Dlaczego baterie się rozładowują?

Prawdopodobnie spotkałeś się z rozładowywaniem baterii, co jest uciążliwe, jeśli próbujesz używać ich w urządzeniach elektronicznych. Chemia ogniw baterii może określić właściwości ich działania, w tym sposób ich rozładowania.

•••Syed Hussain Ather

Gdy reakcja elektrochemiczna akumulatora wyczerpuje materiały, akumulator ulega rozładowaniu. Zwykle dzieje się to po długim czasie użytkowania baterii.

Baterie zwykle wykorzystują ogniwa pierwotne, typogniwo galwanicznektóry wykorzystuje dwa różne metale w ciekłym elektrolicie, aby umożliwić przeniesienie ładunku między nimi. Dodatnie ładunki płyną zkatoda, zbudowany z kationów lub dodatnio naładowanych jonów, takich jak miedź, doanoda, z anionami lub ujemnie naładowanymi jonami, takimi jak cynk.

• Akumulatory rozładowują się w wyniku wysychania chemikaliów elektrolitu w akumulatorze. W przypadku baterii alkalicznych ma to miejsce, gdy cały dwutlenek manganu został przetworzony. Na tym etapie bateria jest rozładowana.

Aby zapamiętać ten związek, możesz zapamiętać słowo „OILRIG”. To mówi ci, żeutlenianie to strata(„OLEJ”) iredukcja to zysk(„RIG”) elektronów.mnemonik dla anod i katodys to „ANOX REDCAT”, aby pamiętać, że „ANode” jest używany z „oksydacją”, a „REDUKCJA” występuje na „katodzie”.

Ogniwa pierwotne mogą również pracować z pojedynczymi półogniwami z różnych metali w roztworze jonowym połączonym mostkiem solnym lub porowatą membraną. Ogniwa te zapewniają baterie o niezliczonych zastosowaniach.

​Baterie alkaliczne, które w szczególności wykorzystują reakcję między anodą cynkową a katodą magnezową, są używane do latarek, przenośnych urządzeń elektronicznych i pilotów. Inne przykłady popularnych elementów baterii to lit, rtęć, krzem, tlenek srebra, kwas chromowy i węgiel.

Projekty inżynieryjne mogą wykorzystywać sposób, w jaki akumulatory ulegają rozładowaniu, aby oszczędzać i ponownie wykorzystywać energię.. Tanie baterie do użytku domowego zazwyczaj wykorzystują ogniwa węglowo-cynkowe zaprojektowane w taki sposób, że jeśli cynk ulegakorozja galwaniczna, proces, w którym metal koroduje preferencyjnie, akumulator może wytwarzać energię elektryczną w ramach zamkniętego obwodu elektronów.

W jakiej temperaturze wybuchają baterie? Chemia ogniw akumulatorów litowo-jonowych oznacza, że ​​rozpoczynają one reakcje chemiczne, które prowadzą do wybuchu w temperaturze około 1000 °C. Miedziany materiał w nich topi się, co powoduje pękanie wewnętrznych rdzeni.

W 1836 r. brytyjski chemik John Frederic Daniell skonstruowałkomórka Daniellaw którym użył dwóch elektrolitów zamiast jednego, aby wodór wytworzony przez jeden był zużywany przez drugi. Używał siarczanu cynku zamiast kwasu siarkowego, co było powszechną praktyką w akumulatorach w tamtych czasach.

Wcześniej naukowcy wykorzystywali ogniwa fotowoltaiczne, rodzaj ogniwa chemicznego, który wykorzystuje spontaniczną reakcję, która szybko traci moc. Daniell użył bariery między płytami miedzianymi i cynkowymi, aby zapobiec bulgotaniu nadmiaru wodoru i szybkiemu zużyciu baterii. Jego praca doprowadziła do innowacji w telegrafii i elektrometalurgii, metodzie wykorzystywania energii elektrycznej do produkcji metali.

​Ogniwa wtórnez drugiej strony można je ładować. Bateria wielokrotnego ładowania, zwana także baterią magazynującą, ogniwem wtórnym lub akumulatorem, przechowuje ładunek w czasie, ponieważ katoda i anoda są połączone ze sobą w obwód.

Podczas ładowania dodatni aktywny metal, taki jak wodorotlenek niklu, utlenia się, tworząc elektrony i tracąc je, podczas gdy materiał ujemny, taki jak kadm, jest redukowany, wychwytując elektrony i zyskując im. Akumulator wykorzystuje cykle ładowania i rozładowania przy użyciu różnych źródeł, w tym prądu przemiennego jako zewnętrznego źródła napięcia.

