Vjerojatno ste se susreli s praznim baterijama, što predstavlja smetnju ako ih pokušavate koristiti u elektroničkim uređajima. Kemijska ćelija baterija može vam reći svojstva njihovog rada, uključujući i kako se kvare.
Kemija stanica baterija
•••Syed Hussain Ather
Kad elektrokemijska reakcija baterije isprazni materijale, baterija se isprazni. To se obično događa nakon dugog korištenja baterije.
Baterije obično koriste primarne ćelije, vrstugalvanska ćelijakoji koristi dva različita metala u tekućem elektrolitu kako bi omogućio prijenos naboja između njih. Pozitivni naboji teku izkatoda, građena s kationima ili pozitivno nabijenim ionima poput bakraanodas anionima ili negativno nabijenim ionima poput cinka.
Savjeti
Baterije se prazne uslijed isušivanja kemikalija elektrolita u bateriji. U slučaju alkalnih baterija, tada je pretvoren sav mangan-dioksid. U ovoj fazi baterija je prazna.
Da biste se sjetili ove veze, možete se sjetiti riječi "OILRIG". Ovo vam to govorioksidacija je gubitak("ULJE") i
Primarne stanice također mogu raditi s pojedinačnim polustanicama različitih metala u ionskoj otopini povezanoj mostom soli ili poroznom membranom. Te ćelije pružaju baterijama bezbroj namjena.
Alkalne baterije, koji posebno koriste reakciju između cinkove anode i magnezijeve katode, koriste se za svjetiljke, prijenosne elektroničke uređaje i daljinske upravljače. Ostali primjeri popularnih baterijskih elemenata uključuju litij, živu, silicij, srebrni oksid, kromovu kiselinu i ugljik.
Inženjerski projekti mogu iskoristiti način na koji se baterije smanjuju za uštedu i ponovnu upotrebu energije. Povoljne kućanske baterije obično koriste ugljik-cink-stanice oblikovane tako da, ako cink podliježegalvanska korozija, postupak u kojem metal poželjno korodira, baterija može proizvoditi električnu energiju kao dio zatvorenog elektronskog kruga.
Na kojoj temperaturi eksplodiraju baterije? Kemija stanica litij-ionskih baterija znači da te baterije započinju kemijske reakcije koje rezultiraju eksplozijom na oko 1.000 ° C. Bakreni materijal unutar njih se topi što uzrokuje pucanje unutarnjih jezgri.
Povijest kemijske stanice
1836. godine britanski kemičar John Frederic Daniell konstruirao jeDanielova stanicau kojem je upotrijebio dva elektrolita, umjesto samo jednog, kako bi pustio da drugi proizvodi vodik koji proizvodi jedan. Umjesto sumporne kiseline koristio je cink sulfat, uobičajenu praksu baterija tog doba.
Prije toga, znanstvenici su koristili voltaične stanice, vrstu kemijskih stanica koje koriste spontanu reakciju, koja je brzinom gubila snagu. Daniell je upotrijebio barijeru između bakrene i cinkove ploče kako bi spriječio bubrenje viška vodika i spriječio brzo trošenje baterije. Njegov bi rad doveo do inovacija u telegrafiji i elektrometalurgiji, metodi korištenja električne energije za proizvodnju metala.
Kako se pune baterije pune
Sekundarne stanice, s druge strane, mogu se puniti. Punjiva baterija, koja se naziva i akumulator, sekundarna ćelija ili akumulator, pohranjuje punjenje tijekom vremena dok su katoda i anoda međusobno povezane u krug.
Tijekom punjenja pozitivni aktivni metal, poput hidroksida niklovog oksida, oksidira, stvarajući elektrone i gube ih, dok se negativni materijal poput kadmija smanjuje, hvata elektrone i dobiva ih. Baterija koristi cikluse punjenja-pražnjenja koristeći razne izvore, uključujući izmjeničnu struju kao vanjski izvor napona.
Punjive baterije i nakon ponovljene upotrebe mogu se isprazniti jer materijali koji sudjeluju u reakciji gube sposobnost punjenja i ponovnog punjenja. Kako se ti sustavi baterija troše, postoje različiti načini na koje se baterije isprazne.
