Чому батареї розряджаються?

Зміст

• Клітинна хімія акумуляторів
• Поради
• Історія хімічної клітини
• Як заряджаються акумуляторні батареї
• Застосування акумуляторних батарей
• Фізика реакцій батареї
• Напруга гальванічної комірки

Ви, мабуть, стикалися з акумуляторами, що розряджаються, що неприємно, якщо ви намагаєтесь використовувати їх в електронних пристроях. Клітинна хімія акумуляторів може розповісти вам про властивості їх роботи, в тому числі і про те, як вони виходять з плоскості.

Клітинна хімія акумуляторів

Поради

Щоб запам’ятати це відношення, ви можете запам’ятати слово «OILRIG». Це вам говорить про це окислення - це втрата ("НАФТІЯ") та скорочення - це виграш ("RIG") електронів. The мнемонічні для анодів та катодівs - "ANOX REDCAT", щоб пам'ятати, що "ANode" використовується з "OXidation", а "REDuction" відбувається в "CAThode".

Первинні клітини також можуть працювати з окремими напівклітинами різних металів в іонному розчині, з'єднаному сольовим містком або пористою мембраною. Ці осередки забезпечують батарей безліч застосувань.

Лужні батареї, які спеціально використовують реакцію між цинковим анодом та магнієвим катодом, використовуються для ліхтариків, портативних електронних пристроїв та пультів дистанційного керування. Інші приклади популярних елементів батареї включають літій, ртуть, кремній, оксид срібла, хромову кислоту та вуглець.

Інженерні конструкції можуть скористатися тим, як батареї вирівняються для економії та повторного використання енергії. Зазвичай недорогі побутові батареї використовують вуглецево-цинкові клітини, розроблені таким чином, що якщо цинк зазнає впливу гальванічна корозія- процес, при якому металева корозія переважно, батарея може виробляти електроенергію в рамках замкнутого електронного кола.

При якій температурі вибухають батареї? Хімія клітин літій-іонних батарей означає, що ці батареї починають хімічні реакції, що призводять до їх вибуху при температурі близько 1000 ° C. Мідний матеріал всередині них плавиться, що призводить до розриву внутрішніх сердечників.

Історія хімічної клітини

У 1836 році британський хімік Джон Фредерік Даніел побудував це Даніельська клітина в якому він використовував два електроліти, а не один, щоб водород, що утворюється одним, споживався іншим. Він використовував сульфат цинку замість сірчаної кислоти, звичайна практика батарей того часу.

До цього вчені використовували вольтові клітини, тип хімічної клітини, яка використовує стихійну реакцію, яка втрачала потужність швидкими темпами. Daniell використовував бар'єр між мідними та цинковими пластинами, щоб запобігти бурхливому надлишку водню та запобігти швидкому зносу акумулятора. Його робота призвела б до нововведень у телеграфії та електрометалургії, методі використання електричної енергії для отримання металів.

Як заряджаються акумуляторні батареї

Вторинні клітини, з іншого боку, є акумуляторними. Акумуляторна батарея, яка також називається акумуляторною батареєю, вторинною коміркою або акумулятором, зберігає заряд з часом, оскільки катод і анод з'єднані між собою в ланцюзі.

Під час зарядки позитивний активний метал, такий як гідроксид оксиду нікелю, окислюється, створюючи електрони і втрачаючи їх, тоді як негативний матеріал, такий як кадмій, зменшується, захоплюючи електрони і отримуючи їх. Акумулятор використовує цикли зарядки-розряду, використовуючи різні джерела, включаючи електрику змінного струму як джерело зовнішньої напруги.

Після повторного використання акумуляторні батареї все одно можуть виснажуватися, оскільки матеріали, що беруть участь у реакції, втрачають здатність заряджатись та перезаряджатися. Оскільки ці акумуляторні системи зношуються, існують різні способи розряджання акумуляторів.

Оскільки батареї використовуються звичайно, деякі з них, такі як свинцево-кислотні акумулятори, можуть втратити можливість перезаряджатися. Літій літій-іонних батарей може стати реактивним літієвим металом, який не може повторно вступити в цикл заряду-розряду. Акумулятори з рідкими електролітами можуть знижувати свою вологу через випаровування або перезарядку.

