ทำไมแบตเตอรี่ถึงแบน

เนื้อหา

• เคมีเซลล์ของแบตเตอรี่
• เคล็ดลับ
• ประวัติความเป็นมาของเซลล์เคมี
• วิธีการชาร์จแบตเตอรี่ไปแบน
• การใช้งานของแบตเตอรี่แบบชาร์จไฟได้
• ฟิสิกส์ของปฏิกิริยาแบตเตอรี่
• แรงดันไฟฟ้าของเซลล์กัลวานิค

คุณอาจพบว่าแบตเตอรี่แบนซึ่งเป็นเรื่องน่ารำคาญถ้าคุณพยายามใช้แบตเตอรี่ในอุปกรณ์อิเล็กทรอนิกส์ คุณสมบัติทางเคมีของเซลล์ของแบตเตอรี่สามารถบอกคุณสมบัติของการทำงานรวมถึงวิธีการทำงานของแบตเตอรี่

เคมีเซลล์ของแบตเตอรี่

เคล็ดลับ

เพื่อจดจำความสัมพันธ์นี้คุณสามารถจดจำคำว่า "OILRIG" สิ่งนี้บอกคุณว่า ออกซิเดชันคือการสูญเสีย (“ น้ำมัน”) และ การลดลงคือกำไร (“ RIG”) ของอิเล็กตรอน ช่วยในการจำสำหรับแอโนดและแคโทดs คือ "ANOX REDCAT" ที่ต้องจำไว้ว่า "ANode" ถูกใช้กับ "OXidation" และ "Reduction" เกิดขึ้นที่ "CAThode"

เซลล์ปฐมภูมิสามารถทำงานร่วมกับเซลล์ครึ่งเซลล์ของโลหะชนิดต่าง ๆ ในสารละลายไอออนิกที่เชื่อมต่อกันด้วยสะพานเกลือหรือเยื่อเมมเบรน เซลล์เหล่านี้มีแบตเตอรี่ให้ใช้งานมากมาย

แบตเตอรี่อัลคาไลน์ซึ่งใช้ปฏิกิริยาระหว่างสังกะสีแอโนดและแคโทดแมกนีเซียมโดยเฉพาะใช้สำหรับไฟฉายอุปกรณ์อิเล็กทรอนิกส์พกพาและรีโมทคอนโทรล ตัวอย่างอื่น ๆ ขององค์ประกอบแบตเตอรี่ยอดนิยม ได้แก่ ลิเธียม, ปรอท, ซิลิคอน, ซิลเวอร์ออกไซด์, กรดโครมิกและคาร์บอน

การออกแบบทางวิศวกรรมสามารถใช้ประโยชน์จากวิธีการที่แบตเตอรีแบนราบเพื่อการอนุรักษ์และการใช้พลังงานซ้ำ แบตเตอรี่ที่ใช้ในครัวเรือนราคาต่ำโดยทั่วไปจะใช้เซลล์คาร์บอนสังกะสีซึ่งได้รับการออกแบบเช่นนั้นหากสังกะสีผ่านไป การกัดกร่อนแบบกัลวานิกกระบวนการที่มีการกัดกร่อนของโลหะโดยเฉพาะแบตเตอรี่อาจผลิตกระแสไฟฟ้าเป็นส่วนหนึ่งของวงจรอิเล็กตรอนแบบปิด

แบตเตอรี่ระเบิดอุณหภูมิเท่าไหร่? เคมีของเซลล์ของแบตเตอรี่ลิเธียมไอออนหมายถึงแบตเตอรี่เหล่านี้จะเริ่มปฏิกิริยาทางเคมีที่ทำให้เกิดการระเบิดที่อุณหภูมิประมาณ 1,000 ° C วัสดุทองแดงที่อยู่ภายในจะหลอมละลายซึ่งทำให้แกนภายในแตกหัก

ประวัติความเป็นมาของเซลล์เคมี

ในปี 1836 นักเคมีชาวอังกฤษ John Frederic Daniell ได้สร้าง เซลล์ Daniell ซึ่งเขาใช้อิเล็กโทรไลต์สองอันแทนที่จะเป็นอันเดียวเพื่อให้ไฮโดรเจนที่ผลิตโดยอันหนึ่งถูกใช้โดยอีกอันหนึ่ง เขาใช้ซิงค์ซัลเฟตแทนกรดซัลฟิวริกซึ่งเป็นเรื่องปกติของแบตเตอรี่ในสมัยนั้น

