Proč se baterie vybijí?

Pravděpodobně jste se setkali s vybitím baterií, což je nepříjemné, pokud se je snažíte použít v elektronických zařízeních. Buněčná chemie baterií vám může říci vlastnosti jejich fungování, včetně toho, jak se vybijí.

•••Syed Hussain Ather

Když elektrochemická reakce baterie vyčerpá materiály, baterie se vybije. K tomu obvykle dochází po dlouhé době používání baterie.

Baterie obecně používají primární články, typgalvanický článekkterý používá dva různé kovy v kapalném elektrolytu, aby umožnil přenos náboje mezi nimi. Kladné náboje proudí zkatoda, postavené s kationty nebo kladně nabitými ionty, jako je měď, doanoda, s anionty nebo záporně nabitými ionty, jako je zinek.

• Baterie se vybijí v důsledku vysychání chemikálií elektrolytu v baterii. V případě alkalických baterií dochází k přeměně veškerého oxidu manganičitého. V této fázi je baterie vybitá.

Chcete-li si tento vztah zapamatovat, můžete si vzpomenout na slovo „OILRIG“. To ti říkáoxidace je ztráta(„OIL“) aredukce je zisk

Primární buňky mohou také pracovat s jednotlivými poločlánky různých kovů v iontovém roztoku spojeném solným můstkem nebo porézní membránou. Tyto články poskytují baterie s nesčetným využitím.

​Alkalické baterie, které konkrétně využívají reakci mezi zinkovou anodou a hořčíkovou katodou, se používají pro svítilny, přenosná elektronická zařízení a dálková ovládání. Mezi další příklady oblíbených prvků baterie patří lithium, rtuť, křemík, oxid stříbrný, kyselina chromová a uhlík.

Inženýrské návrhy mohou využít způsobu vybití baterií k úspoře a opětovnému použití energie. Nízkonákladové baterie pro domácnost obecně používají uhlík-zinkové články navržené tak, aby v případě, že zinek procházígalvanická koroze, proces, při kterém kov přednostně koroduje, může baterie vyrábět elektřinu jako součást uzavřeného elektronového obvodu.

Při jaké teplotě explodují baterie? Buněčná chemie lithium-iontových baterií znamená, že tyto baterie spouštějí chemické reakce, které vedou k jejich explozi při teplotě kolem 1 000 ° C. Měděný materiál uvnitř se roztaví, což způsobí rozbití vnitřních jader.

V roce 1836 zkonstruoval britský chemik John Frederic DaniellDaniell buňkave kterém použil dva elektrolyty, místo pouhého jednoho, aby nechal vodík produkovaný jedním spotřebovat druhým. Místo kyseliny sírové používal síran zinečnatý, což je běžná praxe dobových baterií.

Do té doby vědci používali galvanické články, typ chemického článku, který používá spontánní reakci, která rychle ztrácí energii. Daniell použil bariéru mezi měděnými a zinkovými deskami, aby zabránil bublání přebytečného vodíku a zabránil rychlému opotřebení baterie. Jeho práce by vedla k inovacím v telegrafii a elektrometalurgii, metodě využívající elektrickou energii k výrobě kovů.

​Sekundární buňky, na druhou stranu, jsou dobíjecí. Dobíjecí baterie, nazývaná také akumulátorová baterie, sekundární článek nebo akumulátor, ukládá náboj v čase, protože katoda a anoda jsou navzájem propojeny v obvodu.

Při nabíjení dochází k oxidaci pozitivního aktivního kovu, například hydroxidu nikelnatého, za vzniku elektronů a jejich ztráta, zatímco negativní materiál, jako je kadmium, je redukován, zachycuje elektrony a získává jim. Baterie využívá cykly nabíjení a vybíjení s využitím různých zdrojů, včetně střídavého proudu jako externího zdroje napětí.

Dobíjecí baterie se mohou i po opakovaném použití vybít, protože materiály zapojené do reakce ztrácejí schopnost nabíjet a znovu nabíjet. Protože se tyto bateriové systémy opotřebovávají, existují různé způsoby, jak se baterie vybijí.

