Warum werden Batterien leer?

Sie haben wahrscheinlich schon erlebt, dass Batterien leer sind, was ein Ärgernis ist, wenn Sie versuchen, sie in elektronischen Geräten zu verwenden. Die Zellchemie von Batterien kann Ihnen sagen, wie sie funktionieren, einschließlich ihres Entleerens.

•••Syed Hussain Ather

Wenn die elektrochemische Reaktion einer Batterie die Materialien erschöpft, wird die Batterie leer. Dies geschieht in der Regel nach längerer Akkunutzung.

Batterien verwenden im Allgemeinen Primärzellen, eine Art vonGalvanische Zelledie zwei verschiedene Metalle in einem flüssigen Elektrolyten verwendet, um die Ladungsübertragung zwischen ihnen zu ermöglichen. Positive Ladungen fließen aus demKathode, aufgebaut mit Kationen oder positiv geladenen Ionen wie Kupfer, zumAnode, mit Anionen oder negativ geladenen Ionen wie Zink.

• Batterien werden leer, weil die Chemikalien des Elektrolyten in der Batterie austrocknen. Bei Alkalibatterien ist das Mangandioxid vollständig umgewandelt. In diesem Stadium ist die Batterie leer.

Um sich an diese Beziehung zu erinnern, können Sie sich das Wort "OILRIG" merken. Das sagt dir dasOxidation ist Verlust(„ÖL“) undReduktion ist Gewinn(„RIG“) von Elektronen. DasGedächtnisstütze für Anoden und Kathodes ist "ANOX REDCAT", um sich daran zu erinnern, dass die "ANode" mit "OXidation" verwendet wird und "REDduction" an der "CAThode" auftritt.

Primärzellen können auch mit einzelnen Halbzellen unterschiedlicher Metalle in einer ionischen Lösung arbeiten, die durch eine Salzbrücke oder eine poröse Membran verbunden sind. Diese Zellen bieten Batterien mit einer Vielzahl von Anwendungen.

​Alkali-Batterien, die speziell die Reaktion zwischen einer Zinkanode und einer Magnesiumkathode nutzen, werden für Taschenlampen, tragbare elektronische Geräte und Fernbedienungen verwendet. Andere Beispiele beliebter Batterieelemente sind Lithium, Quecksilber, Silizium, Silberoxid, Chromsäure und Kohlenstoff.

Technische Konstruktionen können die Art und Weise nutzen, wie Batterien leer werden, um Energie zu sparen und wiederzuverwenden. Preisgünstige Haushaltsbatterien verwenden im Allgemeinen Kohlenstoff-Zink-Zellen, die so konstruiert sind, dass, wenn das Zinkgalvanische Korrosion, einem Prozess, bei dem ein Metall bevorzugt korrodiert, kann die Batterie als Teil eines geschlossenen Elektronenkreislaufs Elektrizität erzeugen.

Bei welcher Temperatur explodieren Batterien? Aufgrund der Zellchemie von Lithium-Ionen-Batterien starten diese Batterien chemische Reaktionen, die bei etwa 1.000 °C zur Explosion führen. Das darin enthaltene Kupfermaterial schmilzt, wodurch die inneren Kerne brechen.

1836 konstruierte der britische Chemiker John Frederic Daniell dieDaniell Zellein dem er statt nur einem zwei Elektrolyte verwendete, um den von einem produzierten Wasserstoff vom anderen verbrauchen zu lassen. Er verwendete Zinksulfat anstelle von Schwefelsäure, wie es damals bei Batterien üblich war.

Zuvor verwendeten Wissenschaftler Voltaic-Zellen, eine Art chemischer Zelle, die eine spontane Reaktion nutzt, die schnell an Leistung verlor. Daniell verwendete eine Barriere zwischen den Kupfer- und Zinkplatten, um zu verhindern, dass überschüssiger Wasserstoff sprudelt und die Batterie nicht schnell verschleißt. Seine Arbeit führte zu Innovationen in der Telegrafie und Elektrometallurgie, der Methode zur Verwendung elektrischer Energie zur Herstellung von Metallen.

​Sekundärzellen, sind dagegen wiederaufladbar. Der Akkumulator, auch Akkumulator, Sekundärzelle oder Akkumulator genannt, speichert Ladung über die Zeit, da Kathode und Anode in einem Stromkreis miteinander verbunden sind.

Beim Laden wird das positive aktive Metall wie Nickeloxidhydroxid oxidiert und erzeugt Elektronen creating und verlieren sie, während das negative Material wie Cadmium reduziert wird, Elektronen einfangen und gewinnen gain Sie. Die Batterie verwendet Lade-Entlade-Zyklen unter Verwendung einer Vielzahl von Quellen, einschließlich Wechselstrom als externe Spannungsquelle.

Akkus können auch nach wiederholtem Gebrauch entladen werden, da die an der Reaktion beteiligten Materialien ihre Fähigkeit zum Laden und Wiederaufladen verlieren. Wenn diese Batteriesysteme verschleißen, gibt es verschiedene Möglichkeiten, wie die Batterien leer werden.

