¿Por qué las baterías se agotan?

Contenido

• Química Celular de Baterías
• Consejos
• Historia de la célula química.
• Cómo se agotan las baterías recargables
• Aplicaciones de baterías recargables
• Física de las reacciones de batería
• Voltaje de una celda galvánica

Probablemente haya encontrado que las baterías se agotan, lo cual es una molestia si está tratando de usarlas en dispositivos electrónicos. La química celular de las baterías puede decirle las propiedades de cómo funcionan, incluida la forma en que se agotan.

Química Celular de Baterías

Consejos

Para recordar esta relación, puede recordar la palabra "OILRIG". Esto te dice que la oxidación es pérdida ("Aceite y reducción es ganancia ("RIG") de electrones. los mnemotécnico para ánodos y cátodoss es "ANOX REDCAT" para recordar que el "ANode" se usa con "OXidation" y "REDuction" ocurre en el "CAThode".

Las células primarias también pueden trabajar con semicélulas individuales de diferentes metales en una solución iónica conectada por un puente de sal o una membrana porosa. Estas celdas proporcionan baterías con una infinidad de usos.

Baterias alkalinas, que utilizan específicamente la reacción entre un ánodo de zinc y un cátodo de magnesio, se utilizan para linternas, dispositivos electrónicos portátiles y controles remotos. Otros ejemplos de elementos de batería populares incluyen litio, mercurio, silicio, óxido de plata, ácido crómico y carbono.

Los diseños de ingeniería pueden aprovechar la forma en que las baterías se agotan para conservar y reutilizar la energía. Las baterías domésticas de bajo costo generalmente usan celdas de carbono-zinc diseñadas de tal manera que, si el zinc sufre corrosión galvánica, un proceso en el que un metal se corroe preferentemente, la batería puede producir electricidad como parte de un circuito cerrado de electrones.

¿A qué temperatura explotan las baterías? La química celular de las baterías de iones de litio significa que estas baterías inician reacciones químicas que resultan en su explosión a alrededor de 1,000 ° C. El material de cobre dentro de ellos se derrite, lo que hace que los núcleos internos se rompan.

Historia de la célula química.

En 1836, el químico británico John Frederic Daniell construyó el Celular Daniell en el que utilizó dos electrolitos, en lugar de uno solo, para permitir que el hidrógeno producido por uno fuera consumido por el otro. Utilizó sulfato de zinc en lugar de ácido sulfúrico, una práctica común de las baterías de la época.

Antes de eso, los científicos usaban células voltaicas, un tipo de célula química que usa una reacción espontánea, que perdió energía a ritmos rápidos. Daniell usó una barrera entre las placas de cobre y zinc para evitar que el exceso de hidrógeno burbujee y evitar que la batería se desgaste rápidamente. Su trabajo conduciría a innovaciones en telegrafía y electrometalurgia, el método de usar energía eléctrica para producir metales.

Cómo se agotan las baterías recargables

Células secundarias, por otro lado, son recargables. La batería recargable, también llamada batería de almacenamiento, celda secundaria o acumulador, almacena la carga con el tiempo a medida que el cátodo y el ánodo se conectan en un circuito entre sí.

Al cargar, el metal activo positivo, como el hidróxido de óxido de níquel, se oxida, creando electrones y perdiéndolos, mientras que el material negativo como el cadmio se reduce, captura los electrones y los obtiene. La batería utiliza ciclos de carga y descarga utilizando una variedad de fuentes, incluida la electricidad de corriente alterna como fuente de voltaje externo.

Las baterías recargables aún pueden agotarse después de un uso repetido porque los materiales involucrados en la reacción pierden su capacidad de carga y recarga. A medida que estos sistemas de baterías se desgastan, hay diferentes maneras en que las baterías se agotan.

Como las baterías se usan de manera rutinaria, algunas de ellas, como las baterías de plomo y ácido, pueden perder la capacidad de recargarse. El litio de las baterías de iones de litio puede convertirse en un metal de litio reactivo que no puede volver a entrar en el ciclo de carga-descarga. Las baterías con electrolitos líquidos pueden disminuir su humedad debido a la evaporación o sobrecarga.

