Hvorfor går batteriene tomme?

Du har sannsynligvis møtt batterier som går tomt, noe som er en plage hvis du prøver å bruke dem i elektronikkutstyr. Cellekjemien til batterier kan fortelle deg egenskapene til hvordan de fungerer, inkludert hvordan de blir flate.

•••Syed Hussain Ather

Når den elektrokjemiske reaksjonen på et batteri tømmer materialene, blir batteriet flatt. Dette skjer vanligvis etter lang tid med batteribruk.

Batterier bruker vanligvis primære celler, en typegalvanisk cellesom bruker to forskjellige metaller i en flytende elektrolytt for å tillate overføring av ladning mellom dem. Positive ladninger strømmer frakatode, bygget med kationer eller positivt ladede ioner som kobber, tilanode, med anioner eller negativt ladede ioner som sink.

• Batterier blir tomme som et resultat av at elektrolyttens kjemikalier tørker opp i batteriet. Når det gjelder alkaliske batterier, er dette når alt mangandioksid er omdannet. På dette stadiet er batteriet tomt.

For å huske dette forholdet kan du huske ordet "OILRIG." Dette forteller deg det

Primære celler kan også arbeide med individuelle halvceller av forskjellige metaller i en ionisk løsning forbundet med en saltbro eller en porøs membran. Disse cellene gir batterier et utall bruksområder.

​Alkaliske batterier, som spesifikt bruker reaksjonen mellom en sinkanode og en magnesiumkatode, brukes til lommelykter, bærbare elektroniske enheter og fjernkontroller. Andre eksempler på populære batterielementer inkluderer litium, kvikksølv, silisium, sølvoksid, kromsyre og karbon.

Ingeniørdesign kan utnytte måten batteriene går tomme for å spare energi og bruke dem på nytt. Lavpris husholdningsbatterier bruker vanligvis karbon-sinkceller designet slik at hvis sink gjennomgårgalvanisk korrosjon, en prosess der et metall korroderer fortrinnsvis, kan batteriet produsere elektrisitet som en del av en lukket elektronkrets.

Ved hvilken temperatur eksploderer batteriene? Cellekjemien til litiumionbatterier betyr at disse batteriene starter kjemiske reaksjoner som resulterer i eksplosjonen ved rundt 1000 ° C. Kobbermaterialet inni dem smelter, noe som får de indre kjernene til å bryte.

I 1836 konstruerte den britiske kjemikeren John Frederic DaniellDaniell celleder han brukte to elektrolytter, i stedet for bare en, for å la hydrogen produsert av den ene forbrukes av den andre. Han brukte sinksulfat i stedet for svovelsyre, vanlig praksis med datidens batterier.

Før da brukte forskere voltaiske celler, en type kjemisk celle som bruker en spontan reaksjon, som mistet kraften i raske hastigheter. Daniell brukte en barriere mellom kobber- og sinkplatene for å forhindre at overflødig hydrogen boblet og forhindre at batteriet slites raskt. Hans arbeid ville føre til innovasjoner innen telegrafi og elektrometallurgi, metoden for å bruke elektrisk energi til å produsere metaller.

​Sekundære cellerderimot er oppladbare. Det oppladbare batteriet, også kalt lagringsbatteri, sekundærcelle eller akkumulator, lagrer ladning over tid når katoden og anoden er koblet i en krets med hverandre.

Ved lading blir det positive aktive metallet som nikkeloksydhydroksyd oksidert og skaper elektroner og miste dem, mens det negative materialet som kadmium reduseres, fanger elektroner og får dem. Batteriet bruker lade-utladningssykluser ved hjelp av en rekke kilder, inkludert vekselstrøm som en ekstern spenningskilde.

Oppladbare batterier kan fremdeles gå tomme etter gjentatt bruk fordi materialene som er involvert i reaksjonen mister evnen til å lade og lade opp på nytt. Ettersom disse batterisystemene slites ut, er det forskjellige måter batteriene blir tomme på.

