Sadržaj
- Stanična kemija baterija
- Savjet
- Povijest kemijske ćelije
- Kako se baterije ponovo pune
- Primjene punjivih baterija
- Fizika reakcija akumulatora
- Napon galvanske ćelije
Vjerojatno ste naišli na pražnjenje baterija, što predstavlja neugodu ako ih pokušavate koristiti u elektroničkim uređajima. Stanična kemija baterija može vam pokazati kakva su svojstva rada, uključujući i kako ravnaju.
Stanična kemija baterija
Savjet
Da biste zapamtili ovaj odnos, možete se sjetiti riječi "ULJE." Ovo vam govori oksidacija je gubitak ("ULJE") i smanjenje je dobitak ("RIG") elektrona. mnemonički za anode i katodus je "ANOX REDCAT" za pamćenje da se "ANode" koristi s "OXidation", a "REDuction" se javlja kod "CAThode".
Primarne stanice također mogu raditi s pojedinačnim pol ćelijama različitih metala u ionskoj otopini spojenoj slanim mostom ili poroznom membranom. Ove ćelije pružaju baterije bezbroj korištenja.
Alkalne baterije, koji posebno koriste reakciju između cinkove anode i magnezijeve katode, koriste se za svjetiljke, prijenosne elektroničke uređaje i daljinske upravljače. Ostali primjeri popularnih baterijskih elemenata uključuju litij, živu, silicij, srebrni oksid, kromičnu kiselinu i ugljik.
Inženjerski dizajni mogu iskoristiti način napunjenosti baterija za štednju i ponovnu upotrebu energije. Jednokratne baterije za kućanstvo uglavnom koriste ćelije ugljik-cink dizajnirane tako da, ako je cink podvrgnut galvanska korozija, postupak u kojem metalno korodira poželjno, baterija može proizvesti električnu energiju kao dio zatvorenog elektronskog kruga.
Na kojoj temperaturi baterije eksplodiraju? Stanična kemija litij-ionskih baterija znači da ove baterije pokreću kemijske reakcije koje rezultiraju njihovom eksplozijom na oko 1.000 ° C. Bakreni materijal unutar njih se topi što uzrokuje pucanje unutarnjih jezgara.
Povijest kemijske ćelije
Britanski kemičar John Frederic Daniell konstruirao je 1836. godine Danielova ćelija u kojem je upotrijebio dva elektrolita, umjesto samo jednog, da bi pustio vodik proizveden od strane drugog. Upotrijebio je cinkov sulfat umjesto sumporne kiseline, uobičajena praksa akumulatora.
Prije toga, znanstvenici su koristili voltaične stanice, vrstu kemijske ćelije koja koristi spontanu reakciju, koja je velikom brzinom izgubila snagu. Daniell je koristio prepreku između bakrene i cinkove ploče kako bi spriječio da višak vodika bubri i spriječio da se baterija brzo istroši. Njegov rad doveo bi do inovacija u telegrafiji i elektrometalurgiji, metodi korištenja električne energije za proizvodnju metala.
Kako se baterije ponovo pune
Sekundarne stanice, s druge strane, mogu se puniti. Punjiva baterija, koja se još naziva i akumulator, sekundarna ćelija ili akumulator, pohranjuje se s vremenom jer su katoda i anoda međusobno povezani u krugu.
Prilikom punjenja, pozitivni aktivni metal, poput hidroksida niklovog oksida, oksidira, stvarajući elektrone i gube ih, dok se negativni materijal poput kadmija smanjuje, hvatajući elektrone i dobivajući ih. Baterija koristi cikluse punjenja i pražnjenja koristeći različite izvore, uključujući izmjeničnu struju kao vanjski izvor napona.
Punjive baterije i dalje mogu biti isprazne nakon opetovane uporabe jer materijali uključeni u reakciju gube sposobnost punjenja i ponovnog punjenja. Kako se ovi sustavi baterija istroše, postoje i različiti načini na kojima se baterije ispraznjuju.