Aplicaciones de baterías recargables

Estas baterías se usan generalmente en arrancadores de automóviles, sillas de ruedas, bicicletas eléctricas, herramientas eléctricas y estaciones de energía de almacenamiento de baterías. Los científicos e ingenieros han estudiado su uso en baterías híbridas de combustión interna y vehículos eléctricos para ser más efectivos en su uso de energía y durar más.

La batería recargable de plomo-ácido rompe las moléculas de agua (H₂O) en solución acuosa de hidrógeno (H⁺) e iones de óxido (O^2-) que produce energía eléctrica a partir del enlace roto cuando el agua pierde su carga. Cuando la solución acuosa de hidrógeno reacciona con estos iones de óxido, los fuertes enlaces O-H se utilizan para alimentar la batería.

Física de las reacciones de batería

Esta energía química impulsa una reacción redox que convierte los reactivos de alta energía en productos de baja energía. La diferencia entre los reactivos y los productos permite que ocurra la reacción y forma un circuito eléctrico cuando la batería se conecta al convertir la energía química en energía eléctrica.

En una celda galvánica, los reactivos, como el zinc metálico, tienen una alta energía libre que permite que la reacción ocurra espontáneamente sin fuerza externa.

Los metales utilizados en el ánodo y el cátodo tienen energías cohesivas reticulares que pueden impulsar la reacción química. La energía cohesiva reticular es la energía requerida para separar los átomos que forman el metal entre sí. El zinc metálico, el cadmio, el litio y el sodio a menudo se usan porque tienen altas energías de ionización, la energía mínima requerida para eliminar los electrones de un elemento.

Las células galvánicas impulsadas por iones del mismo metal pueden usar diferencias en la energía libre para provocar que la energía libre de Gibbs impulse la reacción. los Energía libre de Gibbs Es otra forma de energía utilizada para calcular la cantidad de trabajo que utiliza un proceso termodinámico.

En este caso, el cambio en la energía libre estándar de Gibbs sol^o _ conduce el voltaje, o la fuerza electromotriz _E__^o en voltios, de acuerdo con la ecuación mi^o = -Δ_rsol^o / (v_mi x F) en el cual v_mi es el número de electrones transferidos durante la reacción y F es constante de Faradays (F = 96485.33 C mol⁻¹).

los Δ_rsol^o _indica que la ecuación usa el cambio en la energía libre de Gibbs (_Δ_rsol^o = __SOL_final - sol_inicial). La entropía aumenta a medida que la reacción utiliza la energía libre disponible. En la célula de Daniell, la diferencia de energía cohesiva de la red entre el zinc y el cobre representa la mayor parte de la diferencia de energía libre de Gibbs a medida que ocurre la reacción. Δ_rsol^o = -213 kJ / mol, que es la diferencia en la energía libre de Gibbs de los productos y la de los reactivos.

Voltaje de una celda galvánica

Si separa la reacción electroquímica de una celda galvánica en las medias reacciones de los procesos de oxidación y reducción, puede sumar las fuerzas electromotrices correspondientes para obtener la diferencia de voltaje total utilizada en la celda.

Por ejemplo, una celda galvánica típica puede usar CuSO₄ y ZnSO₄ con medias reacciones potenciales estándar como: Cu²⁺ + 2 e⁻ ⇌ Cu con un potencial electromotor correspondiente mi^o = +0.34 V y Zn²⁺ + 2 e⁻ ⇌ Zn con potencial mi^o = −0.76 V.

Para la reacción general, Cu²⁺ + Zn ⇌ Cu + Zn²⁺ , puede "voltear" la ecuación de la mitad de reacción para zinc mientras voltea el signo de la fuerza electromotriz para obtener Zn ⇌ Zn²⁺ + 2 e⁻ con mi^o = 0,76 V. El potencial de reacción global, la suma de las fuerzas electromotrices, es entonces +0,34 V - (−0.76 V) = 1.10 V.