Hvorfor går batterierne flade?

Du har sandsynligvis stødt på, at batterierne bliver flade, hvilket er en gener, hvis du prøver at bruge dem i elektroniske enheder. Batteriets cellekemi kan fortælle dig egenskaber ved, hvordan de fungerer, herunder hvordan de går flade.

•••Syed Hussain Ather

Når den elektrokemiske reaktion af et batteri tømmer materialerne, bliver batteriet fladt. Dette sker normalt efter lang tid med batteriforbrug.

Batterier bruger generelt primære celler, en typegalvanisk celleder bruger to forskellige metaller i en flydende elektrolyt for at tillade overførsel af ladning mellem dem. Positive ladninger strømmer frakatode, bygget med kationer eller positivt ladede ioner såsom kobber, tilanode, med anioner eller negativt ladede ioner såsom zink.

• Batterierne går flade som et resultat af elektrolytens kemikalier, der tørrer op i batteriet. I tilfælde af alkaliske batterier er det, når alt mangandioxid er blevet omdannet. På dette tidspunkt er batteriet fladt.

For at huske dette forhold kan du huske ordet "OILRIG." Dette fortæller dig det

Primære celler kan også arbejde med individuelle halvceller af forskellige metaller i en ionisk opløsning forbundet med en saltbro eller en porøs membran. Disse celler giver batterier et utal af anvendelser.

​Alkaline batterier, der specifikt bruger reaktionen mellem en zinkanode og en magnesiumkatode, bruges til lommelygter, bærbare elektroniske enheder og fjernbetjeninger. Andre eksempler på populære batterielementer inkluderer lithium, kviksølv, silicium, sølvoxid, kromsyre og kulstof.

Ingeniørdesign kan udnytte den måde, batterier bliver flade på for at spare og genbruge energi. Lavpris husholdningsbatterier bruger generelt kulstofzinkceller designet således, at hvis zinket gennemgårgalvanisk korrosion, en proces, hvor et metal fortrinsvis korroderer, batteriet kan producere elektricitet som en del af et lukket elektronkredsløb.

Ved hvilken temperatur eksploderer batterier? Cellekemi af lithium-ion-batterier betyder, at disse batterier starter kemiske reaktioner, der resulterer i eksplosion ved ca. 1.000 ° C. Kobbermaterialet inde i dem smelter, hvilket får de indre kerner til at bryde.

I 1836 konstruerede den britiske kemiker John Frederic DaniellDaniell cellehvor han brugte to elektrolytter i stedet for kun den ene til at lade brint produceret af den ene forbruges af den anden. Han brugte zinksulfat i stedet for svovlsyre, hvilket er almindelig praksis for datidens batterier.

Før da brugte forskere voltaiske celler, en type kemisk celle, der bruger en spontan reaktion, som mistede strømmen ved hurtige hastigheder. Daniell brugte en barriere mellem kobber- og zinkpladerne for at forhindre overskydende brint i at boble og forhindre, at batteriet hurtigt slides ned. Hans arbejde ville føre til innovationer inden for telegrafi og elektrometallurgi, metoden til at bruge elektrisk energi til at producere metaller.

​Sekundære cellerderimod er genopladelige. Det genopladelige batteri, også kaldet lagerbatteri, sekundær celle eller akkumulator, lagrer opladning over tid, da katoden og anoden er forbundet i et kredsløb med hinanden.

Ved opladning oxideres det positive aktive metal, såsom nikkeloxidhydroxid, hvilket skaber elektroner og miste dem, mens det negative materiale som cadmium reduceres, fanger elektroner og vinder dem. Batteriet bruger opladningsafladningscyklusser ved hjælp af forskellige kilder, herunder vekselstrøm som en ekstern spændingskilde.

Genopladelige batterier kan stadig gå flade efter gentagen brug, fordi materialerne i reaktionen mister deres evne til at oplade og genoplade. Da disse batterisystemer slides, er der forskellige måder, hvorpå batterierne går flade.

