecvente baterii zinc-aer au dimensiunea și forma unui buton și sunt utilizate pentru aparatele auditive care trebuie aplicate pe urechea surzilor , pentru contoare de telemetrie cardiacă și alte dispozitive medicale. De asemenea, găsesc aplicații pentru camere și alte obiecte.

Peretele lateral interior și baza superioară a bateriei sunt ocupate de o placă metalică inertă care acționează ca un anod. Acesta conține o pastă gelatinoasă umedă alcalină pe bază de KOH și care conține pulbere de zinc. Peretele lateral exterior și baza inferioară a bateriei formează o altă placă metalică inertă care acționează ca un catod și care este separată de prima printr-un material de etanșare plastic neconductiv care previne scurtcircuitul. Placa metalică catodică este perforată la nivelul bazei inferioare pentru a lăsa să treacă oxigenul din aer ( O 2 ) și deasupra acesteia este plasată o hârtie de filtru și apoi din nou o foaie de teflon , ambele permeabile la O 2 . Mai sus există un strat subțire de material, ținut împreună de o plasă și îmbibat în același gel alcalin pe bază de KOH, capabil să catalizeze (să accelereze) descompunerea de O 2 . Acest gel alcalin este separat de cel care conține pulberea de zinc datorită unui separator permeabil la ioni.

Semi-reacția de oxidare are loc pe suprafața internă a plăcii anodice, identică în stoichiometrie și potențial E cu cele descrise mai sus pentru bateria alcalină, adică:

Zn → Zn 2+ + 2 e −
E = −1,25 V

Jumătatea de reacție de reducere are loc datorită trecerii de O2 a aerului prin găurile din placa catodică, hârtia de filtru și teflon, până când atinge masa catalizatorului:

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

Potențialul de reducere (E) al acestei jumătăți de reacție este echivalent cu cel standard (Eº) ca OH - este la o concentrație molară ridicată, aproape de 1 M (standard). Prin urmare, E = Eº = +0,40 V. Acest potențial este, de asemenea, constant, deoarece concentrația molară de OH - și presiunea parțială de O 2 rămân ridicate și constante în timpul funcționării celulei.

Reacția redox completă este: [13]

2 Zn + O 2 → 2 ZnO
∆E = 1,65 V

Ca și în cazul bateriei alcaline, atât potențialele de reducere (E) la anod cât și la catod sunt cunoscute, stabile și constante în timpul funcționării bateriei, garantând o ∆E = 1,65 V. Bateria este economică și are o densitate ridicată a energiei datorită absența stocării oxidantului. Descărcarea bateriei în repaus este neglijabilă dacă etanșantul este menținut pe peretele catodului care împiedică trecerea de O 2 . În absența etanșantului, O 2 se difuzează ușor până în interiorul grămezii, oxidând Zn. Un alt dezavantaj este puterea foarte mică, care limitează utilizarea sa la aparatele mici.

Utilizări : aparate auditive, contoare de telemetrie cardiacă, instrumente electrice și electronice de mică putere
Avantaje : dimensiuni mici, energie specifică ridicată, stabil ∆E (∆E = + 1,65V), cost redus.
Dezavantaje : capacitate redusă (utilizabilă numai pentru sculele mici), funcționează slab în condiții meteorologice uscate

Lână de argint

Unele baterii argintii

Inventat și comercializat în anii 1950 în diferite forme și dimensiuni, a fost folosit în a doua jumătate a secolului trecut în aeronautica militară , civilă și spațială. Costurile ridicate de producție, datorate prezenței argintului , l-au făcut astăzi necompetitiv în aceste domenii, dar bateriile mici de argint în formă de buton sunt încă comercializate și utilizate pe scară largă pentru ceasuri, calculatoare, camere foto și alte articole electronice mici.

Baza superioară a bateriei este ocupată de o placă metalică inertă care acționează ca un anod, în timp ce baza inferioară și peretele lateral sunt alcătuite dintr-o placă metalică inertă similară care funcționează ca un catod. Un plastic de etanșare și izolator rulează în interiorul peretelui lateral până la baza superioară, interpunându-se între anod și catod și evitând astfel scurtcircuitul. În interior, în contact cu bazele superioare și inferioare ale bateriei, există două paste gelatinoase alcaline pe bază de hidroxid de potasiu (KOH) și care conțin o pulbere de zinc (Zn) și respectiv o pulbere de oxid de argint (Ag 2 O). Acestea sunt separate de un separator permeabil la ioni care, ca la toate bateriile, asigură restabilirea neutralității în cele două medii gelatinoase.

Semi-reacția de oxidare are loc pe suprafața internă a plăcii anodice, identică în stoichiometrie și potențial E cu cele descrise deja pentru bateria alcalină (a se vedea mai sus), adică:

Zn → Zn 2+ + 2 e −
E = -1,25 V.

Demi-reacția de reducere are loc pe suprafața internă a plăcii catodice:

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

Potențialul de reducere (E) din această jumătate de reacție este echivalent cu cel standard (Eº) ca Ag 2 O și Ag sunt compuși solizi și OH - este la o concentrație molară ridicată, apropiată de 1 M (standard). Prin urmare, E = Eº = +0,342 V. Acest potențial este, de asemenea, constant, deoarece concentrația molară de OH - rămâne ridicată și constantă în timpul funcționării celulei.

Reacția redox completă este:

Zn + Ag 2 O -> ZnO + 2Ag
∆E = 1,6V

Ca și în cazul bateriei alcaline, atât potențialele de reducere (E) la anod, cât și la catod sunt cunoscute, stabile și constante în timpul funcționării bateriei, garantând o ∆E = 1,6 V. Bateria este, de asemenea, mică și, prin urmare, potrivită pentru aparatele mici. Cu toate acestea, prezența argintului îl scumpeste.