Kako se baterije koriste redovito, neke od njih, poput olovno-kiselih, mogu izgubiti sposobnost ponovnog punjenja. Litij litij-ionskih baterija može postati reaktivni litij koji ne može ponovno ući u ciklus pražnjenja i punjenja. Baterije s tekućim elektrolitima mogu smanjiti vlagu uslijed isparavanja ili prekomjernog punjenja.
Primjene punjivih baterija
Te se baterije obično koriste u automobilskim starterima, invalidskim kolicima, električnim biciklima, električnim alatima i elektranama za pohranu baterija. Znanstvenici i inženjeri proučavali su njihovu upotrebu u hibridnim baterijama s unutarnjim izgaranjem i električnim vozilima kako bi postali učinkovitiji u svojoj potrošnji energije i trajali dulje.
Punjiva olovna kiselina razbija molekule vode (H2O) u vodenu otopinu vodika (H+) i oksidni ioni (O2-) koji proizvodi električnu energiju iz prekida veze jer voda gubi svoj naboj. Kada vodena otopina vodika reagira s tim oksidnim ionima, snažne O-H veze koriste se za napajanje baterije.
Fizika reakcija baterije
Ova kemijska energija pokreće redoks reakciju koja pretvara visokoenergetske reaktante u proizvode manje energije. Razlika između reaktanata i proizvoda omogućuje reakciju i stvara električni krug kad se baterija spoji pretvarajući kemijsku energiju u električnu.
U galvanskoj ćeliji reaktanti, poput metalnog cinka, imaju visoku slobodnu energiju koja omogućuje da se reakcija spontano dogodi bez vanjske sile.
Metali koji se koriste u anodi i katodi imaju kohezivne energije rešetke koje mogu pokretati kemijsku reakciju. Kohezijska energija rešetke je energija potrebna za odvajanje atoma koji čine metal jedan od drugog. Često se koriste metalni cink, kadmij, litij i natrij jer imaju visoke energije ionizacije, minimalnu energiju potrebnu za uklanjanje elektrona iz elementa.
Galvanske stanice pokrenute ionima istog metala mogu koristiti razlike u slobodnoj energiji da uzrokuju Gibbsovu slobodnu energiju da pokreće reakciju. TheGibbsova besplatna energijaje drugi oblik energije koji se koristi za izračunavanje količine rada koji termodinamički proces koristi.
U ovom slučaju, promjena u standardnoj Gibbsovoj slobodnoj energijiGo pokreće napon ili elektromotornu siluEou voltima, prema jednadžbi
E ^ {\ text {o}} = \ frac {- \ Delta_rG ^ {\ text {o}}} {v_eF}
u kojemveje broj elektrona prenesenih tijekom reakcije i F je Faradayeva konstanta (F = 96485,33 C mol−1).
TheΔrGo označava da jednadžba koristi promjenu Gibbsove slobodne energije (ΔrGo =Gkonačni - Gpočetni).Entropija se povećava kako reakcija koristi raspoloživu slobodnu energiju. U Daniell-ovoj ćeliji razlika u kohezivnoj energiji rešetke između cinka i bakra čini većinu Gibbsove razlike slobodne energije kako se reakcija dogodi.ΔrGo= -213 kJ / mol, što je razlika u Gibbsovoj slobodnoj energiji proizvoda i energije reaktanata.
Napon galvanske ćelije
Ako elektrokemijsku reakciju galvanske ćelije razdvojite na polovične reakcije oksidacije i redukcije procesa, možete zbrojiti odgovarajuće elektromotorne sile da biste dobili ukupnu razliku napona korištenu u stanica.
Na primjer, tipična galvanska ćelija može koristiti CuSO4 i ZnSO4 sa standardnim potencijalnim polovičnim reakcijama kao:Cu2+ + 2 e− ⇌ Cus odgovarajućim elektromotornim potencijalomEo = +0,34 ViZn2+ + 2 e− ⇌ Zns potencijalomEo = -0,76 V.
Za cjelokupnu reakciju,Cu2+ + Zn ⇌ Cu + Zn2+ , možete "preokrenuti" polovinu jednadžbe reakcije cinka dok okrećete znak elektromotorne sile da biste dobiliZn ⇌ Zn2+ + 2 e− sEo = 0,76 V.Ukupni reakcijski potencijal, zbroj elektromotornih sila, tada je+0,34 V - (−0,76 V) = 1,10 V.