Застосування акумуляторних батарей

Ці батареї, як правило, використовуються в автомобільних стартерах, інвалідних візках, електричних велосипедах, електроінструментах та акумуляторних електростанціях. Вчені та інженери вивчили їх використання в гібридних акумуляторних батареях та електричних транспортних засобах, щоб стати більш ефективними у використанні електроенергії та тривати довше.

Акумуляторна свинцево-кислотна батарея розбиває молекули води (Н₂О) у водний розчин водню (Н⁺) і оксидні іони (О^2-) яка виробляє електричну енергію з розірваного зв’язку, коли вода втрачає свій заряд. Коли водний розчин водню вступає в реакцію з цими окисними іонами, для живлення акумулятора використовуються міцні зв'язки О-Н.

Фізика реакцій батареї

Ця хімічна енергія викликає окислювально-відновну реакцію, яка перетворює високоенергетичні реактиви в продукти з меншою енергією. Різниця між реагентами і продуктами дозволяє реакції відбуватися і утворює електричний ланцюг, коли акумулятор підключений, перетворюючи хімічну енергію в електричну енергію.

У гальванічній комірці реагенти, такі як металевий цинк, мають високу вільну енергію, яка дозволяє реакції виникати спонтанно без зовнішньої сили.

Метали, що використовуються в аноді та катоді, мають когезивні енергії грат, які можуть рухати хімічну реакцію. Когезивна енергія решітки - це енергія, необхідна для відділення атомів, які роблять метал один від одного. Металеві цинк, кадмій, літій і натрій часто використовуються, оскільки вони мають високі енергії іонізації, мінімальна енергія, необхідна для вилучення електронів з елемента.

Гальванічні клітини, керовані іонами того ж металу, можуть використовувати відмінності у вільній енергії, щоб викликати у Гіббса вільну енергію для приведення реакції. The Гіббс безкоштовною енергією - це ще одна форма енергії, яка використовується для обчислення кількості роботи, яку використовує термодинамічний процес.

У цьому випадку відбувається зміна стандартної вільної енергії Гіббса Г^о _приводить напругу або електрорушійну силу _E__^о у вольтах, відповідно до рівняння Е^о = -Δ_rГ^о / (v_е х F) в якій v_е - кількість електронів, переданих під час реакції, і F - константа Фарадея (F = 96485,33 моль⁻¹).

The Δ_rГ^о _ вказує, що рівняння використовує зміну вільної енергії Гіббса (_Δ_rГ^о = __G_{остаточний} - Г_{початковий}). Ентропія посилюється, коли реакція використовує наявну вільну енергію. У клітині Даніеля різниця енергії когезивної решітки між цинком і міддю припадає на більшу частину різниці вільної енергії Гіббса в процесі реакції. Δ_rГ^о = -213 кДж / моль, що є різницею вільної енергії Гіббса продуктів та енергії реагентів.

Напруга гальванічної комірки

Якщо відокремити електрохімічну реакцію гальванічної комірки на половину реакцій окиснення та відновлення, можна підсумовувати відповідні електрорушійні сили, щоб отримати загальну різницю напруги, що використовується в комірці.

Наприклад, типова гальванічна клітина може використовувати CuSO₄ та ZnSO₄ зі стандартними потенційними напівреакціями: Cu²⁺ + 2 е⁻ ⇌ Cu з відповідним електрорушійним потенціалом Е^о = +0,34 V і Zn²⁺ + 2 е⁻ ⇌ Zn з потенціалом Е^о = −0,76 В.

Для загальної реакції Cu²⁺ + Zn ⇌ Cu + Zn²⁺ Ви можете "перевернути" рівняння напівреакції для цинку, перевернувши знак електрорушійної сили для отримання Zn ⇌ Zn²⁺ + 2 е⁻ з Е^о = 0,76 В. Тоді загальний потенціал реакції - сума електрорушійних сил +0,34 V - (−0,76 В) = 1,10 В.