17.6: Baterias e células de combustível

Objetivos de

Ao final desta seção, você poderá:

• Descreva a eletroquímica associada a várias baterias comuns
• Distinguir a operação de uma célula de combustível daquela de uma bateria

Existem muitos produtos tecnológicos associados aos últimos dois séculos de pesquisa eletroquímica, nenhum mais óbvio do que a bateria. Uma bateria é uma célula galvânica especialmente projetada e construída da maneira que melhor se adequa ao uso pretendido, uma fonte de energia elétrica para aplicações específicas. Entre as primeiras baterias bem-sucedidas estava a célula Daniell, que dependia da oxidação espontânea do zinco pelos íons de cobre (II) (Figura 17.8):

$$\text{Zn}(s)+{\text{Cu}}^{2+}(\mathrm{uma}q)⟶{\text{Zn}}^{2+}(\mathrm{uma}q)+\text{Cu}(s)$$

Figura 17.8 Ilustração de uma célula de Daniell retirada de uma publicação de jornal de 1904 (à esquerda) junto com uma ilustração simplificada representando a eletroquímica da célula (à direita). O design de 1904 usava uma panela de barro porosa para conter um conteúdo da meia célula e servir como uma ponte de sal para a outra meia célula.

As baterias modernas existem em várias formas para acomodar várias aplicações, desde pequenas baterias de botão que fornecem as modestas necessidades de energia de um relógio de pulso até baterias muito grandes usadas para fornecer energia de reserva às redes elétricas municipais. Algumas baterias são projetadas para aplicações de uso único e não podem ser recarregadas (células primárias), enquanto outras são baseadas em reações celulares convenientemente reversíveis que permitem a recarga por uma fonte de energia externa (células secundárias). Esta seção fornecerá um resumo dos aspectos eletroquímicos básicos de várias baterias familiares à maioria dos consumidores e apresentará um dispositivo eletroquímico relacionado chamado célula de combustível que pode oferecer melhor desempenho em determinadas aplicações.

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Baterias de uso único

Uma bateria primária comum é a célula seca, que usa uma lata de zinco como recipiente e ânodo (terminal “—”) e uma haste de grafite como cátodo (terminal “+”). A lata de Zn é preenchida com uma pasta de eletrólito contendo óxido de manganês (IV), cloreto de zinco (II), cloreto de amônio e água. Uma haste de grafite é imersa na pasta de eletrólito para completar a célula. A reação celular espontânea envolve a oxidação do zinco:

$$\text{reação anódica:}\text{Zn}(s)⟶{\text{Zn}}^{\mathrm{2+}}(\mathrm{uma}q)+2{\text{e}}^{\text{−}}$$

e a redução do manganês (IV)

$$\text{reação de redução:}2{\text{Não}}_2(s)+2{\text{NH}}_4\text{Cl}(\mathrm{uma}q)+2{\text{e}}^{\text{−}}⟶{\text{Mn}}_2{\text{O}}_3(s)+2{\text{NH}}_3(\mathrm{uma}q)+{\text{H}}_2\text{O}(l)+2{\text{Cl}}^{\text{−}}$$

que juntos produzem a reação celular:

$$\text{reação celular:}2{\text{Não}}_2(s)+2{\text{NH}}_4\text{Cl}(\mathrm{uma}q)+\text{Zn}(s)⟶{\text{Zn}}^{\mathrm{2+}}(\mathrm{uma}q)+{\text{Mn}}_2{\text{O}}_3(s)+2{\text{NH}}_3(\mathrm{uma}q)+{\text{H}}_2\text{O}(l)+2{\text{Cl}}^{\text{−}}{E}_{\text{célula}}~\mathrm{1,5}\text{V}$$

A voltagem (potencial celular) de uma célula seca é de aproximadamente 1,5 V. As células secas estão disponíveis em vários tamanhos (por exemplo, D, C, AA, AAA). Todos os tamanhos de células secas compreendem os mesmos componentes e, portanto, exibem a mesma voltagem, mas células maiores contêm maiores quantidades de reagentes redox e, portanto, são capazes de transferir quantidades correspondentemente maiores de carga. Como outras células galvânicas, as células secas podem ser conectadas em série para produzir baterias com maiores saídas de tensão, se necessário.

Figura 17.9 Um diagrama esquemático mostra uma célula seca típica.

