لماذا تصبح البطاريات فارغة؟

من المحتمل أنك واجهت بطاريات فارغة ، وهو أمر مزعج إذا كنت تحاول استخدامها في الأجهزة الإلكترونية. يمكن أن تخبرك كيمياء الخلايا للبطاريات بخصائص كيفية عملها بما في ذلك كيف تصبح مسطحة.

•••سيد حسين أثير

عندما يستنفد التفاعل الكهروكيميائي للبطارية المواد ، تصبح البطارية فارغة. يحدث هذا بشكل عام بعد فترة طويلة من استخدام البطارية.

تستخدم البطاريات عمومًا الخلايا الأولية ، وهي نوع منخلية جلفانيةيستخدم معدنين مختلفين في سائل إلكتروليت للسماح بنقل الشحنة بينهما. تتدفق الشحنات الموجبة منالكاثود، مبنية من الكاتيونات أو الأيونات موجبة الشحنة مثل النحاس ، إلىالأنودمع الأنيونات أو الأيونات سالبة الشحنة مثل الزنك.

• تصبح البطاريات فارغة نتيجة تجفيف المواد الكيميائية الموجودة في الإلكتروليت داخل البطارية. في حالة البطاريات القلوية ، يحدث هذا عندما يتم تحويل كل ثاني أكسيد المنغنيز. في هذه المرحلة ، تكون البطارية فارغة.

لتذكر هذه العلاقة ، يمكنك أن تتذكر كلمة "OILRIG". هذا يخبرك بذلكالأكسدة خسارة("زيت") والتخفيض ربح("RIG") للإلكترونات. الذاكري للأنودات والكاثودs هو "ANOX REDCAT" لتذكر أن "الأنود" يُستخدم مع "OXidation" و "REDuction" يحدث عند "CAThode".

يمكن أن تعمل الخلايا الأولية أيضًا مع نصف خلايا فردية من معادن مختلفة في محلول أيوني متصل بجسر ملح أو غشاء مسامي. توفر هذه الخلايا للبطاريات عددًا لا يحصى من الاستخدامات.

​البطاريات القلوية، التي تستخدم على وجه التحديد التفاعل بين أنود الزنك وكاثود المغنيسيوم ، وتستخدم للمصابيح الكهربائية والأجهزة الإلكترونية المحمولة وأجهزة التحكم عن بعد. تشمل الأمثلة الأخرى لعناصر البطاريات الشائعة الليثيوم والزئبق والسيليكون وأكسيد الفضة وحمض الكروميك والكربون.

يمكن أن تستفيد التصميمات الهندسية من الطريقة التي تصبح بها البطاريات مسطحة للحفاظ على الطاقة وإعادة استخدامها. تستخدم البطاريات المنزلية منخفضة التكلفة بشكل عام خلايا الكربون والزنك المصممة بحيث إذا تعرض الزنك لهاالتآكل الجلفاني، وهي عملية يتآكل فيها المعدن بشكل تفضيلي ، فقد تنتج البطارية الكهرباء كجزء من دائرة إلكترونية مغلقة.

في أي درجة حرارة تنفجر البطاريات؟ تعني الكيمياء الخلوية لبطاريات الليثيوم أيون أن هذه البطاريات تبدأ تفاعلات كيميائية تؤدي إلى انفجارها عند حوالي 1000 درجة مئوية. تذوب المادة النحاسية الموجودة بداخلها مما يؤدي إلى تكسر النوى الداخلية.

في عام 1836 ، قام الكيميائي البريطاني جون فريدريك دانييل ببناءخلية دانييلحيث استخدم إلكتروليتين ، بدلاً من واحد فقط ، للسماح للآخر باستهلاك الهيدروجين الذي ينتجه أحدهما. استخدم كبريتات الزنك بدلاً من حامض الكبريتيك ، وهي ممارسة شائعة للبطاريات في ذلك الوقت.

قبل ذلك ، استخدم العلماء الخلايا الفولتية ، وهي نوع من الخلايا الكيميائية التي تستخدم تفاعلًا تلقائيًا ، والتي تفقد طاقتها بمعدلات سريعة. استخدم دانييل حاجزًا بين ألواح النحاس والزنك لمنع الهيدروجين الزائد من الفقاعات ومنع البطارية من التآكل بسرعة. سيؤدي عمله إلى ابتكارات في التلغراف وعلم المعادن الكهربية ، وهي طريقة استخدام الطاقة الكهربائية لإنتاج المعادن.

​الخلايا الثانوية، من ناحية أخرى ، قابلة لإعادة الشحن. البطارية القابلة لإعادة الشحن ، التي تسمى أيضًا بطارية التخزين أو الخلية الثانوية أو المركب ، تخزن الشحن بمرور الوقت حيث يتم توصيل الكاثود والأنود في دائرة مع بعضهما البعض.

عند الشحن ، يتأكسد المعدن النشط الإيجابي مثل هيدروكسيد أكسيد النيكل ، مما يؤدي إلى تكوين الإلكترونات وتفقدها ، بينما تقل المادة السالبة مثل الكادميوم ، فتلتقط الإلكترونات وتكتسب معهم. تستخدم البطارية دورات شحن وتفريغ باستخدام مجموعة متنوعة من المصادر بما في ذلك التيار الكهربائي المتردد كمصدر جهد خارجي.

يمكن أن تظل البطاريات القابلة لإعادة الشحن فارغة بعد الاستخدام المتكرر لأن المواد المشاركة في التفاعل تفقد قدرتها على الشحن وإعادة الشحن. مع تآكل أنظمة البطاريات هذه ، هناك طرق مختلفة تجعل البطاريات فارغة.