Akumulatory mogą się rozładowywać po wielokrotnym użyciu, ponieważ materiały biorące udział w reakcji tracą zdolność do ładowania i ponownego ładowania. Ponieważ te systemy akumulatorów zużywają się, istnieją różne sposoby ich rozładowania.

Ponieważ baterie są używane rutynowo, niektóre z nich, takie jak akumulatory kwasowo-ołowiowe, mogą utracić zdolność do ładowania. Lit w akumulatorach litowo-jonowych może stać się reaktywnym litem metalicznym, który nie może ponownie wejść w cykl ładowania-rozładowania. Baterie z ciekłymi elektrolitami mogą tracić wilgotność w wyniku parowania lub przeładowania.

Baterie te są zwykle używane w rozrusznikach samochodowych, wózkach inwalidzkich, rowerach elektrycznych, elektronarzędziach i elektrowniach. Naukowcy i inżynierowie zbadali ich zastosowanie w hybrydowych pojazdach z wewnętrznym spalaniem i pojazdami elektrycznymi, aby efektywniej wykorzystywać energię i trwać dłużej.

Akumulator kwasowo-ołowiowy rozbija cząsteczki wody (H₂O) w wodny roztwór wodoru (H⁺) i jony tlenkowe (O^2-), który wytwarza energię elektryczną z przerwanego wiązania, gdy woda traci swój ładunek. Gdy wodny roztwór wodoru reaguje z tymi jonami tlenkowymi, do zasilania akumulatora wykorzystywane są silne wiązania O-H.

Ta energia chemiczna zasila reakcję redoks, która przekształca wysokoenergetyczne reagenty w produkty o niższej energii. Różnica między reagentami a produktami umożliwia zajście reakcji i tworzy obwód elektryczny, gdy bateria jest podłączona, przekształcając energię chemiczną w energię elektryczną.

W ogniwie galwanicznym reagenty, takie jak metaliczny cynk, mają wysoką energię swobodną, ​​która pozwala na spontaniczne zachodzenie reakcji bez sił zewnętrznych.

Metale użyte w anodzie i katodzie mają energię kohezji sieciowej, która może napędzać reakcję chemiczną. Energia spójności sieci to energia wymagana do oddzielenia od siebie atomów tworzących metal. Metaliczny cynk, kadm, lit i sód są często używane, ponieważ mają wysoką energię jonizacji, minimalną energię wymaganą do usunięcia elektronów z pierwiastka.

Ogniwa galwaniczne napędzane jonami tego samego metalu mogą wykorzystywać różnice w energii swobodnej, aby spowodować reakcję energii swobodnej Gibbsa.Energia swobodna Gibbsato kolejna forma energii wykorzystywana do obliczania ilości pracy zużywanej przez proces termodynamiczny.

W tym przypadku zmiana standardowej energii swobodnej Gibbsasol^o napędza napięcie, czyli siłę elektromotorycznąmi​​^ow woltach, zgodnie z równaniem

w którymv_mito liczba elektronów przenoszonych podczas reakcji, a F jest stałą Faradaya (F = 96485,33 C mol⁻¹).

Δ_rsol^o wskazuje, że równanie wykorzystuje zmianę energii swobodnej Gibbsa (Δ_rsol^o =​​sol_finał -​ ​sol_Inicjał).Entropia wzrasta, gdy reakcja wykorzystuje dostępną energię swobodną. W komórce Daniella różnica energii kohezyjnej sieci między cynkiem i miedzią odpowiada za większość różnicy energii swobodnej Gibbsa, gdy zachodzi reakcja.Δ_rsol^o= -213 kJ/mol, co stanowi różnicę w energii swobodnej Gibbsa produktów i reagentów.

Jeśli podzielisz reakcję elektrochemiczną ogniwa galwanicznego na połówkowe reakcje utleniania i redukcji procesów, można zsumować odpowiednie siły elektromotoryczne, aby uzyskać całkowitą różnicę napięć stosowaną w komórka.

Na przykład typowe ogniwo galwaniczne może wykorzystywać CuSO₄ i ZnSO₄ ze standardowymi potencjalnymi reakcjami połówkowymi, takimi jak:Cu²⁺ + 2 e⁻ Cuz odpowiednim potencjałem elektromotorycznymmi^o = +0,34 ViZn²⁺ + 2 e⁻ Znz potencjałemmi^o = -0,76 V.​

Dla ogólnej reakcji,Cu²⁺ + Zn ⇌ Cu + Zn²⁺ , możesz „odwrócić” równanie reakcji połówkowej dla cynku, jednocześnie odwracając znak siły elektromotorycznej, aby uzyskaćZn ⇌ Zn²⁺ + 2 e⁻ zmi^o = 0,76 V.Całkowity potencjał reakcji, suma sił elektromotorycznych, wynosi zatem+0,34 V​ ​− (−0,76 V) = 1,10 V​.