Da Batterien routinemäßig verwendet werden, können einige von ihnen, z. B. Blei-Säure-Batterien, ihre Aufladefähigkeit verlieren. Das Lithium von Lithium-Ionen-Batterien kann zu reaktivem Lithiummetall werden, das nicht wieder in den Lade-Entlade-Zyklus eintreten kann. Batterien mit flüssigen Elektrolyten können durch Verdunstung oder Überladung an Feuchtigkeit verlieren.

Diese Batterien werden im Allgemeinen in Autostartern, Rollstühlen, Elektrofahrrädern, Elektrowerkzeugen und Batteriespeicherkraftwerken verwendet. Wissenschaftler und Ingenieure haben ihren Einsatz in Hybridfahrzeugen mit Verbrennungsmotor und Elektrofahrzeugen untersucht, um ihren Energieverbrauch effektiver zu gestalten und länger zu halten.

Der wiederaufladbare Blei-Säure-Akku bricht Wassermoleküle (H₂Ö) in wässrige Wasserstofflösung (H⁺) und Oxidionen (Ö^2-), die aus der gebrochenen Bindung elektrische Energie erzeugt, wenn das Wasser seine Ladung verliert. Wenn die wässrige Wasserstofflösung mit diesen Oxidionen reagiert, werden die starken O-H-Bindungen verwendet, um die Batterie zu versorgen.

Diese chemische Energie treibt eine Redoxreaktion an, die hochenergetische Reaktanten in energieärmere Produkte umwandelt. Der Unterschied zwischen den Reaktanten und Produkten ermöglicht die Reaktion und bildet einen elektrischen Stromkreis, wenn die Batterie angeschlossen wird, indem chemische Energie in elektrische Energie umgewandelt wird.

In einer galvanischen Zelle haben die Reaktionspartner wie metallisches Zink eine hohe freie Energie, die die Reaktion ohne äußere Krafteinwirkung spontan ablaufen lässt.

Die in Anode und Kathode verwendeten Metalle haben Gitterkohäsionsenergien, die die chemische Reaktion antreiben können. Die Kohäsionsenergie des Gitters ist die Energie, die erforderlich ist, um die Atome, die das Metall bilden, voneinander zu trennen. Metallisches Zink, Cadmium, Lithium und Natrium werden häufig verwendet, da sie hohe Ionisierungsenergien aufweisen, die minimale Energie, die erforderlich ist, um Elektronen aus einem Element zu entfernen.

Galvanische Zellen, die von Ionen desselben Metalls angetrieben werden, können Unterschiede in der freien Energie nutzen, um die freie Gibbs-Energie zum Antrieb der Reaktion zu veranlassen. DasGibbs freie Energieist eine andere Energieform, die verwendet wird, um den Arbeitsaufwand eines thermodynamischen Prozesses zu berechnen.

In diesem Fall ist die Änderung der freien Standardenergie von GibbsG^Ö treibt die Spannung oder die elektromotorische Kraft anE​​^Öin Volt, nach der Gleichung

in welchemv_eist die Anzahl der während der Reaktion übertragenen Elektronen und F ist die Faradaysche Konstante (F = 96485.33 C mol⁻¹).

DasΔ_rG^Ö gibt an, dass die Gleichung die Änderung der freien Gibbs-Energie verwendet (Δ_rG^Ö =​​G_Finale -​ ​G_Initiale).Die Entropie nimmt zu, wenn die Reaktion die verfügbare freie Energie nutzt. In der Daniell-Zelle macht der Unterschied der Gitterkohäsionsenergie zwischen Zink und Kupfer den größten Teil des Unterschieds der freien Gibbs-Energie während der Reaktion aus.Δ_rG^Ö= -213 kJ/mol, das ist die Differenz der freien Gibbs-Energie der Produkte und der der Reaktanten.

Trennt man die elektrochemische Reaktion einer galvanischen Zelle in die Halbreaktionen Oxidation und Reduktion Prozessen können Sie die entsprechenden elektromotorischen Kräfte aufsummieren, um die gesamte Spannungsdifferenz zu erhalten, die in der Zelle.

Eine typische galvanische Zelle kann beispielsweise CuSO. verwenden₄ und ZnSO₄ mit Standardpotentialhalbreaktionen wie:Cu²⁺ + 2 e⁻ ⇌ Cumit entsprechendem elektromotorischen PotentialE^Ö = +0,34 VundZn²⁺ + 2 e⁻ ⇌ Znmit PotenzialE^Ö = −0,76 V.​

Für die Gesamtreaktion giltCu²⁺ + Zn ⇌ Cu + Zn²⁺ , können Sie die Halbreaktionsgleichung für Zink "umdrehen", während Sie das Vorzeichen der elektromotorischen Kraft umdrehen, um zu erhaltenZn ⇌ Zn²⁺ + 2 e⁻ mitE^Ö = 0,76 V.Das Gesamtreaktionspotential, die Summe der elektromotorischen Kräfte, ist dann+0,34 V​ ​− (−0,76 V) = 1,10 V​.