Química

Tipos de baterías

Publicado por Ángeles Méndez

Los elementos del grupo 12, tienen algo en común, y es precisamente el ser utilizados en baterías, pues cada uno de los metales es importante en un tipo de celda diferente. Lamentablemente, algunos de los mejores materiales para baterías, como pueden ser el mercurio, el cadmio o el plomo, se encuentren entre los elementos más tóxicos, por lo que baterías de estos metales presentarían serios problemas para su desecho.

La batería alcalina:

La celda alcalina se ha convertido en la batería casera más popular. La celda consiste en una envoltura de zinc, a modo de ánodo, con una varilla central a modo de cátodo. Dicha varilla consiste en una mezcla comprimida de grafito, el cual es un buen conductor eléctrico, y además contiene también óxido de manganeso (IV). El electrólito es una solución de hidróxido de potasio. En la reacción que tiene lugar en la celda, el zinc se oxida a hidróxido de zinc, a la vez que el óxido de manganeso (IV) se reduce a óxido hidróxido de manganeso (III), MnO(OH) :

Zn (s) + 2 OH^- ( ac) → Zn (OH)2 (s) + 2e^-
2 MnO2 (s) + 2 H2O (l) + 2 e^- → 2 MnO(OH) (s) + 2 OH^-

En el proceso global se consigue consumir un mol de ion hidróxido en el ánodo y se produce un mol de ion hidróxido en el cátodo. Gracias a la constancia que tiene la concentración de ion hidróxido, el potencial de la celda se consigue mantener constante, lo que representa una gran ventaja con respecto a la antigua “pila seca”, en la cual el voltaje suministrable decaía a lo largo de la vida útil de la batería.

La celda de mercurio:

Cuando se necesita una fuente de electricidad muy compacta, como por ejemplo en los aparatos audífonos, es frecuente utilizar las celdas de mercurio. En dicha celda el ánodo es de nuevo el zinc, pero el cátodo es óxido de mercurio (II) (convenientemente mezclado con grafito conductor). El zinc se oxida a hidróxido, mientras que el óxido de mercurio (II), se reduce a mercurio metálico:

Zn(s) + 2 OH^- (ac) → Zn(OH)2 (s) + 2 e^-
HgO(s) + H2O (l) + 2 e^- → Hg(l) + 2 OH^- (ac)

Así, una vez más, la concentración de electrólitos se mantiene en forma constante, y el potencial suministrado por la celda no desciende.

Batería de NiCad:

A diferencia de las celdas mencionadas anteriormente, la batería de níquel-cadmio, se puede recargar. En el ciclo de descarga que se produce, el cadmio se oxida a hidróxido de cadmio, a la vez que el níquel se reduce del estado de oxidación +3 (poco común), a +2, como hidróxido de níquel (II). Un vez más, el electrólito es el ion hidróxido:

Cd (s) + 2 OH^- (ac) → Cd (OH)2 (s) + 2e^-
2 NiO (OH) (s) + 2H2O (l) + 2 e^- → 2 Ni (OH)2 (s) + 2 OH^- (ac)
En el proceso de carga, tienen lugar reacciones inversas. Existen dos razones importantes para usar un medio de reacción de tipo básico: el estado níquel (III) sólo es estable en base; y la insolubilidad que tienen los hidróxidos implica que los iones de metal no se alejen demasiado de la superficie del metal, lo que permite que las reacciones inversas ocurran de manera fácil en el mismo lugar. Esta batería, que se viene usando comúnmente en linternas recargables, aparatos portátiles, ordenadores, etc, posee una desventaja, y es que la batería tiene una “memoria” de carga. Este fenómeno implica que si la batería de níquel-cadmio solo se descarga de manera parcial, y luego se recarga, ésta recodará el nivel de descarga previo, y solamente volverá a descargarse hasta dicho nivel. Por ello es importante que la celda se descargue en su totalidad en cada ocasión, para posteriormente ser recargada con éxito.

Categorías: compuestos químicos, electroquímica