Por que as baterias descarregam?

Provavelmente, você já encontrou baterias ficando sem carga, o que é um incômodo se estiver tentando usá-las em dispositivos eletrônicos. A química celular das baterias pode informar as propriedades de como elas funcionam, incluindo como se esvaziam.

•••Syed Hussain Ather

Quando a reação eletroquímica de uma bateria esgota os materiais, a bateria fica sem carga. Isso geralmente acontece após um longo período de uso da bateria.

As baterias geralmente usam células primárias, um tipo decélula galvânicaque usa dois metais diferentes em um eletrólito líquido para permitir a transferência de carga entre eles. Cargas positivas fluem docátodo, construído com cátions ou íons carregados positivamente, como cobre, para oânodo, com ânions ou íons carregados negativamente, como o zinco.

• As baterias acabam como resultado da secagem dos produtos químicos do eletrólito dentro da bateria. No caso das baterias alcalinas, é quando todo o dióxido de manganês foi convertido. Nesta fase, a bateria está descarregada.

Para lembrar essa relação, você pode lembrar a palavra "OILRIG". Isso te diz queoxidação é perda(“OIL”) eredução é ganho(“RIG”) de elétrons. Omnemônico para ânodos e cátodos é "ANOX REDCAT" para lembrar que o "ANO" é usado com "OXidação" e a "REDUÇÃO" ocorre no "CAThode".

As células primárias também podem trabalhar com meias-células individuais de diferentes metais em uma solução iônica conectada por uma ponte salina ou uma membrana porosa. Essas células fornecem baterias com uma infinidade de utilizações.

​Pilhas alcalinas, que usam especificamente a reação entre um ânodo de zinco e um cátodo de magnésio, são usados ​​para lanternas, dispositivos eletrônicos portáteis e controles remotos. Outros exemplos de elementos de bateria populares incluem lítio, mercúrio, silício, óxido de prata, ácido crômico e carbono.

Os projetos de engenharia podem tirar proveito da maneira como as baterias se esgotam para conservar e reutilizar energia. Baterias domésticas de baixo custo geralmente usam células de carbono-zinco projetadas de forma que, se o zinco sofrerCorrosão galvânica, um processo no qual um metal corrói preferencialmente, a bateria pode produzir eletricidade como parte de um circuito eletrônico fechado.

A que temperatura as baterias explodem? A química celular das baterias de íon-lítio significa que essas baterias iniciam reações químicas que resultam em sua explosão em torno de 1.000 ° C. O material de cobre dentro deles derrete, causando a quebra dos núcleos internos.

Em 1836, o químico britânico John Frederic Daniell construiu oCelular de Daniellem que ele usava dois eletrólitos, em vez de apenas um, para permitir que o hidrogênio produzido por um fosse consumido pelo outro. Ele usava sulfato de zinco em vez de ácido sulfúrico, prática comum em baterias da época.

Antes disso, os cientistas usavam células voltaicas, um tipo de célula química que usa uma reação espontânea, que perdia energia em taxas rápidas. Daniell usou uma barreira entre as placas de cobre e zinco para evitar que o excesso de hidrogênio borbulhe e impedir que a bateria se desgaste rapidamente. Seu trabalho levaria a inovações em telegrafia e eletrometalurgia, o método de usar energia elétrica para produzir metais.

​Células secundárias, por outro lado, são recarregáveis. A bateria recarregável, também chamada de bateria de armazenamento, célula secundária ou acumulador, armazena carga ao longo do tempo à medida que o cátodo e o ânodo são conectados em um circuito um com o outro.

Ao carregar, o metal ativo positivo, como o hidróxido de óxido de níquel, torna-se oxidado, criando elétrons e perdê-los, enquanto o material negativo como o cádmio é reduzido, capturando elétrons e ganhando eles. A bateria usa ciclos de carga e descarga usando uma variedade de fontes, incluindo eletricidade de corrente alternada como uma fonte de tensão externa.

As baterias recarregáveis ​​ainda podem ficar sem carga após o uso repetido porque os materiais envolvidos na reação perdem sua capacidade de carregar e recarregar. À medida que esses sistemas de bateria se desgastam, as baterias acabam de várias maneiras.