ก่อนหน้านั้นนักวิทยาศาสตร์ใช้เซลล์ voltaic ซึ่งเป็นเซลล์เคมีชนิดหนึ่งที่ใช้ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นเองซึ่งสูญเสียพลังงานในอัตราที่รวดเร็ว Daniell ใช้กำแพงกั้นระหว่างทองแดงและแผ่นสังกะสีเพื่อป้องกันไม่ให้ไฮโดรเจนส่วนเกินเดือดและหยุดการทำงานของแบตเตอรี่อย่างรวดเร็ว งานของเขาจะนำไปสู่นวัตกรรมในโทรเลขและ Electrometallurgy วิธีการใช้พลังงานไฟฟ้าในการผลิตโลหะ

วิธีการชาร์จแบตเตอรี่ไปแบน

เซลล์ทุติยภูมิในทางกลับกันจะชาร์จไฟได้ แบตเตอรี่แบบชาร์จได้หรือที่เรียกว่าแบตเตอรี่สำรองเซลล์รองหรือแอคคคูเลเตอร์เก็บประจุเมื่อเวลาผ่านไปเนื่องจากขั้วแคโทดและขั้วบวกเชื่อมต่อกันเป็นวงจร

เมื่อทำการชาร์จโลหะที่มีค่าบวกเช่นนิกเกิลออกไซด์ไฮดรอกไซด์จะกลายเป็นออกซิไดซ์สร้างอิเล็กตรอนและสูญเสียพวกมันในขณะที่วัสดุเชิงลบเช่นแคดเมียมลดลงจับอิเล็กตรอนและดึงดูดพวกเขา แบตเตอรี่ใช้วงจรการคายประจุโดยใช้แหล่งกำเนิดที่หลากหลายรวมถึงกระแสไฟฟ้ากระแสสลับเป็นแหล่งจ่ายแรงดันภายนอก

แบตเตอรี่แบบชาร์จได้ยังคงแบนหลังจากใช้งานซ้ำ ๆ เนื่องจากวัสดุที่เกี่ยวข้องในการทำปฏิกิริยาสูญเสียความสามารถในการชาร์จและชาร์จใหม่ เมื่อระบบแบตเตอรี่เหล่านี้เสื่อมสภาพมีหลายวิธีที่แบตเตอรี่จะแบน

เนื่องจากมีการใช้แบตเตอรี่เป็นประจำบางส่วนเช่นแบตเตอรี่ตะกั่วกรดอาจสูญเสียความสามารถในการชาร์จใหม่ ลิเธียมของแบตเตอรี่ลิเธียมไอออนอาจกลายเป็นโลหะลิเธียมที่ทำปฏิกิริยาซึ่งไม่สามารถเข้าสู่วงจรการชาร์จ แบตเตอรี่ที่มีอิเล็กโทรไลต์เหลวอาจลดความชื้นเนื่องจากการระเหยหรือการบรรจุมากเกินไป

การใช้งานของแบตเตอรี่แบบชาร์จไฟได้

แบตเตอรี่เหล่านี้มักจะใช้ในยานยนต์เริ่ม, รถเข็น, รถจักรยานไฟฟ้า, เครื่องมือไฟฟ้าและสถานีพลังงานเก็บแบตเตอรี่ นักวิทยาศาสตร์และวิศวกรได้ศึกษาการใช้งานของพวกเขาในยานยนต์แบตเตอรี่และรถยนต์ที่มีการเผาไหม้แบบผสมผสานเพื่อให้มีประสิทธิภาพมากขึ้นในการใช้พลังงานและยาวนานขึ้น

แบตเตอรี่ตะกั่วกรดแบบชาร์จไฟได้จะแตกโมเลกุลของน้ำ (H₂O) เป็นสารละลายไฮโดรเจนในน้ำ (H⁺) และออกไซด์ของไอออน (O^2-) ซึ่งผลิตพลังงานไฟฟ้าจากพันธะที่ขาดเนื่องจากน้ำสูญเสียประจุ เมื่อสารละลายไฮโดรเจนที่ทำปฏิกิริยากับไอออนออกไซด์เหล่านี้พันธะ O-H ที่แข็งแกร่งจะถูกใช้เพื่อให้พลังงานแก่แบตเตอรี่

ฟิสิกส์ของปฏิกิริยาแบตเตอรี่

พลังงานเคมีนี้ให้พลังงานปฏิกิริยารีดอกซ์ที่แปลงสารตั้งต้นพลังงานสูงเป็นผลิตภัณฑ์พลังงานต่ำ ความแตกต่างระหว่างสารตั้งต้นและผลิตภัณฑ์ช่วยให้ปฏิกิริยาเกิดขึ้นและเกิดวงจรไฟฟ้าเมื่อแบตเตอรี่ถูกต่อเข้าด้วยกันโดยเปลี่ยนพลังงานเคมีเป็นพลังงานไฟฟ้า

