Kāpēc baterijas izlādējas?

Jūs, iespējams, esat saskāries ar bateriju izlādēšanos, kas rada traucējumus, ja mēģināt tos izmantot elektronikas ierīcēs. Bateriju šūnu ķīmija var pateikt, kā tās darbojas, ieskaitot to, kā tās izplūst.

•••Syed Hussain Ather

Kad akumulatora elektroķīmiskā reakcija iztukšo materiālus, akumulators izlādējas. Parasti tas notiek pēc ilga akumulatora lietošanas.

Baterijās parasti tiek izmantotas primārās šūnasgalvaniskā šūnakas izmanto divus dažādus metālus šķidrā elektrolītā, lai ļautu nodot lādiņu starp tiem. Pozitīvi lādiņi plūst nokatods, kas veidots ar katjoniem vai pozitīvi lādētiem joniem, piemēram, varu, līdzanodu, ar anjoniem vai negatīvi lādētiem joniem, piemēram, cinku.

• Baterijas izlādējas, jo akumulatorā izžūst elektrolīta ķīmiskās vielas. Sārma bateriju gadījumā tas ir tad, kad viss mangāna dioksīds ir pārveidots. Šajā posmā akumulators ir izlādējies.

Lai atcerētos šīs attiecības, varat atcerēties vārdu "OILRIG". Tas jums to sakaoksidēšanās ir zudums(“EĻĻA”) un

Primārās šūnas var strādāt arī ar atsevišķām dažādu metālu pusšūnām jonu šķīdumā, kas savienots ar sāls tiltu vai porainu membrānu. Šīs šūnas nodrošina baterijām neskaitāmus lietojumus.

​Sārma baterijas, kas īpaši izmanto cinka anoda un magnija katoda reakciju, tiek izmantoti zibspuldzēm, pārnēsājamām elektroniskām ierīcēm un tālvadības pultīm. Citi populāru akumulatoru elementu piemēri ir litijs, dzīvsudrabs, silīcijs, sudraba oksīds, hromskābe un ogleklis.

Inženierprojektos var izmantot akumulatoru izlādes priekšrocības, lai taupītu un atkārtoti izmantotu enerģiju. Zemu izmaksu sadzīves baterijās parasti tiek izmantotas oglekļa-cinka šūnas, kas projektētas tā, ka, ja cinks ir pakļautsgalvaniskā korozija, process, kurā metāls dod koroziju, akumulators var ražot elektrību kā daļu no slēgtas elektronu ķēdes.

Kādā temperatūrā baterijas eksplodē? Litija jonu akumulatoru šūnu ķīmija nozīmē, ka šīs baterijas sāk ķīmiskas reakcijas, kuru rezultātā tās eksplodē aptuveni 1000 ° C temperatūrā. Vara materiāls to iekšpusē kūst, kā rezultātā iekšējie serdeņi saplīst.

1836. gadā britu ķīmiķis Džons Frederiks Daniels uzbūvējaDaniell šūnakurā viņš izmantoja divus elektrolītus, nevis tikai vienu, lai ļautu vienam patērēt ūdeņradi. Viņš izmantoja cinka sulfātu sērskābes vietā, tā laika parastā bateriju prakse.

Pirms tam zinātnieki izmantoja voltaic šūnas, ķīmisko šūnu veidu, kurā tiek izmantota spontāna reakcija, kas ātri zaudēja spēku. Daniels izmantoja barjeru starp vara un cinka plāksnēm, lai novērstu pārmērīgu ūdeņraža burbuļošanu un apturētu akumulatora ātru nolietošanos. Viņa darbs novestu pie jauninājumiem telegrāfijā un elektrometalurģijā - elektriskās enerģijas izmantošanas metodē metālu ražošanai.

​Sekundārās šūnasno otras puses, ir uzlādējami. Uzlādējamā baterija, saukta arī par akumulatoru, sekundāro elementu vai akumulatoru, laika gaitā uzglabā uzlādi, jo katods un anods ir savienoti ķēdē viens ar otru.

Uzlādes laikā pozitīvs aktīvais metāls, piemēram, niķeļa oksīda hidroksīds, oksidējas, radot elektronus un to zaudēšana, kamēr negatīvais materiāls, piemēram, kadmijs, tiek samazināts, uztverot elektronus un iegūstot tos. Akumulators izmanto uzlādes-izlādes ciklus, izmantojot dažādus avotus, ieskaitot maiņstrāvas elektrību kā ārēju sprieguma avotu.

Pēc atkārtotas lietošanas uzlādējamas baterijas joprojām var izlādēties, jo reakcijā iesaistītie materiāli zaudē spēju uzlādēt un atkārtoti uzlādēt. Tā kā šīs akumulatoru sistēmas nolietojas, baterijas izlādējas dažādos veidos.