Siden batterier brukes rutinemessig, kan noen av dem, for eksempel blybatterier, miste muligheten for å lade opp. Litium av litiumionbatterier kan bli reaktivt litiummetall som ikke kan komme inn i ladningsutladningssyklusen igjen. Batterier med flytende elektrolytter kan redusere fuktigheten på grunn av fordampning eller overlading.

Disse batteriene brukes vanligvis i bilstartere, rullestoler, elektriske sykler, elektroverktøy og batteristasjoner. Forskere og ingeniører har studert bruken av hybrid forbrenningsbatteri og elektriske kjøretøyer for å bli mer effektive når det gjelder strømbruk og vare lenger.

Det oppladbare blybatteriet bryter vannmolekyler (H₂O) til vandig hydrogenløsning (H⁺) og oksidioner (O^2-) som produserer elektrisk energi fra den ødelagte bindingen når vannet mister ladningen. Når den vandige hydrogenløsningen reagerer med disse oksidionene, brukes de sterke O-H-bindingene til å drive batteriet.

Denne kjemiske energien driver en redoksreaksjon som omdanner høyenergireaktanter til produkter med lavere energi. Forskjellen mellom reaktantene og produktene lar reaksjonen skje og danner en elektrisk krets når batteriet kobles til ved å konvertere kjemisk energi til elektrisk energi.

I en galvanisk celle har reaktantene, som metallisk sink, høy fri energi som lar reaksjonen skje spontant uten ytre kraft.

Metallene som brukes i anoden og katoden har sammenhengende gitterenergier som kan drive den kjemiske reaksjonen. Gitterens sammenhengende energi er energien som kreves for å skille atomene som lager metallet fra hverandre. Metallisk sink, kadmium, litium og natrium brukes ofte fordi de har høye ioniseringsenergier, den minste energien som kreves for å fjerne elektroner fra et element.

Galvaniske celler drevet av ioner av samme metall kan bruke forskjeller i fri energi for å få Gibbs fri energi til å drive reaksjonen. DeGibbs fri energier en annen form for energi som brukes til å beregne arbeidsmengden en termodynamisk prosess bruker.

I dette tilfellet er endringen i standard Gibbs fri energiG^o driver spenningen eller elektromotorisk kraftE​​^oi volt, ifølge ligningen

derv_eer antall elektroner som overføres under reaksjonen, og F er Faradays konstant (F = 96485,33 C mol⁻¹).

DeΔ_rG^o indikerer at ligningen bruker endringen i Gibbs fri energi (Δ_rG^o =​​G_endelig -​ ​G_første).Entropi øker ettersom reaksjonen bruker tilgjengelig fri energi. I Daniell-cellen utgjør gitterens sammenhengende energiforskjell mellom sink og kobber det meste av Gibbs fri energidifferanse når reaksjonen skjer.Δ_rG^o= -213 kJ / mol, som er forskjellen i Gibbs fri energi til produktene og reaktantene.

Hvis du skiller den elektrokjemiske reaksjonen til en galvanisk celle i halvreaksjonene av oksidasjon og reduksjon prosesser, kan du summere de tilsvarende elektromotoriske kreftene for å oppnå den totale spenningsforskjellen som brukes i celle.

For eksempel kan en typisk galvanisk celle bruke CuSO₄ og ZnSO₄ med standard potensielle halvreaksjoner som:Cu²⁺ + 2 e⁻ ⇌ Cumed tilsvarende elektromotorisk potensialE^o = +0,34 VogZn²⁺ + 2 e⁻ ⇌ Znmed potensialE^o = −0,76 V.​

For den generelle reaksjonen,Cu²⁺ + Zn ⇌ Cu + Zn²⁺ , kan du "snu" halvreaksjonsligningen for sink mens du vender tegnet på den elektromotoriske kraften for å oppnåZn ⇌ Zn²⁺ + 2 e⁻ medE^o = 0,76 V.Det totale reaksjonspotensialet, summen av elektromotoriske krefter, er da+0,34 V​ ​- (−0,76 V) = 1,10 V​.