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As baterias alcalinas (Figura 17.10) foram desenvolvidas na década de 1950 para melhorar o desempenho da célula seca e foram projetadas em torno dos mesmos pares redox. Como o nome sugere, esses tipos de baterias usam eletrólitos alcalinos, geralmente hidróxido de potássio. As reações são

$$\begin{array}{l}\underset{\ne }{\begin{array}{l}\text{ânodo:}\text{Zn}(s)+2{\text{OH}}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)⟶\text{ZnO}(s)+{\text{H}}_2\text{O}(l)+{\text{2e}}^{\text{−}}\\ \text{cátodo:}2{\text{Não}}_2(s)+{\text{H}}_2\text{O}(l)+{\text{2e}}^{\text{−}}⟶{\text{Mn}}_2{\text{O}}_3(s)+{\text{2OH}}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)\end{array}}\\ \text{célula:}\text{Zn}(s)+{\text{2 MB Não}}_2(s)⟶\text{ZnO}(s)+{\text{Mn}}_2{\text{O}}_3(s)E_{\text{célula}}=\text{+1,43 G}\end{array}$$

Uma bateria alcalina pode fornecer cerca de três a cinco vezes a energia de uma célula seca de zinco-carbono de tamanho similar. As baterias alcalinas são propensas a vazar hidróxido de potássio, portanto, devem ser removidas dos dispositivos para armazenamento a longo prazo. Embora algumas pilhas alcalinas sejam recarregáveis, a maioria não é. As tentativas de recarregar uma bateria alcalina que não é recarregável geralmente levam à ruptura da bateria e ao vazamento do eletrólito de hidróxido de potássio.

Figura 17.10 As baterias alcalinas foram projetadas como substitutas aprimoradas para baterias de zinco-carbono (célula seca).

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Baterias recarregáveis (secundárias)

As baterias de níquel-cádmio ou NiCd (Figura 17.11) consistem em um cátodo niquelado, ânodo revestido de cádmio e um eletrodo de hidróxido de potássio. As placas positivas e negativas, que são impedidas de entrar em curto-circuito pelo separador, são enroladas juntas e colocadas na caixa. Esse é um design “gelatinoso” e permite que a célula NiCd forneça muito mais corrente do que uma bateria alcalina de tamanho semelhante. As reações são

$$\begin{array}{l}\underset{\ne }{\begin{array}{l}\text{ânodo:}\text{Cd}(s)+{\text{2OH}}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)⟶{\text{Cd (OH)}}_2(s)+{\text{2e}}^{\text{−}}\\ \text{cátodo:}{\text{Não}}_2(s)+{\text{2H}}_2\text{O}(l)+{\text{2e}}^{\text{−}}⟶{\text{Não (OH)}}_2(s)+{\text{2OH}}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)\end{array}}\\ \text{célula:}\text{Cd}(s)+{\text{Não}}_2(s)+{\text{2H}}_2\text{O}(l)⟶{\text{Cd (OH)}}_2(s)+{\text{Não (OH)}}_2(s)E_{\text{célula}}~1.2\text{V}\end{array}$$

Quando tratada adequadamente, uma bateria de NiCd pode ser recarregada cerca de 1000 vezes. O cádmio é um metal pesado tóxico, portanto, as baterias de NiCd nunca devem ser quebradas ou incineradas e devem ser descartadas de acordo com as diretrizes relevantes de resíduos tóxicos.

Figura 17.11 As baterias de NiCd usam um design “gelatinoso” que aumenta significativamente a quantidade de corrente que a bateria pode fornecer em comparação com uma bateria alcalina de tamanho semelhante.

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As baterias de íon de lítio (Figura 17.12) estão entre as baterias recarregáveis mais populares e são usadas em muitos dispositivos eletrônicos portáteis. As reações são

$$\begin{array}{l}\underset{\ne }{\begin{array}{l}\text{ânodo:}{\text{LiCoo}}_2\rightleftharpoons {\text{Li}}_{1\text{−}x}{\text{CoO}}_2+x{\text{Li}}^{\text{+}}+x{\text{e}}^{\text{−}}\\ \text{cátodo:}x{\text{Li}}^{\text{+}}+x{\text{e}}^{\text{−}}+x{\text{C}}_6\rightleftharpoons x{\text{LiC}}_6\end{array}}\\ \text{célula:}{\text{LiCoo}}_2+x{\text{C}}_6\rightleftharpoons {\text{Li}}_{1\text{−}x}{\text{CoO}}_2+x{\text{LiC}}_6{E}_{\text{célula}}~3.7\text{V}\end{array}$$

A estequiometria variável da reação celular leva à variação nas tensões celulares, mas para condições típicas, x geralmente não passa de 0,5 e a voltagem da célula é de aproximadamente 3,7 V. As baterias de lítio são populares porque podem fornecer uma grande quantidade de corrente, são mais leves do que as comparáveis baterias de outros tipos produzem uma voltagem quase constante à medida que são descarregadas e só perdem lentamente a carga quando armazenadas.