ในเซลล์กัลวานิคสารตั้งต้นเช่นสังกะสีโลหะมีพลังงานสูงที่ช่วยให้ปฏิกิริยาเกิดขึ้นเองโดยไม่มีแรงภายนอก

โลหะที่ใช้ในแอโนดและแคโทดจะมีพลังงานที่เป็นตาข่ายซึ่งสามารถทำให้เกิดปฏิกิริยาเคมี พลังงานที่ยึดเกาะกันเป็นพลังงานที่ต้องใช้ในการแยกอะตอมที่ทำจากโลหะ โลหะสังกะสีแคดเมียมลิเธียมและโซเดียมมักถูกนำมาใช้เพราะมีพลังงานไอออนไนซ์สูงพลังงานขั้นต่ำที่ต้องใช้ในการกำจัดอิเล็กตรอนออกจากองค์ประกอบ

เซลล์กัลวานิกที่ขับเคลื่อนด้วยไอออนของโลหะชนิดเดียวกันสามารถใช้ความแตกต่างของพลังงานอิสระเพื่อทำให้เกิดพลังงานกิ๊บส์อิสระในการขับเคลื่อนปฏิกิริยา พลังงานกิ๊บส์ฟรี เป็นอีกรูปแบบหนึ่งของพลังงานที่ใช้ในการคำนวณปริมาณงานที่กระบวนการทางอุณหพลศาสตร์ใช้

ในกรณีนี้การเปลี่ยนแปลงมาตรฐานพลังงานกิ๊บส์ฟรี G^โอ _drives แรงดันไฟฟ้าหรือแรงเคลื่อนไฟฟ้า _E__^โอ เป็นโวลต์ตามสมการ E^โอ = -Δ_RG^โอ / (v_อี x F) ซึ่งใน โวลต์_อี คือจำนวนอิเล็กตรอนที่ถูกถ่ายโอนระหว่างปฏิกิริยาและ F คือค่าคงที่ในปัจจุบัน (F = 96485.33 C mol⁻¹).

Δ_RG^โอ _indicates สมการใช้การเปลี่ยนแปลงพลังงานกิ๊บส์ฟรี (_Δ_RG^โอ = __G_{สุดท้าย} - G_{แรกเริ่ม}). เอนโทรปีเพิ่มขึ้นเมื่อปฏิกิริยาใช้พลังงานฟรีที่มีอยู่ ในเซลล์ Daniell ความแตกต่างของพลังงานขัดแตะระหว่างสังกะสีและทองแดงเป็นสาเหตุของความแตกต่างของพลังงานปลอดกิบส์ส่วนใหญ่เมื่อปฏิกิริยาเกิดขึ้น Δ_RG^โอ = -213 kJ / mol ซึ่งเป็นความแตกต่างของพลังงานกิ๊บส์ฟรีของผลิตภัณฑ์และของสารตั้งต้น

แรงดันไฟฟ้าของเซลล์กัลวานิค

หากคุณแยกปฏิกิริยาทางเคมีไฟฟ้าของเซลล์กัลวานิกเป็นปฏิกิริยาครึ่งหนึ่งของกระบวนการออกซิเดชั่นและการลดคุณสามารถรวมแรงเคลื่อนไฟฟ้าที่สอดคล้องกันเพื่อให้ได้ความต่างศักย์ไฟฟ้ารวมที่ใช้ในเซลล์

ตัวอย่างเช่นเซลล์กัลวานิคทั่วไปอาจใช้ CuSO₄ และ ZnSO₄ กับปฏิกิริยาครึ่งที่มีศักยภาพมาตรฐานเป็น: ลูกบาศ์ก²⁺ + 2 e⁻ ⇌ลูกบาศ์ก ด้วยศักย์ไฟฟ้าที่สอดคล้องกัน E^โอ = +0.34 V และ สังกะสี²⁺ + 2 e⁻ ⇌ Zn ด้วยศักยภาพ E^โอ = −0.76 V.

สำหรับปฏิกิริยาโดยรวม ลูกบาศ์ก²⁺ + Zn ⇌ Cu + Zn²⁺ คุณอาจ "พลิก" สมการครึ่งปฏิกิริยาของสังกะสีในขณะที่พลิกสัญญาณของแรงเคลื่อนไฟฟ้าที่จะได้รับ Zn ⇌ Zn²⁺ + 2 e⁻ กับ E^โอ = 0.76 V. ศักยภาพในการเกิดปฏิกิริยาโดยรวมคือผลรวมของแรงเคลื่อนไฟฟ้า +0.34 V - (−0.76 V) = 1.10 V.