Tā kā akumulatori tiek izmantoti regulāri, daži no tiem, piemēram, svina-skābes akumulatori, var zaudēt spēju uzlādēt. Litija jonu akumulatoru litijs var kļūt par reaktīvu litija metālu, kas nevar atkārtoti iekļūt uzlādes-izlādes ciklā. Bateriju ar šķidriem elektrolītiem mitrums var samazināties iztvaikošanas vai pārmērīgas uzlādes dēļ.

Šīs baterijas parasti izmanto automobiļu starteros, ratiņkrēslos, elektriskajos velosipēdos, elektroinstrumentos un akumulatoru akumulatoros. Zinātnieki un inženieri ir izpētījuši to izmantošanu hibrīdos iekšdedzes akumulatoros un elektriskajos transportlīdzekļos, lai efektīvāk izmantotu enerģiju un kalpotu ilgāk.

Uzlādējamais svina-skābes akumulators pārtrauc ūdens molekulas (H₂O) ūdeņraža ūdens šķīdumā (H⁺) un oksīda jonus (O^2-), kas ražo elektrisko enerģiju no sašķeltās saites, kad ūdens zaudē lādiņu. Kad ūdeņraža ūdens šķīdums reaģē ar šiem oksīda joniem, akumulatora darbināšanai tiek izmantotas spēcīgas O-H saites.

Šī ķīmiskā enerģija nodrošina redoksreakciju, kas pārvērš augstas enerģijas reaģentus par zemākas enerģijas produktiem. Atšķirība starp reaģentiem un produktiem ļauj reakcijai notikt un veido elektrisko ķēdi, kad akumulators ir savienots, pārveidojot ķīmisko enerģiju elektriskajā enerģijā.

Galvaniskajā šūnā reaģentiem, piemēram, metāliskajam cinkam, ir liela brīva enerģija, kas ļauj reakcijai notikt spontāni bez ārēja spēka.

Anodā un katodā izmantotajiem metāliem ir režģa kohēzijas enerģijas, kas var vadīt ķīmisko reakciju. Režģa saliedētā enerģija ir enerģija, kas nepieciešama, lai atdalītu atomus, kas metālu veido viens no otra. Bieži tiek izmantots metāla cinks, kadmijs, litijs un nātrijs, jo tiem ir augstas jonizācijas enerģijas - minimālā enerģija, kas nepieciešama elektronu atdalīšanai no elementa.

Galvaniskās šūnas, kuras virza viena un tā paša metāla joni, var izmantot brīvās enerģijas atšķirības, lai izraisītu Gibsa brīvo enerģiju reakcijas virzīšanai. TheGibsa brīva enerģijair vēl viena enerģijas forma, ko izmanto, lai aprēķinātu darba daudzumu, ko izmanto termodinamiskais process.

Šajā gadījumā izmaiņas standarta Gibsa brīvajā enerģijāG^o darbina spriegumu jeb elektromotoruE​​^osaskaņā ar vienādojumu voltos

kurāv_eir reakcijas laikā pārnesto elektronu skaits, un F ir Faradeja konstante (F = 96485,33 C mol⁻¹).

TheΔ_rG^o norāda, ka vienādojums izmanto Gibsa brīvās enerģijas izmaiņas (Δ_rG^o =​​G_galīgais -​ ​G_{sākotnējais}).Entropija palielinās, kad reakcija izmanto pieejamo brīvo enerģiju. Daniela šūnā režģa kohēzijas enerģijas starpība starp cinku un varu veido lielāko daļu Gibba brīvās enerģijas starpības, kad notiek reakcija.Δ_rG^o= -213 kJ / mol, kas ir produktu un reaģentu enerģijas Gibbs brīvās enerģijas starpība.

Ja jūs atdalīsit galvaniskās šūnas elektroķīmisko reakciju oksidācijas un reducēšanās pusreakcijās procesus, varat summēt atbilstošos elektromotora spēkus, lai iegūtu kopējo sprieguma starpību, kas izmantota šūna.

Piemēram, tipiskā galvaniskajā šūnā var izmantot CuSO₄ un ZnSO₄ ar standarta potenciālajām pusreakcijām kā:Cu²⁺ + 2 e⁻ ⇌ Cuar atbilstošu elektromotora potenciāluE^o = +0,34 VunZn²⁺ + 2 e⁻ ⇌ Znar potenciāluE^o = −0,76 V.​

Attiecībā uz kopējo reakcijuCu²⁺ + Zn ⇌ Cu + Zn²⁺ , jūs varat "uzsist" cinka pusreakcijas vienādojumu, vienlaikus apgriežot elektromotora spēka zīmi, lai iegūtuZn ⇌ Zn²⁺ + 2 e⁻ arE^o = 0,76 V.Tad ir kopējais reakcijas potenciāls, elektromotoru spēku summa+0,34 V​ ​- (−0,76 V) = 1,10 V​.