Innhold
- Cellekjemi av batterier
- Tips
- Historien om den kjemiske cellen
- Hvordan oppladbare batterier blir flat
- Bruksområder for oppladbare batterier
- Fysikk i batterireaksjoner
- Spenning av en galvanisk celle
Du har sannsynligvis møtt batterier som går flatt, noe som er en plage hvis du prøver å bruke dem på elektroniske enheter. Cellekjemien til batterier kan fortelle deg egenskaper om hvordan de fungerer, inkludert hvordan de blir flate.
Cellekjemi av batterier
Tips
For å huske dette forholdet, kan du huske ordet "OILRIG." Dette forteller deg det oksidasjon er tap (“OLJE”) og reduksjon er gevinst (“RIG”) av elektroner. De mnemonic for anoder og katodes er "ANOX REDCAT" for å huske at "ANode" brukes med "OXidation" og "REDuction" skjer på "CAThode."
Primære celler kan også arbeide med individuelle halvceller av forskjellige metaller i en ioneløsning forbundet med en saltbro eller en porøs membran. Disse cellene gir batterier en rekke bruksområder.
Alkaliske batterier, som spesifikt bruker reaksjonen mellom en sinkanode og en magnesiumkatode, brukes til lommelykter, bærbare elektroniske enheter og fjernkontroller. Andre eksempler på populære batterielementer inkluderer litium, kvikksølv, silisium, sølvoksyd, kromsyre og karbon.
Teknisk design kan dra nytte av måten batteriene blir flate for å spare og gjenbruke energi. Husholdningsbatterier med lav pris bruker vanligvis karbonzinkceller designet slik at hvis sinket gjennomgår galvanisk korrosjon, en prosess der et metall korroderer fortrinnsvis, kan batteriet produsere elektrisitet som en del av en lukket elektronkrets.
Ved hvilken temperatur eksploderer batteriene? Cellekjemien til litium-ion-batterier betyr at disse batteriene starter kjemiske reaksjoner som resulterer i eksplosjon ved rundt 1000 ° C. Kobbermaterialet inni dem smelter, noe som får de indre kjernene til å gå i stykker.
Historien om den kjemiske cellen
I 1836 konstruerte den britiske kjemikeren John Frederic Daniell Daniell celle der han brukte to elektrolytter, i stedet for bare den ene, for å la hydrogen produsert av den ene bli fortært av den andre. Han brukte sinksulfat i stedet for svovelsyre, vanlig praksis for datidens batterier.
Før den gang brukte forskere voltaiske celler, en type kjemisk celle som bruker en spontan reaksjon, som mistet strømmen med raske hastigheter. Daniell brukte en barriere mellom kobber- og sinkplatene for å forhindre at overflødig hydrogen boble og hindre at batteriet slites raskt. Hans arbeid ville føre til nyvinninger innen telegrafi og elektrometallurgi, metoden for å bruke elektrisk energi til å produsere metaller.
Hvordan oppladbare batterier blir flat
Sekundære cellerderimot er ladbare. Det oppladbare batteriet, også kalt lagringsbatteri, sekundærcelle eller akkumulator, lagrer lading over tid når katoden og anoden er koblet i en krets med hverandre.
Ved lading oksideres det positive aktive metallet, som nikkeloksydhydroksyd, og skaper elektroner og mister dem, mens det negative materialet som kadmium reduseres, fanger opp elektroner og får dem. Batteriet bruker lad-utladningssykluser ved bruk av en rekke kilder, inkludert vekselstrøm som ekstern spenningskilde.
Oppladbare batterier kan fortsatt gå flatt etter gjentatt bruk fordi materialene som er involvert i reaksjonen mister evnen til å lade og lade på nytt. Når batterisystemene slites, er det forskjellige måter batteriene blir flate på.
