Waarom gaan batterijen leeg?

U bent waarschijnlijk tegengekomen dat batterijen leeg raken, wat vervelend is als u ze in elektronische apparaten probeert te gebruiken. De celchemie van batterijen kan u vertellen hoe ze werken, inclusief hoe ze leeg raken.

•••Syed Hussain Ather

Wanneer de elektrochemische reactie van een batterij de materialen uitput, raakt de batterij leeg. Dit gebeurt meestal na langdurig gebruik van de batterij.

Batterijen gebruiken over het algemeen primaire cellen, een soortgalvanische celdie twee verschillende metalen in een vloeibare elektrolyt gebruikt om de overdracht van lading tussen hen mogelijk te maken. Positieve ladingen vloeien voort uit dekathode, gebouwd met kationen of positief geladen ionen zoals koper, aan deanode, met anionen of negatief geladen ionen zoals zink.

• Batterijen raken leeg doordat de chemicaliën van de elektrolyt in de batterij opdrogen. In het geval van alkalinebatterijen is dit het moment waarop al het mangaandioxide is omgezet. In dit stadium is de batterij leeg.

Om deze relatie te onthouden, kun je het woord 'OILRIG' onthouden. Dit vertelt je datoxidatie is verlies(“OLIE”) envermindering is winst(“RIG”) van elektronen. Degeheugensteuntje voor anodes en kathodes is "ANOX REDCAT" om te onthouden dat de "ANode" wordt gebruikt met "OXidation" en dat "REDuction" optreedt bij de "CAThode".

Primaire cellen kunnen ook werken met individuele halfcellen van verschillende metalen in een ionische oplossing verbonden door een zoutbrug of een poreus membraan. Deze cellen voorzien batterijen van een groot aantal toepassingen.

​Alkaline batterijen, die specifiek gebruik maken van de reactie tussen een zinkanode en een magnesiumkathode, worden gebruikt voor zaklampen, draagbare elektronische apparaten en afstandsbedieningen. Andere voorbeelden van populaire batterij-elementen zijn lithium, kwik, silicium, zilveroxide, chroomzuur en koolstof.

Technische ontwerpen kunnen profiteren van de manier waarop batterijen leeg raken om energie te besparen en opnieuw te gebruiken. Goedkope huishoudbatterijen gebruiken over het algemeen koolstof-zinkcellen die zo zijn ontworpen dat, als het zink ondergaat,galvanische corrosie, een proces waarbij een metaal bij voorkeur corrodeert, kan de batterij elektriciteit produceren als onderdeel van een gesloten elektronencircuit.

Bij welke temperatuur exploderen batterijen? De celchemie van lithium-ionbatterijen betekent dat deze batterijen chemische reacties starten die resulteren in hun explosie bij ongeveer 1.000 °C. Het koperen materiaal erin smelt waardoor de interne kernen breken.

In 1836 bouwde de Britse scheikundige John Frederic Daniell deDaniell celwaarin hij twee elektrolyten gebruikte, in plaats van slechts één, om waterstof geproduceerd door de een te laten verbruiken door de ander. Hij gebruikte zinksulfaat in plaats van zwavelzuur, wat in die tijd gebruikelijk was bij batterijen.

Voor die tijd gebruikten wetenschappers voltaïsche cellen, een soort chemische cel die een spontane reactie gebruikt, die met hoge snelheden stroom verloor. Daniell gebruikte een barrière tussen de koperen en zinkplaten om te voorkomen dat overtollig waterstof zou borrelen en om te voorkomen dat de batterij snel zou verslijten. Zijn werk zou leiden tot innovaties in telegrafie en elektrometallurgie, de methode om elektrische energie te gebruiken om metalen te produceren.

​secundaire cellenzijn daarentegen oplaadbaar. De oplaadbare batterij, ook wel opslagbatterij, secundaire cel of accu genoemd, slaat de lading in de loop van de tijd op omdat de kathode en anode in een circuit met elkaar zijn verbonden.

Tijdens het opladen wordt het positieve actieve metaal zoals nikkeloxidehydroxide geoxideerd, waardoor elektronen ontstaan ​​electron en ze te verliezen, terwijl het negatieve materiaal zoals cadmium wordt verminderd, elektronen opvangt en wint hen. De batterij maakt gebruik van laad-ontlaadcycli waarbij verschillende bronnen worden gebruikt, waaronder wisselstroom als externe spanningsbron.

Oplaadbare batterijen kunnen na herhaald gebruik nog steeds leeg raken, omdat de materialen die bij de reactie betrokken zijn hun vermogen om op te laden en opnieuw op te laden verliezen. Aangezien deze batterijsystemen verslijten, zijn er verschillende manieren waarop de batterijen leeg raken.