Při běžném používání baterií mohou některé z nich, například olověné baterie, ztratit schopnost dobíjení. Lithium lithium-iontových baterií se může stát reaktivním kovem lithia, který nemůže znovu vstoupit do cyklu nabíjení a vybíjení. Baterie s kapalnými elektrolyty mohou snižovat svou vlhkost v důsledku odpařování nebo přebíjení.

Tyto baterie se běžně používají u startérů automobilů, invalidních vozíků, elektrických jízdních kol, elektrického nářadí a akumulátorových elektráren. Vědci a inženýři zkoumali jejich použití v hybridních spalovacích bateriích a elektrických vozidlech, aby se zvýšilo jejich využití energie a aby vydržely déle.

Dobíjecí olověná baterie rozbíjí molekuly vody (H₂Ó) do vodného roztoku vodíku (H⁺) a oxidové ionty (Ó^2-), který vyrábí elektrickou energii z přerušené vazby, protože voda ztrácí náboj. Když vodný roztok vodíku reaguje s těmito oxidovými ionty, jsou k napájení baterie použity silné vazby O-H.

Tato chemická energie pohání redoxní reakci, která převádí vysokoenergetické reaktanty na produkty s nízkou energií. Rozdíl mezi reaktanty a produkty umožňuje reakci proběhnout a tvoří elektrický obvod, když je baterie připojena přeměnou chemické energie na elektrickou energii.

V galvanickém článku mají reaktanty, jako je kovový zinek, vysokou volnou energii, která umožňuje spontánní reakci bez vnější síly.

Kovy použité v anodě a katodě mají mřížkové soudržné energie, které mohou řídit chemickou reakci. Mřížková soudržná energie je energie potřebná k oddělení atomů, které tvoří kov od sebe navzájem. Kovový zinek, kadmium, lithium a sodík se často používají, protože mají vysoké ionizační energie, minimální energii potřebnou k odstranění elektronů z prvku.

Galvanické články poháněné ionty stejného kovu mohou využívat rozdíly ve volné energii k tomu, aby Gibbsovu volnou energii řídily reakci. TheGibbsova volná energieje další forma energie použitá k výpočtu množství práce, kterou využívá termodynamický proces.

V tomto případě změna standardní Gibbsovy volné energieG^Ó pohání napětí nebo elektromotorickou síluE​​^Óve voltech, podle rovnice

ve kterémproti_Eje počet elektronů přenesených během reakce a F je Faradayova konstanta (F = 96485,33 C mol⁻¹).

TheΔ_rG^Ó označuje, že rovnice využívá změnu Gibbsovy volné energie (Δ_rG^Ó =​​G_finále -​ ​G_{počáteční}).Entropie se zvyšuje, protože reakce využívá dostupnou volnou energii. V Daniellově buňce tvoří rozdíl mřížkové soudržné energie mezi zinkem a mědí většinu Gibbsova rozdílu volné energie, když dojde k reakci.Δ_rG^Ó= -213 kJ / mol, což je rozdíl v Gibbsově volné energii produktů a reaktantů.

Pokud rozdělíte elektrochemickou reakci galvanického článku na poloviční reakce oxidace a redukce procesy, můžete sečíst odpovídající elektromotorické síly a získat celkový rozdíl napětí použitý v buňka.

Například typický galvanický článek může používat CuSO₄ a ZnSO₄ se standardními potenciálními polovičními reakcemi jako:Cu²⁺ + 2 e⁻ ⇌ Cus odpovídajícím elektromotorickým potenciálemE^Ó = +0,34 VaZn²⁺ + 2 e⁻ ⇌ Zns potenciálemE^Ó = -0,76 V.​

Pro celkovou reakciCu²⁺ + Zn ⇌ Cu + Zn²⁺ , můžete „převrátit“ poloviční reakční rovnici pro zinek a současně převrátit znaménko elektromotorické síly k získáníZn ⇌ Zn²⁺ + 2 e⁻ sE^Ó = 0,76 V.Celkový reakční potenciál, součet elektromotorických sil, je tedy+0,34 V​ ​- (- 0,76 V) = 1,10 V​.