Защо батериите се изправят?

Съдържание

• Клетъчна химия на батериите
• Съвети
• История на химическата клетка
• Как се презареждат акумулаторните батерии
• Приложения на акумулаторни батерии
• Физика на реакциите на акумулатора
• Напрежение на галванична клетка

Вероятно сте се сблъскали с батерии, които се изправят, което е неудобство, ако се опитвате да ги използвате в електронни устройства. Клетъчната химия на батериите може да ви каже свойствата на това как работят, включително как те стават плоски.

Клетъчна химия на батериите

Съвети

За да запомните тази връзка, можете да си спомните думата "OILRIG." Това ви казва това окисляването е загуба ("МАСЛО") и намалението е печалба („RIG“) на електрони. Най- мнемонични за аноди и катодиs е „ANOX REDCAT“, за да запомните, че „ANode“ се използва с „OXidation“ и „REDuction“ се появява в „CAThode“.

Първичните клетки също могат да работят с отделни полови клетки от различни метали в йонен разтвор, свързан със солен мост или пореста мембрана. Тези клетки предоставят на батериите безброй приложения.

Алкални батерии, които конкретно използват реакцията между цинков анод и магнезиев катод, се използват за фенерчета, преносими електронни устройства и дистанционни управления. Други примери за популярни елементи на батерията включват литий, живак, силиций, сребърен оксид, хромова киселина и въглерод.

Инженерните дизайни могат да се възползват от начина, по който батериите изравняват, за да пестят и използват повторно енергията. Като цяло евтините домакински батерии използват въглерод-цинкови клетки, проектирани така, че ако цинкът претърпи галванична корозия, процес, при който метално корозира за предпочитане, батерията може да произвежда електричество като част от затворена електронна верига.

При каква температура взривяват батериите? Клетъчната химия на литиево-йонните батерии означава, че тези батерии започват химически реакции, които водят до тяхната експлозия при температура около 1000 ° C. Медният материал вътре в тях се стопява, което причинява разрушаване на вътрешните ядра.

История на химическата клетка

През 1836 г. британският химик Джон Фредерик Даниел конструира Даниел клетка в който той използва два електролита, вместо само един, за да позволи водорода, произведен от единия, да се консумира от другия. Той използвал цинков сулфат вместо сярна киселина, обичайна практика на батериите от онова време.

Преди това учените са използвали волтови клетки, вид химическа клетка, която използва спонтанна реакция, която губи сила с бързи темпове. Даниел използва бариера между медната и цинковата плоча, за да предотврати излишния водород от барботиране и да спре батерията да се износва бързо. Работата му би довела до иновации в телеграфията и електрометалургията, метода за използване на електрическа енергия за производство на метали.

Как се презареждат акумулаторните батерии

Вторични клеткиот друга страна са акумулаторни. Акумулаторната батерия, наричана още акумулаторна батерия, вторична клетка или акумулатор, съхранява зареждането във времето, тъй като катодът и анодът са свързани в една верига помежду си.

При зареждане положителните активни метали, като хидроксид на никелов оксид, се окисляват, създавайки електрони и ги губят, докато отрицателният материал като кадмий се редуцира, улавяйки електрони и ги получавайки. Батерията използва цикли на зареждане и разреждане, използвайки различни източници, включително променлив ток като външен източник на напрежение.

Акумулаторните батерии все още могат да се разредят след многократна употреба, тъй като материалите, участващи в реакцията, губят способността си да се зареждат и презареждат. Тъй като тези акумулаторни системи се износват, има различни начини, по които батериите се изправят.

Тъй като батериите се използват рутинно, някои от тях като оловно-кисели батерии могат да загубят способността за презареждане. Литият на литиево-йонните батерии може да стане реактивен литиев метал, който не може да влезе отново в цикъла на зареждане-заряд. Батериите с течни електролити могат да намалят влагата си поради изпаряване или презареждане.

Приложения на акумулаторни батерии

Тези батерии обикновено се използват в автомобилни стартери, инвалидни колички, електрически велосипеди, електроинструменти и електроцентрали за съхранение на батерии. Учените и инженерите са проучили използването им в хибридни акумулатори и електрически превозни средства с вътрешно горене, за да станат по-ефективни при използването на енергия и да продължат по-дълго.

Акумулаторната оловно-кисела батерия разрушава водни молекули (Н₂О) във воден разтвор на водород (Н⁺) и оксидни йони (О^2-), която произвежда електрическа енергия от прекъснатата връзка, тъй като водата губи своя заряд. Когато водният разтвор на водород реагира с тези оксидни йони, силните О-Н връзки се използват за захранване на батерията.

Физика на реакциите на акумулатора

Тази химическа енергия задейства редокс-реакция, която превръща високоенергийните реагенти в продукти с по-ниска енергия. Разликата между реагентите и продуктите позволява реакцията да се случи и образува електрическа верига, когато батерията е свързана чрез преобразуване на химическа енергия в електрическа.

В галванична клетка реагентите, като метален цинк, имат висока свободна енергия, която позволява реакцията да протича спонтанно, без външна сила.

Използваните в анода и катода метали имат кохезивни енергии на решетката, които могат да задействат химическата реакция. Кохезионната енергия на решетката е енергията, необходима за разделяне на атомите, които правят метала един от друг. Често се използват метални цинк, кадмий, литий и натрий, тъй като имат високи йонизационни енергии, минималната енергия, необходима за отстраняване на електрони от елемент.

Галваничните клетки, задвижвани от йони от един и същи метал, могат да използват разлики в свободната енергия, за да предизвикат свободна енергия на Гибс, за да задействат реакцията. Най- Получава свободна енергия е друга форма на енергия, използвана за изчисляване на количеството работа, което термодинамичният процес използва.

В този случай промяната на стандартната безплатна Gibbs енергия G^о _привежда напрежението или електромоторната сила _E__^о във волта, според уравнението E^о = -Δ_RG^о / (кн_д x F) в който V_д е броят на електроните, прехвърлени по време на реакцията, и F е константа на Фарадей (F = 96485.33 C mol⁻¹).

Най- Δ_RG^о _ означава, че уравнението използва промяната в свободната енергия на Гибс (_Δ)_RG^о = __G_финал - G_{първоначален}). Ентропията се увеличава, тъй като реакцията използва наличната свободна енергия. В Daniell клетката, решетъчната кохезивна разлика в енергията между цинк и мед представлява по-голямата част от разликата на свободната енергия на Gibbs, докато реакцията протича. Δ_RG^о = -213 kJ / mol, което е разликата в свободната енергия на Gibbs на продуктите и тази на реагентите.

Напрежение на галванична клетка

Ако разделите електрохимичната реакция на галванична клетка на полуреакциите на окислителни и редукционни процеси, можете да сумирате съответните електромоторни сили, за да получите общата разлика в напрежението, използвана в клетката.

Например, типична галванична клетка може да използва CuSO₄ и ZnSO₄ със стандартни потенциални полуреакции като: Cu²⁺ + 2 е⁻ ⇌ Cu със съответен електромоторен потенциал E^о = +0,34 V и Zn²⁺ + 2 е⁻ ⇌ Zn с потенциал E^о = −0,76 V.

За цялостната реакция, Cu²⁺ + Zn ⇌ Cu + Zn²⁺ , можете да "обърнете" уравнението на половин реакция за цинк, докато прелиствате знака на електромоторната сила, за да получите Zn ⇌ Zn²⁺ + 2 е⁻ с E^о = 0,76 V. Общият потенциал за реакция, сумата от електромоторните сили, е тогава +0,34 V - (-0,76 V) = 1,10 V.