Budući da se baterije koriste redovito, neke od njih, poput olovnih kiselina, mogu izgubiti mogućnost ponovnog punjenja. Litij litij-ionske baterije može postati reaktivan litij-metal koji ne može ponovno ući u ciklus punjenja-pražnjenja. Baterije s tekućim elektrolitima mogu smanjiti vlagu uslijed isparavanja ili prekomjernog punjenja.
Primjene punjivih baterija
Ove se baterije obično koriste u starterima za automobile, invalidskim kolicima, električnim biciklima, električnim alatima i stanicama za skladištenje akumulatora. Znanstvenici i inženjeri proučavali su njihovu upotrebu u hibridnim akumulatorima i električnim vozilima kako bi postali učinkovitiji u njihovoj upotrebi energije i trajali duže.
Punjiva baterija s olovnom kiselinom razbija molekule vode (H2O) u vodenu otopinu vodika (H+) i oksidni ioni (O2-) koji iz prekida veze proizvodi električnu energiju dok voda gubi naboj. Kad vodena otopina vodika reagira s tim oksidnim ionima, jake O-H veze koriste se za napajanje baterije.
Fizika reakcija akumulatora
Ova kemijska energija pokreće redoks reakciju koja pretvara visokoenergetske reaktante u proizvode s nižom energijom. Razlika između reaktanata i produkta omogućava da se reakcija dogodi i formira električni krug kada je baterija spojena pretvaranjem kemijske energije u električnu.
U galvanskoj ćeliji reaktanti, kao što je metalni cink, imaju visoku slobodnu energiju koja omogućuje reakcija da se spontano odvija bez vanjske sile.
Metali korišteni u anodi i katodi imaju rešetke kohezijske energije koje mogu potaknuti kemijsku reakciju. Kohezijska energija rešetke je energija potrebna za odvajanje atoma koji čine metal jedan od drugog. Često se koriste metalni cink, kadmij, litij i natrij jer imaju visoku ionizacijsku energiju, minimalnu energiju potrebnu za uklanjanje elektrona iz elementa.
Galvanske ćelije pokretane ionima istog metala mogu koristiti razlike u slobodnoj energiji da bi izazvale Gibbsovu slobodnu energiju za pokretanje reakcije. Gibbs besplatnu energiju je drugi oblik energije koji se koristi za izračunavanje količine rada koju koristi termodinamički proces.
U ovom slučaju promjena standardne Gibbsove besplatne energije Go _odnosi napon ili elektromotornu silu _E__o u voltima, prema jednadžbi Eo = -ΔrGo / (ve x F) u kojem ve je broj elektrona prenesenih tijekom reakcije i F je Faradayeva konstanta (F = 96485,33 C mol−1).
ΔrGo _označava da jednadžba koristi promjenu Gibbsove slobodne energije (_ΔrGo = __Gkonačni - Gpočetni). Entropija se povećava kako reakcija koristi slobodnu energiju. U Danielovoj ćeliji, energetska razlika rešetkaste kohezije između cinka i bakra čini većinu Gibbsove razlike u energiji tijekom reakcije. ΔrGo = -213 kJ / mol, što je razlika u Gibbsovoj slobodnoj energiji proizvoda i energije reaktanata.
Napon galvanske ćelije
Ako razdvojite elektrokemijsku reakciju galvanske ćelije na polovinu reakcija oksidacijskog i redukcijskog procesa, možete zbrojiti odgovarajuće elektromotorne sile da biste dobili ukupnu razliku napona koji se koristi u ćeliji.
Na primjer, tipična galvanska stanica može upotrebljavati CuSO4 i ZnSO4 sa standardnom potencijalnom pola reakcije kao: Cu2+ + 2 e− ⇌ Cu s odgovarajućim elektromotornim potencijalom Eo = + 0,34 V i Zn2+ + 2 e− ⇌ Zn s potencijalom Eo = −0,76 V.
Za sveukupnu reakciju, Cu2+ + Zn ⇌ Cu + Zn2+ , možete "okrenuti" jednadžbu polovine reakcije za cink, dok flip znak elektromotorne sile dobiti Zn ⇌ Zn2+ + 2 e− s Eo = 0,76 V Tada je ukupni reakcijski potencijal, zbroj elektromotornih sila +0,34 V - (-0,76 V) = 1,10 V.