¿Por qué se agotan las baterías?

Probablemente haya encontrado que las baterías se descargan, lo cual es una molestia si está tratando de usarlas en dispositivos electrónicos. La química celular de las baterías puede decirle las propiedades de cómo funcionan, incluido cómo se agotan.

•••Syed Hussain Ather

Cuando la reacción electroquímica de una batería agota los materiales, la batería se descarga. Esto generalmente ocurre después de un largo tiempo de uso de la batería.

Las baterías generalmente usan celdas primarias, un tipo decélula galvánicaque utiliza dos metales diferentes en un electrolito líquido para permitir la transferencia de carga entre ellos. Las cargas positivas fluyen desde elcátodo, construido con cationes o iones cargados positivamente como el cobre, a laánodo, con aniones o iones cargados negativamente como el zinc.

• Las baterías se descargan como resultado de que los químicos del electrolito se secan dentro de la batería. En el caso de las pilas alcalinas, es cuando se ha convertido todo el dióxido de manganeso. En esta etapa, la batería está descargada.

Para recordar esta relación, puede recordar la palabra "OILRIG". Esto te dice quela oxidación es pérdida("Aceite yla reducción es ganancia("RIG") de electrones. Lamnemónico para ánodos y cátodos es "ANOX REDCAT" para recordar que el "ANode" se usa con "OXidation" y "REDuction" ocurre en el "CAThode".

Las celdas primarias también pueden trabajar con medias celdas individuales de diferentes metales en una solución iónica conectada por un puente de sal o una membrana porosa. Estas celdas proporcionan baterías con una gran variedad de usos.

​Baterias alkalinas, que utilizan específicamente la reacción entre un ánodo de zinc y un cátodo de magnesio, se utilizan para linternas, dispositivos electrónicos portátiles y controles remotos. Otros ejemplos de elementos de batería populares incluyen litio, mercurio, silicio, óxido de plata, ácido crómico y carbono.

Los diseños de ingeniería pueden aprovechar la forma en que las baterías se descargan para conservar y reutilizar energía. Las baterías domésticas de bajo costo generalmente usan celdas de carbono-zinc diseñadas de tal manera que, si el zinc sufrecorrosión galvánica, un proceso en el que un metal se corroe preferentemente, la batería puede producir electricidad como parte de un circuito electrónico cerrado.

¿A qué temperatura explotan las baterías? La química celular de las baterías de iones de litio significa que estas baterías inician reacciones químicas que provocan su explosión a alrededor de 1000 ° C. El material de cobre dentro de ellos se derrite, lo que hace que los núcleos internos se rompan.

En 1836, el químico británico John Frederic Daniell construyó elCelda Daniellen el que utilizó dos electrolitos, en lugar de solo uno, para permitir que el hidrógeno producido por uno fuera consumido por el otro. Usó sulfato de zinc en lugar de ácido sulfúrico, práctica común de las baterías de la época.

Antes de eso, los científicos usaban células voltaicas, un tipo de célula química que usa una reacción espontánea, que pierde energía a velocidades rápidas. Daniell usó una barrera entre las placas de cobre y zinc para evitar que el exceso de hidrógeno burbujee y que la batería se gaste rápidamente. Su trabajo conduciría a innovaciones en telegrafía y electrometalurgia, el método de utilizar energía eléctrica para producir metales.

​Células secundarias, por otro lado, son recargables. La batería recargable, también llamada batería de almacenamiento, celda secundaria o acumulador, almacena la carga a lo largo del tiempo a medida que el cátodo y el ánodo están conectados en un circuito entre sí.

Al cargar, el metal activo positivo, como el hidróxido de óxido de níquel, se oxida, creando electrones. y perderlos, mientras que el material negativo como el cadmio se reduce, capturando electrones y ganando ellos. La batería utiliza ciclos de carga y descarga utilizando una variedad de fuentes, incluida la electricidad de corriente alterna como fuente de voltaje externa.

Las baterías recargables aún pueden agotarse después de un uso repetido porque los materiales involucrados en la reacción pierden su capacidad de cargarse y recargarse. A medida que estos sistemas de baterías se agotan, hay diferentes formas en que las baterías se descargan.

