Perché le batterie si scaricano?

Contenuto

• Chimica cellulare delle batterie
• Suggerimenti
• Storia della cella chimica
• Come le batterie ricaricabili si scaricano
• Applicazioni di batterie ricaricabili
• Fisica delle reazioni della batteria
• Tensione di una cella galvanica

Probabilmente hai riscontrato che le batterie si stanno scaricando, il che è una seccatura se stai cercando di usarle in dispositivi elettronici. La chimica cellulare delle batterie può dirti le proprietà di come funzionano, incluso il modo in cui si scaricano.

Chimica cellulare delle batterie

Suggerimenti

Per ricordare questa relazione, puoi ricordare la parola "OILRIG". Questo te lo dice l'ossidazione è perdita (“OLIO”) e la riduzione è guadagno ("RIG") di elettroni. Il mnemonico per anodi e catodos è "ANOX REDCAT" per ricordare che "ANode" viene utilizzato con "OXidation" e "REDuction" si verifica in "CAThode".

Le cellule primarie possono anche lavorare con singole semicelle di metalli diversi in una soluzione ionica collegata da un ponte salino o una membrana porosa. Queste celle forniscono batterie con una miriade di usi.

Batterie alcaline, che utilizzano specificamente la reazione tra un anodo di zinco e un catodo di magnesio, vengono utilizzati per torce elettriche, dispositivi elettronici portatili e telecomandi. Altri esempi di elementi popolari della batteria includono litio, mercurio, silicio, ossido d'argento, acido cromico e carbonio.

I progetti di ingegneria possono sfruttare il modo in cui le batterie si scaricano per conservare e riutilizzare l'energia. Le batterie domestiche a basso costo utilizzano generalmente celle di zinco-carbone progettate in modo tale da subire lo zinco corrosione galvanica, un processo in cui un metallo si corrode preferibilmente, la batteria può produrre elettricità come parte di un circuito elettronico chiuso.

A quale temperatura esplodono le batterie? La chimica cellulare delle batterie agli ioni di litio significa che queste batterie generano reazioni chimiche che provocano la loro esplosione a circa 1.000 ° C. Il materiale di rame al loro interno si scioglie, causando la rottura dei nuclei interni.

Storia della cella chimica

Nel 1836 il chimico britannico John Frederic Daniell costruì il Cellula Daniell in cui usava due elettroliti, anziché solo uno, per far sì che l'idrogeno prodotto dall'uno venisse consumato dall'altro. Ha usato solfato di zinco invece di acido solforico, pratica comune delle batterie dell'epoca.

Prima di allora, gli scienziati utilizzavano celle voltaiche, un tipo di cellula chimica che utilizza una reazione spontanea, che ha perso energia a velocità elevate. Daniell ha utilizzato una barriera tra le piastre di rame e zinco per evitare che gorgogliare eccesso di idrogeno e impedire che la batteria si scarichi rapidamente. Il suo lavoro porterebbe a innovazioni in telegrafia ed elettrometallurgia, il metodo di utilizzo dell'energia elettrica per produrre metalli.

Come le batterie ricaricabili si scaricano

Cellule secondaried'altra parte, sono ricaricabili. La batteria ricaricabile, chiamata anche batteria di accumulo, cella secondaria o accumulatore, si carica nel tempo man mano che il catodo e l'anodo sono collegati in un circuito tra loro.

Durante la carica, il metallo attivo positivo come l'ossido di nichel idrossido si ossida, creando elettroni e perdendoli, mentre il materiale negativo come il cadmio viene ridotto, catturando elettroni e acquisendoli. La batteria utilizza cicli di carica-scarica utilizzando una varietà di fonti tra cui l'elettricità a corrente alternata come fonte di tensione esterna.

Le batterie ricaricabili possono comunque esaurirsi dopo un uso ripetuto poiché i materiali coinvolti nella reazione perdono la capacità di caricare e ricaricare. Poiché questi sistemi di batterie si consumano, ci sono diversi modi in cui le batterie si scaricano.

Poiché le batterie vengono utilizzate di routine, alcune di esse, come le batterie al piombo acido, potrebbero perdere la capacità di ricarica. Il litio delle batterie agli ioni di litio può diventare metallo litio reattivo che non può rientrare nel ciclo di carica-scarica. Le batterie con elettroliti liquidi possono diminuire la loro umidità a causa dell'evaporazione o del sovraccarico.