Utilizări : aeronautică militară, civilă și spațială (în secolul trecut și cu dimensiuni mult mai mari decât cele descrise aici); ceasuri, calculatoare, camere, camere video și alte obiecte electrice și electronice mici.
Avantaje : dimensiuni mici, stabil ∆E (∆E = + 1,6V).
Dezavantaje : capacitate redusă (utilizabilă doar pentru unelte mici), cost relativ ridicat

Baterii cu mercur (sau baterii Ruben-Mallory)

Inventat în 1942 de Samuel Ruben, a fost folosit în timpul celui de- al doilea război mondial pentru aplicații militare ( walkie-talkie , aparate electrice și detectoare de metale ). A fost comercializat după război în diferite forme și dimensiuni și a fost utilizat pentru diverse aplicații, în special sub formă mică (buton), cum ar fi bateriile argintii descrise mai sus. A fost utilizat pe scară largă pentru ceasuri, calculatoare, camere și alte obiecte mici. De asemenea, a fost utilizat pe scară largă pentru aplicații medicale (aparate auditive, stimulatoare cardiace și alte dispozitive implantate chirurgical). Începând cu anii 90 în unele state din SUA, limitările pentru fabricarea acestor baterii au început din cauza mercurului lichid pe care îl produc, considerat dăunător mediului înconjurător, datorită eliminării necorespunzătoare a bateriilor de către populația care le-a utilizat. Astăzi, producția este interzisă în toate Statele Unite , în toată Europa și în multe alte state occidentale și non-occidentale. Aceste baterii, odată folosite și epuizate, trebuie aruncate în coșurile corespunzătoare pentru bateriile epuizate, deoarece materialul care le compune sau mercurul este extrem de toxic și periculos, atât pentru oameni, animale, cât și pentru mediu.

Bateriile cu butoane cu mercur au o constituție și chimie foarte asemănătoare cu cele ale bateriilor cu butoane argintii. Singura diferență este prezența unui oxid de mercur pulbere (HgO) , înlocuirea de oxid de argint (Ag 2 O). Demi-reacția de reducere are loc pe suprafața internă a plăcii catodice:

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

Potențialul de reducere (E) al acestei jumătăți de reacție este echivalent cu cel standard (Eº) deoarece HgO și Hg sunt compuși nedizolvati (solid și respectiv lichid) și OH - este la o concentrație molară ridicată, aproape de 1 M (standard ). Prin urmare, E = Eº = +0,09 V. Demi-reacția de oxidare și potențialul său sunt identice cu cele observate pentru bateriile alcaline și argintii. Reacția redox completă este:

Zn + HgO → ZnO + Hg
∆E = 1,3 V

Ca și în celula alcalină și argintie, atât potențialele de reducere (E) la anod cât și la catod sunt cunoscute, stabile și constante în timpul funcționării bateriei, garantând o ∆E = 1,3 V.

Utilizări : până la interzicerea lor au fost folosite pentru ceasuri, calculatoare, camere foto, camere, stimulatoare cardiace, aparate auditive și alte obiecte electrice și electronice mici
Avantaje : dimensiuni mici, stabil ∆E (∆E = + 1,3V).
Dezavantaje : capacitate redusă (utilizabilă numai pentru sculele mici), toxicitate ridicată

Baterii cu litiu

Baterie litiu cu un singur buton
Schema unei baterii cu buton de litiu cu MnO2 (dioxid de mangan) ca catod
Baterie litiu dezasamblată. De la stânga la dreapta: suprafața metalică a anodului acoperită intern cu un strat de metal litiu, separator poros, praf de MnO 2 , plasă metalică conductivă, suprafața metalică a catodului (deteriorată la deschiderea bateriei), inelul de etanșare din plastic

Nu trebuie confundat cu bateriile reîncărcabile litiu- ion (Li-ion).

Inventat și comercializat în 1970 de diverse companii americane și japoneze, în general sub formă mică (de exemplu, de tip buton), este folosit astăzi pentru ceasuri, camere, calculatoare, telecomenzi pentru închidere centralizată, dispozitive implantabile pentru intervenții chirurgicale (stimulatoare cardiace, defibrilatoare implantabile) , implanturi cohleare, senzori de glucoză etc.), obiecte electronice de diferite tipuri.

Baza inferioară a bateriei este ocupată de o placă metalică inertă care acționează ca un anod, în timp ce baza superioară este alcătuită dintr-o placă metalică inertă similară care funcționează ca un catod. Un inel de etanșare din plastic ține cele două foi împreună, prevenind contactul fizic și, prin urmare, scurtcircuitul în același timp. În interior, baza inferioară este în contact cu unul sau mai multe straturi de litiu (Li) scufundate într-un solvent organic aprotic (care nu eliberează ioni H + ). Baza superioară, pe de altă parte, este în contact cu un compus oxidant care poate varia în funcție de tipul de baterie luat în considerare, care este, de asemenea, scufundat în același solvent aprotic. Cele două medii sunt împărțite printr-un separator poros permeabil la ioni, dar nu la compuși solizi. 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

Altri progetti

Collegamenti esterni

Controllo di autorità Thesaurus BNCF 20624 · LCCN ( EN ) sh85041588 · GND ( DE ) 4004687-4 · BNF ( FR ) cb11933136g (data) · BNE ( ES ) XX526307 (data) · NDL ( EN , JA ) 00561468
Estratto da " https://it.wikipedia.org/w/index.php?title=Pila_(elettrotecnica)&oldid=122520243 "