Como as baterias são usadas rotineiramente, algumas delas, como as baterias de chumbo-ácido, podem perder a capacidade de recarga. O lítio das baterias de íon-lítio pode se tornar metal de lítio reativo que não pode entrar novamente no ciclo de carga-descarga. Baterias com eletrólitos líquidos podem diminuir em sua umidade devido à evaporação ou sobrecarga.

Essas baterias são geralmente usadas em motores de arranque de automóveis, cadeiras de rodas, bicicletas elétricas, ferramentas elétricas e estações de energia de armazenamento de bateria. Cientistas e engenheiros estudaram seu uso em baterias híbridas de combustão interna e veículos elétricos para se tornarem mais eficazes no uso de energia e durarem mais.

A bateria recarregável de chumbo-ácido quebra as moléculas de água (H₂O) em solução aquosa de hidrogênio (H⁺) e íons óxido (O^2-), que produz energia elétrica a partir da ligação quebrada à medida que a água perde sua carga. Quando a solução aquosa de hidrogênio reage com esses íons de óxido, as fortes ligações O-H são usadas para alimentar a bateria.

Essa energia química alimenta uma reação redox que converte reagentes de alta energia em produtos de baixa energia. A diferença entre os reagentes e os produtos permite que a reação aconteça e forma um circuito elétrico quando a bateria é conectada, convertendo energia química em energia elétrica.

Em uma célula galvânica, os reagentes, como o zinco metálico, possuem uma alta energia livre que permite que a reação ocorra espontaneamente sem força externa.

Os metais usados ​​no ânodo e no cátodo têm energias coesivas de rede que podem conduzir a reação química. A energia coesiva da rede é a energia necessária para separar os átomos que formam o metal uns dos outros. Zinco metálico, cádmio, lítio e sódio são frequentemente usados ​​porque têm altas energias de ionização, a energia mínima necessária para remover elétrons de um elemento.

As células galvânicas movidas por íons do mesmo metal podem usar diferenças na energia livre para fazer com que a energia livre de Gibbs conduza a reação. OGibbs energia livreé outra forma de energia usada para calcular a quantidade de trabalho que um processo termodinâmico usa.

Neste caso, a mudança na energia livre de Gibbs padrãoG^o impulsiona a tensão, ou força eletromotrizE​​^oem volts, de acordo com a equação

no qualv_eé o número de elétrons transferidos durante a reação e F é a constante de Faraday (F = 96.485,33 C mol⁻¹).

OΔ_rG^o indica que a equação usa a mudança na energia livre de Gibbs (Δ_rG^o =​​G_final -​ ​G_inicial).A entropia aumenta à medida que a reação usa a energia livre disponível. Na célula de Daniell, a diferença de energia coesiva da rede entre o zinco e o cobre é responsável pela maior parte da diferença de energia livre de Gibbs conforme a reação ocorre.Δ_rG^o= -213 kJ / mol, que é a diferença na energia livre de Gibbs dos produtos e dos reagentes.

Se você separar a reação eletroquímica de uma célula galvânica em meias reações de oxidação e redução processos, você pode somar as forças eletromotrizes correspondentes para obter a diferença de tensão total usada no célula.

Por exemplo, uma célula galvânica típica pode usar CuSO₄ e ZnSO₄ com semi-reações potenciais padrão como:Cu²⁺ + 2 e⁻ ⇌ Cucom um potencial eletromotriz correspondenteE^o = +0,34 VeZn²⁺ + 2 e⁻ ⇌ Zncom potencialE^o = −0,76 V.​

Para a reação geral,Cu²⁺ + Zn ⇌ Cu + Zn²⁺ , você pode "inverter" a equação de meia reação para o zinco enquanto inverte o sinal da força eletromotriz para obterZn ⇌ Zn²⁺ + 2 e⁻ comE^o = 0,76 V.O potencial de reação geral, a soma das forças eletromotrizes, é então+0,34 V​ ​- (−0,76 V) = 1,10 V​.