Ettersom batterier brukes rutinemessig, kan noen av dem, som blysyre-batterier, miste muligheten til å lade opp. Litiumet av litium-ion-batterier kan bli reaktivt litiummetall som ikke kan gå inn i ladning-utladningssyklusen igjen. Batterier med flytende elektrolytter kan redusere fuktigheten på grunn av fordampning eller overlading.
Bruksområder for oppladbare batterier
Disse batteriene brukes vanligvis i bilstartere, rullestoler, elektriske sykler, elektroverktøy og batterilagringsstasjoner. Forskere og ingeniører har studert bruken i hybridforbrenningsbatteri og elektriske kjøretøy for å bli mer effektive i strømbruken og vare lenger.
Det oppladbare bly-syre-batteriet bryter vannmolekyler (H2O) til vandig hydrogenløsning (H+) og oksydioner (O2-) som produserer elektrisk energi fra den ødelagte bindingen når vannet mister ladningen. Når den vandige hydrogenløsningen reagerer med disse oksydionene, brukes de sterke O-H-bindingene til å drive batteriet.
Fysikk i batterireaksjoner
Denne kjemiske energien gir en redoksreaksjon som konverterer høye-energi-reaktanter til produkter med lavere energi. Forskjellen mellom reaktantene og produktene lar reaksjonen skje og danner en elektrisk krets når batteriet er koblet opp ved å konvertere kjemisk energi til elektrisk energi.
I en galvanisk celle har reaktantene, som metallisk sink, en høy fri energi som lar reaksjonen skje spontant uten ytre kraft.
Metallene som brukes i anoden og katoden har sammenhengende energi gitter som kan drive den kjemiske reaksjonen. Gitterens sammenhengende energi er energien som kreves for å skille atomene som lager metallet fra hverandre. Metallisk sink, kadmium, litium og natrium brukes ofte fordi de har høye ioniseringsenergier, den minste energien som kreves for å fjerne elektroner fra et element.
Galvaniske celler drevet av ioner av samme metall kan bruke forskjeller i fri energi for å få Gibbs fri energi til å drive reaksjonen. De Gibbs fri energi er en annen form for energi som brukes til å beregne mengden arbeid en termodynamisk prosess bruker.
I dette tilfellet er endringen i standard Gibbs gratis energi Go _driver spenning, eller elektromotorisk kraft _E__o i volt, i henhold til ligningen Eo = -ΔrGo / (ve x F) der ve er antall elektroner overført under reaksjonen og F er i dag konstant (F = 96485,33 C mol−1).
De ΔrGo _ indikerer ligningen bruker endringen i Gibbs fri energi (_ΔrGo = __Gendelig - Gførste). Entropien øker når reaksjonen bruker den tilgjengelige frie energien. I Daniell-cellen utgjør gitterets sammenhengende energiforskjell mellom sink og kobber de fleste Gibbs frie energiforskjeller når reaksjonen oppstår. ΔrGo = -213 kJ / mol, som er forskjellen i Gibbs fri energi til produktene og reaktantene.
Spenning av en galvanisk celle
Hvis du skiller den elektrokjemiske reaksjonen til en galvanisk celle i halvreaksjonene i oksidasjons- og reduksjonsprosesser, kan du summere de tilsvarende elektromotoriske kreftene for å oppnå den totale spenningsdifferansen som brukes i cellen.
For eksempel kan en typisk galvanisk celle bruke CuSO4 og ZnSO4 med standard potensielle halvreaksjoner som: Cu2+ + 2 e− ⇌ Cu med et tilsvarende elektromotorisk potensiale Eo = +0,34 V og Zn2+ + 2 e− ⇌ Zn med potensiale Eo = −0,76 V.
For den generelle reaksjonen, Cu2+ + Zn ⇌ Cu + Zn2+ , kan du "vende" den halve reaksjonsligningen for sink mens du vipper tegnet til elektromotorisk kraft for å oppnå Zn ⇌ Zn2+ + 2 e− med Eo = 0,76 V. Det totale reaksjonspotensialet, summen av elektromotoriske krefter, er da +0,34 V - (−0,76 V) = 1,10 V.