Figura 17.12 Em uma bateria de íon de lítio, a carga flui à medida que os íons de lítio são transferidos entre o ânodo e o cátodo.

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A bateria de chumbo-ácido (Figura 17.13) é o tipo de bateria secundária comumente usada em automóveis. É barato e capaz de produzir a alta corrente exigida pelos motores de partida de automóveis. As reações para uma bateria de chumbo-ácido são

$$\begin{array}{l}\underset{\ne }{\begin{array}{l}\text{ânodo:}\text{Pb}(s)+{\text{HSO}}_4{}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)⟶{\text{PbSO}}_4(s)+{\text{H}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)+{\text{2e}}^{\text{−}}\\ {\text{cátodo: PbO}}_2(s)+{\text{HSO}}_4{}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)+{\text{3H}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)+{\text{2e}}^{\text{−}}⟶{\text{PbSO}}_4(s)+2{\text{H}}_2\text{O}(l)\end{array}}\\ \text{célula:}\text{Pb}(s)+{\text{PbO}}_2(s)+2{\text{H}}_2{\text{ENTÃO}}_4(\mathrm{uma}q)⟶{\text{2 PbSO}}_4(s)+2{\text{H}}_2\text{O}(l)E_{\text{célula}}~2\text{V}\end{array}$$

Cada célula produz 2 V, portanto, seis células são conectadas em série para produzir uma bateria automotiva de 12 V. As baterias de chumbo-ácido são pesadas e contêm um eletrólito líquido cáustico, H ₂ SO ₄ (aq), mas muitas vezes ainda são a bateria escolhida devido à sua alta densidade de corrente. Como essas baterias contêm uma quantidade significativa de chumbo, elas devem sempre ser descartadas adequadamente.

Figura 17.13 A bateria de chumbo-ácido em seu automóvel consiste em seis células conectadas em série para fornecer 12 V.

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Pilhas de combustível

Uma célula de combustível é uma célula galvânica que usa combustíveis tradicionais, geralmente hidrogênio ou metano, que são continuamente alimentados na célula junto com um oxidante. (Um nome alternativo, mas não muito popular, para uma célula de combustível é uma bateria de fluxo.) Dentro da célula, combustível e oxidante passam pela mesma química redox de quando são queimados, mas por meio de um eletroquímico catalisado que é significativamente mais eficiente. Por exemplo, uma célula de combustível de hidrogênio típica usa eletrodos de grafite incorporados com catalisadores à base de platina para acelerar as duas reações de meia célula:

Figura 17.14 Nesta célula de combustível de hidrogênio, o oxigênio do ar reage com o hidrogênio, produzindo água e eletricidade.

$$\begin{array}{}\\ \underset{\ne }{\begin{array}{l}\text{Ânodo:}2{\text{H}}_2(g)⟶4{\text{H}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)+{\text{4e}}^{\text{−}}\\ \text{Cátodo:}{\text{O}}_2(g)+4{\text{H}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)+{\text{4e}}^{\text{−}}⟶{\text{2H}}_2\text{O}(g)\end{array}}\\ \text{Célula:}2{\text{H}}_2(g)+{\text{O}}_2(g)⟶2{\text{H}}_2\text{O}(g)E_{\text{célula}}~1.2\text{V}\end{array}$$

Esses tipos de células de combustível geralmente produzem voltagens de aproximadamente 1,2 V. Em comparação com um motor de combustão interna, a eficiência energética de uma célula de combustível usando a mesma reação redox é normalmente mais do que o dobro (~ 20% - 25% para um motor versus ~ 50% - 75% para uma célula de combustível). Células de combustível de hidrogênio são comumente usadas em missões espaciais estendidas, e protótipos para veículos pessoais foram desenvolvidos, embora a tecnologia permaneça relativamente imatura.

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