نظرًا لاستخدام البطاريات بشكل روتيني ، فقد تفقد بعض البطاريات ، مثل بطاريات الرصاص الحمضية ، القدرة على إعادة الشحن. قد يصبح الليثيوم من بطاريات الليثيوم أيون معدن الليثيوم التفاعلي الذي لا يمكن أن يدخل مرة أخرى في دورة الشحن والتفريغ. البطاريات التي تحتوي على إلكتروليتات سائلة قد تنخفض رطوبتها بسبب التبخر أو الشحن الزائد.

تستخدم هذه البطاريات بشكل عام في مشغلات السيارات والكراسي المتحركة والدراجات الكهربائية وأدوات الطاقة ومحطات طاقة تخزين البطاريات. درس العلماء والمهندسون استخدامها في بطارية الاحتراق الداخلي الهجينة والمركبات الكهربائية لتصبح أكثر فاعلية في استخدام الطاقة وتستمر لفترة أطول.

تعمل بطارية الرصاص الحمضية القابلة لإعادة الشحن على تكسير جزيئات الماء (ح₂ا) في محلول هيدروجين مائي (ح⁺) وأيونات الأكسيد (ا^2-) التي تنتج الطاقة الكهربائية من الرابطة المكسورة حيث يفقد الماء شحنته. عندما يتفاعل محلول الهيدروجين المائي مع أيونات الأكسيد هذه ، يتم استخدام روابط O-H القوية لتشغيل البطارية.

تعمل هذه الطاقة الكيميائية على توليد تفاعل الأكسدة والاختزال الذي يحول المواد المتفاعلة عالية الطاقة إلى منتجات منخفضة الطاقة. يتيح الاختلاف بين المواد المتفاعلة والمنتجات حدوث التفاعل وتشكيل دائرة كهربائية عند توصيل البطارية عن طريق تحويل الطاقة الكيميائية إلى طاقة كهربائية.

في الخلية الجلفانية ، تحتوي المواد المتفاعلة ، مثل الزنك المعدني ، على طاقة حرة عالية تسمح للتفاعل بالحدوث تلقائيًا دون قوة خارجية.

تحتوي المعادن المستخدمة في الأنود والكاثود على طاقات متماسكة شبكية يمكنها دفع التفاعل الكيميائي. طاقة التماسك الشبكي هي الطاقة المطلوبة لفصل الذرات التي تصنع المعدن عن بعضها البعض. غالبًا ما يستخدم الزنك المعدني والكادميوم والليثيوم والصوديوم لأن لديهم طاقات تأين عالية ، والحد الأدنى من الطاقة المطلوبة لإزالة الإلكترونات من عنصر.

يمكن للخلايا الجلفانية التي تحركها أيونات من نفس المعدن أن تستخدم الاختلافات في الطاقة الحرة لتسبب طاقة جيبس ​​الحرة لدفع التفاعل. الجيبس الطاقة الحرةشكل آخر من أشكال الطاقة المستخدمة لحساب مقدار الشغل الذي تستخدمه العملية الديناميكية الحرارية.

في هذه الحالة ، التغيير في معيار الطاقة الحرة جيبسجي^ا يقود الجهد ، أو القوة الدافعة الكهربائيةه​​^ابالفولت حسب المعادلة

بحيثالخامس_ههو عدد الإلكترونات المنقولة أثناء التفاعل و F هو ثابت فاراداي (F = 96485.33 C مول⁻¹).

الΔ_صجي^ا يشير إلى أن المعادلة تستخدم التغيير في طاقة جيبس ​​الحرة (Δ_صجي^ا =​​جي_نهائي -​ ​جي_مبدئي).يزداد الانتروبيا عندما يستخدم التفاعل الطاقة المجانية المتاحة. في خلية دانييل ، يمثل فرق الطاقة المتماسك الشبكي بين الزنك والنحاس معظم فرق طاقة جيبس ​​الحرة عند حدوث التفاعل.Δ_صجي^ا= -213 كيلو جول / مول ، وهو الفرق في طاقة جيبس ​​الحرة للمنتجات وطاقة المواد المتفاعلة.

إذا قمت بفصل التفاعل الكهروكيميائي لخلية جلفانية إلى نصف تفاعلات الأكسدة والاختزال العمليات ، يمكنك جمع القوى الدافعة الكهربائية المقابلة للحصول على فرق الجهد الكلي المستخدم في زنزانة.

على سبيل المثال ، قد تستخدم الخلية الجلفانية النموذجية CuSO₄ و ZnSO₄ مع تفاعلات نصفية محتملة قياسية على النحو التالي:النحاس²⁺ + 2 هـ⁻ ⇌ نحاسمع إمكانات كهربائية مقابلةه^ا = +0.34 فولتوZn²⁺ + 2 هـ⁻ ⇌ زنكمع الإمكاناته^ا = −0.76 فولت.​

لرد الفعل العام ،النحاس²⁺ + زن ⇌ نحاس + زنك²⁺ ، يمكنك "قلب" معادلة نصف التفاعل للزنك أثناء قلب علامة القوة الدافعة الكهربائية للحصول علىZn ⇌ Zn²⁺ + 2 هـ⁻ معه^ا = 0.76 فولت.عندئذٍ يكون جهد التفاعل الكلي ، وهو مجموع القوى الدافعة الكهربائية+0.34 فولت​ ​- (−0.76 فولت) = 1.10 فولت​.