Applicazioni di batterie ricaricabili

Queste batterie sono generalmente utilizzate in motorini di avviamento, sedie a rotelle, biciclette elettriche, elettroutensili e centrali elettriche di accumulo delle batterie. Scienziati e ingegneri hanno studiato il loro uso nella batteria a combustione interna ibrida e nei veicoli elettrici per diventare più efficaci nel consumo di energia e durare più a lungo.

La batteria ricaricabile al piombo acido rompe le molecole d'acqua (H₂O) in soluzione acquosa di idrogeno (H⁺) e ioni ossido (O^2-) che produce energia elettrica dal legame rotto quando l'acqua perde la sua carica. Quando la soluzione acquosa di idrogeno reagisce con questi ioni ossido, i potenti legami O-H vengono utilizzati per alimentare la batteria.

Fisica delle reazioni della batteria

Questa energia chimica alimenta una reazione redox che converte i reagenti ad alta energia in prodotti a bassa energia. La differenza tra reagenti e prodotti fa sì che la reazione avvenga e forma un circuito elettrico quando la batteria è collegata convertendo l'energia chimica in energia elettrica.

In una cella galvanica, i reagenti, come lo zinco metallico, hanno un'alta energia libera che consente alla reazione di manifestarsi spontaneamente senza forza esterna.

I metalli utilizzati nell'anodo e nel catodo hanno energie coesive reticolari che possono guidare la reazione chimica. L'energia coesiva del reticolo è l'energia necessaria per separare gli atomi che formano il metallo l'uno dall'altro. Lo zinco metallico, il cadmio, il litio e il sodio sono spesso usati perché hanno elevate energie di ionizzazione, l'energia minima richiesta per rimuovere gli elettroni da un elemento.

Le celle galvaniche guidate da ioni dello stesso metallo possono usare differenze nell'energia libera per causare energia libera di Gibbs per guidare la reazione. Il Energia libera di Gibbs è un'altra forma di energia utilizzata per calcolare la quantità di lavoro utilizzata da un processo termodinamico.

In questo caso, il cambiamento nell'energia libera standard di Gibbs sol^o _ guida la tensione o la forza elettromotrice _E__^o in volt, secondo l'equazione E^o = -Δ_rsol^o / (v_e x F) in quale v_e è il numero di elettroni trasferiti durante la reazione e F è costante di Faradays (F = 96485.33 C mol⁻¹).

Il Δ_rsol^o _ indica che l'equazione usa la variazione di energia libera di Gibbs (_Δ_rsol^o = __G_finale - sol_iniziale). L'entropia aumenta quando la reazione utilizza l'energia libera disponibile. Nella cella di Daniell, la differenza di energia coesiva reticolare tra zinco e rame rappresenta la maggior parte della differenza di energia libera di Gibbs quando si verifica la reazione. Δ_rsol^o = -213 kJ / mol, che è la differenza tra l'energia libera di Gibbs dei prodotti e quella dei reagenti.

Tensione di una cella galvanica

Se si separa la reazione elettrochimica di una cella galvanica nelle mezze reazioni dei processi di ossidazione e riduzione, è possibile sommare le forze elettromotrici corrispondenti per ottenere la differenza di tensione totale utilizzata nella cella.

Ad esempio, una tipica cella galvanica può utilizzare CuSO₄ e ZnSO₄ con potenziali mezze reazioni standard come: Cu²⁺ + 2 e⁻ ⇌ Cu con un potenziale elettromotore corrispondente E^o = +0.34 V e Zn²⁺ + 2 e⁻ ⇌ Zn con potenziale E^o = −0,76 V.

Per la reazione generale, Cu²⁺ + Zn ⇌ Cu + Zn²⁺ , è possibile "capovolgere" l'equazione della mezza reazione per lo zinco mentre si ottiene il segno della forza elettromotrice per ottenere Zn ⇌ Zn²⁺ + 2 e⁻ con E^o = 0,76 V. Il potenziale di reazione complessivo, la somma delle forze elettromotrici, è quindi +0,34 V - (−0,76 V) = 1,10 V.