Como las baterías se utilizan de forma rutinaria, algunas de ellas, como las de plomo-ácido, pueden perder la capacidad de recarga. El litio de las baterías de iones de litio puede convertirse en un metal de litio reactivo que no puede volver a entrar en el ciclo de carga y descarga. Las baterías con electrolitos líquidos pueden disminuir su humedad debido a la evaporación o sobrecarga.

Estas baterías se utilizan generalmente en arrancadores de automóviles, sillas de ruedas, bicicletas eléctricas, herramientas eléctricas y centrales eléctricas de almacenamiento de baterías. Los científicos e ingenieros han estudiado su uso en vehículos híbridos de batería de combustión interna y eléctricos para ser más efectivos en su uso de energía y durar más.

La batería recargable de plomo-ácido rompe las moléculas de agua (H₂O) en una solución acuosa de hidrógeno (H⁺) e iones de óxido (O^2-) que produce energía eléctrica a partir del enlace roto a medida que el agua pierde su carga. Cuando la solución acuosa de hidrógeno reacciona con estos iones de óxido, los fuertes enlaces O-H se utilizan para alimentar la batería.

Esta energía química impulsa una reacción redox que convierte los reactivos de alta energía en productos de menor energía. La diferencia entre los reactivos y los productos permite que ocurra la reacción y forma un circuito eléctrico cuando la batería se conecta convirtiendo la energía química en energía eléctrica.

En una celda galvánica, los reactivos, como el zinc metálico, tienen una alta energía libre que permite que la reacción ocurra espontáneamente sin fuerza externa.

Los metales utilizados en el ánodo y el cátodo tienen energías cohesivas reticulares que pueden impulsar la reacción química. La energía cohesiva de la red es la energía necesaria para separar los átomos que forman el metal entre sí. El zinc, el cadmio, el litio y el sodio metálicos se utilizan a menudo porque tienen altas energías de ionización, la energía mínima necesaria para eliminar los electrones de un elemento.

Las células galvánicas impulsadas por iones del mismo metal pueden usar diferencias en la energía libre para hacer que la energía libre de Gibbs impulse la reacción. LaEnergía libre de Gibbses otra forma de energía que se utiliza para calcular la cantidad de trabajo que utiliza un proceso termodinámico.

En este caso, el cambio en la energía libre estándar de GibbsGRAMO^o impulsa el voltaje o la fuerza electromotrizmi​​^oen voltios, según la ecuación

en el cualv_mies el número de electrones transferidos durante la reacción y F es la constante de Faraday (F = 96485.33 C mol⁻¹).

LaΔ_rGRAMO^o indica que la ecuación usa el cambio en la energía libre de Gibbs (Δ_rGRAMO^o =​​GRAMO_final -​ ​GRAMO_inicial).La entropía aumenta a medida que la reacción utiliza la energía libre disponible. En la celda de Daniell, la diferencia de energía cohesiva de la red entre el zinc y el cobre explica la mayor parte de la diferencia de energía libre de Gibbs a medida que se produce la reacción.Δ_rGRAMO^o= -213 kJ / mol, que es la diferencia en la energía libre de Gibbs de los productos y la de los reactivos.

Si separa la reacción electroquímica de una celda galvánica en las medias reacciones de oxidación y reducción procesos, puede sumar las fuerzas electromotrices correspondientes para obtener la diferencia de voltaje total utilizada en el célula.

Por ejemplo, una celda galvánica típica puede usar CuSO₄ y ZnSO₄ con semirreacciones potenciales estándar como:Cu²⁺ + 2 e⁻ ⇌ Cucon un potencial electromotor correspondientemi^o = +0,34 VyZn²⁺ + 2 e⁻ ⇌ Zncon potencialmi^o = −0,76 V.​

Para la reacción general,Cu²⁺ + Zn ⇌ Cu + Zn²⁺ , puede "invertir" la ecuación de media reacción del zinc mientras cambia el signo de la fuerza electromotriz para obtenerZn ⇌ Zn²⁺ + 2 e⁻ conmi^o = 0,76 V.El potencial de reacción general, la suma de las fuerzas electromotrices, es entonces+0,34 V​ ​- (−0,76 V) = 1,10 V​.