Зашто батерије испразне?

Садржај

• Ћелијска хемија батерија
• Савети
• Историја хемијске ћелије
• Како се поново пуне батерије
• Примене пуњивих батерија
• Физика реакција акумулатора
• Напон галванске ћелије

Вероватно сте наишли на пражњење батерија, што је сметња ако их покушавате користити у електронским уређајима. Ћелијска хемија батерија може вам рећи својства њиховог рада, укључујући и како се равнају.

Ћелијска хемија батерија

Савети

Да бисте се сетили ове везе, можете да се сетите речи "УЉЕ". Ово вам говори оксидација је губитак („УЉЕ“) и смањење је добитак („РИГ“) електрона. Тхе мнемонички за аноде и катодус је "АНОКС РЕДЦАТ" за памћење да се "АНоде" користи са "ОКСидатион", а "РЕДуцтион" се дешава на "ЦАТходе".

Примарне ћелије такође могу радити са појединачним пол ћелијама различитих метала у јонском раствору повезаном сланим мостом или порозном мембраном. Ове ћелије пружају батерије безброј употребе.

Алкалне батерије, који посебно користе реакцију између цинкове аноде и магнезијумске катоде, користе се за батеријске лампе, преносиве електронске уређаје и даљинске управљаче. Остали примери популарних батеријских елемената укључују литијум, живу, силицијум, сребрни оксид, хроничну киселину и угљеник.

Инжењерски дизајни могу искористити начин на који батерије испразне како би уштедили и поново користили енергију. Једнократне батерије за домаћинство углавном користе ћелије угљеника-цинка дизајниране тако да, ако се цинка подвргне галванска корозија, поступак у коме метал преферирано кородира, батерија може да производи електричну енергију као део затвореног електронског круга.

На којој температури батерије експлодирају? Хемијска ћелија литијум-јонских батерија значи да ове батерије покрећу хемијске реакције које резултирају њиховом експлозијом на око 1.000 ° Ц. Бакрени материјал унутар њих се топи што узрокује пуцање унутрашњих језгара.

Историја хемијске ћелије

1836. године конструисао је британски хемичар Јохн Фредериц Даниелл Даниелл ћелија у коме је користио два електролита, уместо само једног, да би водоник произведен од стране другог потрошио. Употребљавао је цинк сулфат уместо сумпорне киселине, уобичајена пракса батерија тог времена.

Пре тога, научници су користили волтаичне ћелије, врсту хемијске ћелије која користи спонтану реакцију, која је великом брзином изгубила снагу. Даниелл је користио баријеру између бакарних и цинкових плоча како би спречио да вишак водоника не прокључа и спречио да се батерија брзо истроши. Његов рад би довео до иновација у телеграфији и електрометалургији, методу коришћења електричне енергије за производњу метала.

Како се поново пуне батерије

Секундарне ћелијес друге стране су пуњиве. Пуњива батерија, која се још назива и батерија за складиштење, секундарна ћелија или акумулатор, складишти се током времена пошто су катода и анода међусобно повезани у кругу.

При пуњењу, позитивни активни метал, попут хидроксида никл оксида, оксидује, стварајући електроне и губећи их, док се негативни материјал попут кадмијума смањује, хватајући електроне и добијајући их. Батерија користи циклусе пуњења и пражњења користећи различите изворе, укључујући електричну енергију наизменичну струју као спољни извор напона.

Пуњиве батерије и даље могу да се испразне након поновљене употребе, јер материјали укључени у реакцију губе способност пуњења и поновног пуњења. Како се ови системи батерија истроше, постоје и различити начини на којима се батерије испразне.

Како се батерије користе рутински, неке од њих као што су оловне киселине могу изгубити могућност поновног пуњења. Литијум-литијум-јонске батерије могу постати реактивни литијумски метал који не може поново да уђе у циклус пуњења-пражњења. Батерије са течним електролитима могу да смање влагу услед испаравања или прекомерног пуњења.

Примене пуњивих батерија

Ове батерије се углавном користе у стартерима за аутомобиле, инвалидским колицима, електричним бициклима, електричним алатима и електричним станицама за складиштење акумулатора. Научници и инжињери проучавали су њихову употребу у хибридним батеријама са унутрашњим сагоревањем и електричним возилима како би постали ефикаснији у својој употреби енергије и трајали дуже.

Пуњива батерија са оловном киселином разбија молекуле воде (Х₂О) у водени раствор водоника (Х⁺) и оксидни јони (О^2-) која производи електричну енергију из прекинуте везе кад вода изгуби свој набој. Када водени раствор водоника реагује са овим оксидним јонима, јаке О-Х везе користе се за напајање батерије.

Физика реакција акумулатора

Ова хемијска енергија покреће редокс реакцију која претвара високоенергетске реактанте у производе са нижом енергијом. Разлика између реактаната и производа омогућава да се реакција догоди и формира електрични круг када је батерија повезана, претварајући хемијску енергију у електричну.

У галванској ћелији, реактанти, као што је метални цинк, имају високу слободну енергију која омогућава да се реакција одвија спонтано без спољне силе.

Метали који се користе у аноди и катоди имају решетке кохезивне енергије које могу покренути хемијску реакцију. Кохезијска енергија решетке је енергија потребна за одвајање атома који чине метал један од другог. Метални цинк, кадмијум, литијум и натријум често се користе јер имају високу енергију јонизације, минималну енергију потребну за уклањање електрона из елемента.

Галванске ћелије које покрећу јони истог метала могу користити разлике у слободној енергији да би изазвали Гиббсову слободну енергију за покретање реакције. Тхе Бесплатна енергија је други облик енергије који се користи за израчунавање количине рада коју користи термодинамички процес.

У овом случају промена стандардне Гиббсове енергије Г^о _одводи напон или електромоторну силу _Е__^о у волтима, према једначини Е^о = -Δ_рГ^о / (в_е к Ф) у којима в_е је број електрона пренетих током реакције и Ф је Фарадаиева константа (Ф = 96485,33 Ц мол⁻¹).

Тхе Δ_рГ^о _ означава да једначина користи промену Гиббсове слободне енергије (_Δ_рГ^о = __Г_{коначни} - Г_{почетни}). Ентропија се повећава како реакција користи слободну енергију. У Даниеловој ћелији, енергетска разлика решеткасте кохезије између цинка и бакра представља већину Гиббсове разлике у енергији током реакције. Δ_рГ^о = -213 кЈ / мол, што је разлика у Гиббсовој енергији производа и енергије реактаната.

Напон галванске ћелије

Ако раздвојите електрохемијску реакцију галванске ћелије на половину реакција оксидационих и редукционих процеса, можете збројити одговарајуће електромоторне силе да бисте добили укупну разлику напона који се користи у ћелији.

На пример, типична галванска ћелија може да користи ЦуСО₄ и ЗнСО₄ са стандардним потенцијалним половичним реакцијама као: Цу²⁺ + 2 е⁻ ⇌ Цу са одговарајућим електромоторним потенцијалом Е^о = +0,34 В и Зн²⁺ + 2 е⁻ ⇌ Зн са потенцијалом Е^о = –0,76 В.

За свеукупну реакцију, Цу²⁺ + Зн ⇌ Цу + Зн²⁺ можете да „окренете“ једнаџбу половине реакције за цинк, док окрећете знак електромоторне силе да бисте добили Зн ⇌ Зн²⁺ + 2 е⁻ са Е^о = 0.76 В. Тада је укупни реакциони потенцијал, зброј електромоторних сила +0,34 В - (-0,76 В) = 1,10 В.