Da batterier bruges rutinemæssigt, kan nogle af dem såsom blybatterier miste evnen til at genoplade. Lithium af lithium-ion-batterier kan blive reaktivt lithiummetal, som ikke kan komme ind i opladningsafladningscyklussen igen. Batterier med flydende elektrolytter kan falde i deres fugt på grund af fordampning eller overopladning.

Disse batterier bruges generelt i bilstartere, rullestole, elektriske cykler, elværktøj og batterilagerkraftværker. Forskere og ingeniører har undersøgt deres anvendelse i hybrid forbrændingsbatteri og elektriske køretøjer for at blive mere effektiv i deres strømforbrug og vare længere.

Det genopladelige blysyrebatteri bryder vandmolekyler (H₂O) i vandig hydrogenopløsning (H⁺) og oxidioner (O^2-) som producerer elektrisk energi fra den ødelagte binding, når vandet mister sin ladning. Når den vandige hydrogenopløsning reagerer med disse oxidioner, bruges de stærke O-H-bindinger til at drive batteriet.

Denne kemiske energi driver en redoxreaktion, der omdanner højenergireaktanter til produkter med lavere energi. Forskellen mellem reaktanterne og produkterne lader reaktionen ske og danner et elektrisk kredsløb, når batteriet tilsluttes ved at omdanne kemisk energi til elektrisk energi.

I en galvanisk celle har reaktanterne, såsom metallisk zink, en høj fri energi, der lader reaktionen ske spontant uden ekstern kraft.

Metallerne, der anvendes i anoden og katoden, har sammenhængende gitterenergier, der kan drive den kemiske reaktion. Gitterens sammenhængende energi er den energi, der kræves for at adskille de atomer, der danner metallet fra hinanden. Metallisk zink, cadmium, lithium og natrium bruges ofte, fordi de har høje ioniseringsenergier, den mindste energi, der kræves for at fjerne elektroner fra et element.

Galvaniske celler drevet af ioner af samme metal kan bruge forskelle i fri energi for at få Gibbs fri energi til at drive reaktionen. DetGibbs fri energier en anden form for energi, der bruges til at beregne mængden af ​​arbejde, som en termodynamisk proces bruger.

I dette tilfælde ændres standard Gibbs fri energiG^o driver spændingen eller elektromotorisk kraftE​​^oi volt, ifølge ligningen

hvoriv_eer antallet af elektroner, der overføres under reaktionen, og F er Faradays konstant (F = 96485,33 C mol⁻¹).

DetΔ_rG^o angiver, at ligningen bruger ændringen i Gibbs fri energi (Δ_rG^o =​​G_endelig -​ ​G_initial).Entropi øges, efterhånden som reaktionen bruger den tilgængelige frie energi. I Daniell-cellen udgør gitterets sammenhængende energiforskel mellem zink og kobber det meste af Gibbs fri energidifferens, når reaktionen opstår.Δ_rG^o= -213 kJ / mol, hvilket er forskellen i Gibbs fri energi for produkterne og for reaktanterne.

Hvis du adskiller den elektrokemiske reaktion af en galvanisk celle i halvreaktionerne af oxidation og reduktion processer, kan du summere de tilsvarende elektromotoriske kræfter for at opnå den samlede spændingsforskel, der bruges i celle.

For eksempel kan en typisk galvanisk celle bruge CuSO₄ og ZnSO₄ med standard potentielle halvreaktioner som:Cu²⁺ + 2 e⁻ ⇌ Cumed et tilsvarende elektromotorisk potentialeE^o = +0,34 V.ogZn²⁺ + 2 e⁻ ⇌ Znmed potentialeE^o = −0,76 V.​

For den samlede reaktion,Cu²⁺ + Zn ⇌ Cu + Zn²⁺ , kan du "vende" halvreaktionsligningen for zink, mens du vender tegnet for den elektromotoriske kraft for at opnåZn ⇌ Zn²⁺ + 2 e⁻ medE^o = 0,76 V.Det samlede reaktionspotentiale, summen af ​​de elektromotoriske kræfter, er derefter+0,34 V.​ ​- (−0,76 V) = 1,10 V​.