Omdat batterijen routinematig worden gebruikt, kunnen sommige batterijen, zoals loodzuurbatterijen, het vermogen om op te laden verliezen. Het lithium van lithium-ionbatterijen kan reactief lithiummetaal worden dat niet opnieuw in de laad-ontlaadcyclus kan komen. Batterijen met vloeibare elektrolyten kunnen minder vocht bevatten door verdamping of overladen.

Deze batterijen worden over het algemeen gebruikt in startmotoren voor auto's, rolstoelen, elektrische fietsen, elektrisch gereedschap en energiecentrales voor batterijopslag. Wetenschappers en ingenieurs hebben het gebruik ervan in hybride voertuigen met interne verbrandingsbatterij en elektrische voertuigen bestudeerd om hun stroomverbruik efficiënter te maken en langer mee te gaan.

De oplaadbare loodzuuraccu breekt watermoleculen (H₂O) in waterige waterstofoplossing (H⁺) en oxide-ionen (O^2-) die elektrische energie produceert uit de verbroken binding als het water zijn lading verliest. Wanneer de waterige waterstofoplossing reageert met deze oxide-ionen, worden de sterke O-H-bindingen gebruikt om de batterij van stroom te voorzien.

Deze chemische energie drijft een redoxreactie aan die hoogenergetische reactanten omzet in producten met een lagere energie. Het verschil tussen de reactanten en producten laat de reactie plaatsvinden en vormt een elektrisch circuit wanneer de batterij wordt aangesloten door chemische energie om te zetten in elektrische energie.

In een galvanische cel hebben de reactanten, zoals metallisch zink, een hoge vrije energie waardoor de reactie spontaan kan plaatsvinden zonder externe kracht.

De metalen die in de anode en kathode worden gebruikt, hebben rooster-cohesieve energieën die de chemische reactie kunnen aansturen. De rooster-cohesieve energie is de energie die nodig is om de atomen die het metaal van elkaar maken te scheiden. Metallisch zink, cadmium, lithium en natrium worden vaak gebruikt omdat ze een hoge ionisatie-energie hebben, de minimale energie die nodig is om elektronen uit een element te verwijderen.

Galvanische cellen aangedreven door ionen van hetzelfde metaal kunnen verschillen in vrije energie gebruiken om Gibbs vrije energie te veroorzaken om de reactie aan te sturen. DeGibbs gratis energieis een andere vorm van energie die wordt gebruikt om de hoeveelheid werk te berekenen die een thermodynamisch proces gebruikt.

In dit geval is de verandering in standaard Gibbs vrije energieG^O drijft de spanning of elektromotorische kracht aan;E​​^Oin volt, volgens de vergelijking

waarinv_eis het aantal elektronen dat tijdens de reactie wordt overgedragen en F is de constante van Faraday (F = 96485,33 C mol⁻¹).

DeΔ_rG^O geeft aan dat de vergelijking de verandering in Gibbs vrije energie gebruikt (Δ_rG^O =​​G_laatste -​ ​G_eerste).Entropie neemt toe naarmate de reactie de beschikbare vrije energie gebruikt. In de Daniell-cel is het cohesieve energieverschil tussen zink en koper in het rooster verantwoordelijk voor het grootste deel van het Gibbs-verschil in vrije energie wanneer de reactie plaatsvindt.Δ_rG^O= -213 kJ/mol, wat het verschil is in Gibbs vrije energie van de producten en die van de reactanten.

Als je de elektrochemische reactie van een galvanische cel scheidt in de halve reacties van oxidatie en reductie processen, kunt u de overeenkomstige elektromotorische krachten optellen om het totale spanningsverschil te verkrijgen dat wordt gebruikt in de cel.

Een typische galvanische cel kan bijvoorbeeld CuSO. gebruiken₄ en ZnSO₄ met standaard potentiële halfreacties als:Cu²⁺ + 2 e⁻ Cumet een overeenkomstige elektromotorische potentiaalE^O = +0,34 VenZn²⁺ + 2 e⁻ Znmet potentieelE^O = −0,76 V.​

Voor de algemene reactieCu²⁺ + Zn ⇌ Cu + Zn²⁺ , kunt u de halve reactievergelijking voor zink "omdraaien" terwijl u het teken van de elektromotorische kracht omdraait om te verkrijgenZn ⇌ Zn²⁺ + 2 e⁻ metE^O = 0,76 V.De totale reactiepotentiaal, de som van de elektromotorische krachten, is dan+0,34 V​ ​− (−0,76 V) = 1,10 V​.