Contenu
- Chimie cellulaire des piles
- Conseils
- Histoire de la cellule chimique
- Comment les piles rechargeables se déchargent
- Applications des piles rechargeables
- Physique des réactions de la batterie
- Tension d'une cellule galvanique
Vous avez probablement déjà rencontré des piles vides, ce qui est une gêne si vous essayez de les utiliser dans des appareils électroniques. La chimie cellulaire des batteries peut vous indiquer les propriétés de leur fonctionnement, y compris leur fonctionnement à plat.
Chimie cellulaire des piles
Conseils
Pour vous souvenir de cette relation, vous pouvez vous rappeler le mot "OILRIG". Cela vous dit que l'oxydation est une perte (“OIL”) et la réduction est un gain ("RIG") des électrons. le mnémonique pour anodes et cathodes est "ANOX REDCAT" pour rappeler que "ANode" est utilisé avec "OXidation" et que "REDuction" se produit à la "CAThode".
Les cellules primaires peuvent également fonctionner avec des demi-cellules individuelles de différents métaux dans une solution ionique reliée par un pont de sel ou une membrane poreuse. Ces cellules fournissent aux batteries une multitude d'utilisations.
Piles alcalines, qui utilisent spécifiquement la réaction entre une anode en zinc et une cathode en magnésium, sont utilisés pour les lampes de poche, les appareils électroniques portables et les télécommandes. D'autres exemples d'éléments de batterie populaires comprennent le lithium, le mercure, le silicium, l'oxyde d'argent, l'acide chromique et le carbone.
Les conceptions techniques peuvent tirer parti de la façon dont les batteries se mettent à plat pour économiser et réutiliser de l'énergie. Les piles domestiques à faible coût utilisent généralement des cellules carbone-zinc conçues de telle sorte que, si le zinc subit corrosion galvanique, processus dans lequel un métal se corrode préférentiellement, la batterie peut produire de l’électricité dans le cadre d’un circuit électronique fermé.
A quelle température les batteries explosent-elles? La chimie cellulaire des batteries lithium-ion signifie que ces batteries déclenchent des réactions chimiques qui entraînent leur explosion à environ 1 000 ° C. Le matériau de cuivre à l'intérieur d'eux fond, ce qui provoque la rupture des noyaux internes.
Histoire de la cellule chimique
En 1836, le chimiste britannique John Frederic Daniell construisit le Cellule Daniell dans lequel il utilisait deux électrolytes, au lieu d'un seul, pour que l'hydrogène produit par l'un soit consommé par l'autre. Il utilisait du sulfate de zinc au lieu de l'acide sulfurique, pratique courante des piles de l'époque.
Auparavant, les scientifiques utilisaient des cellules voltaïques, un type de cellule chimique qui utilise une réaction spontanée, ce qui a entraîné une perte de puissance rapide. Daniell a utilisé une barrière entre les plaques de cuivre et de zinc pour empêcher la formation de bulles d'hydrogène en excès et empêcher la batterie de s'user rapidement. Ses travaux déboucheront sur des innovations dans le domaine de la télégraphie et de l'électrométallurgie, méthode consistant à utiliser de l'énergie électrique pour produire des métaux.
Comment les piles rechargeables se déchargent
Cellules secondairessont en revanche rechargeables. La batterie rechargeable, également appelée batterie de stockage, cellule secondaire ou accumulateur, stocke la charge dans le temps, car la cathode et l'anode sont connectées dans un circuit.
Lors du chargement, le métal actif positif tel que l'hydroxyde d'oxyde de nickel s'oxyde, créant des électrons et les perdant, tandis que le matériau négatif tel que le cadmium est réduit, capturant des électrons et les gagnant. La batterie utilise des cycles de charge-décharge utilisant diverses sources, notamment l’électricité en courant alternatif comme source de tension externe.
Les piles rechargeables peuvent rester vides après une utilisation répétée, car les matériaux impliqués dans la réaction perdent leur capacité à se charger et à se recharger. À mesure que ces systèmes de batterie s'usent, les batteries se déchargent de différentes manières.
Comme les batteries sont utilisées régulièrement, certaines d'entre elles, telles que les batteries au plomb, risquent de perdre leur capacité à se recharger. Le lithium des batteries lithium-ion peut devenir du lithium métallique réactif qui ne peut pas réintégrer le cycle de charge-décharge. L'humidité des batteries à électrolytes liquides peut diminuer sous l'effet de l'évaporation ou d'une surcharge.
Applications des piles rechargeables
Ces batteries sont généralement utilisées dans les démarreurs d'automobiles, les fauteuils roulants, les vélos électriques, les outils électriques et les centrales de stockage de batteries. Les scientifiques et les ingénieurs ont étudié leur utilisation dans les véhicules hybrides à batterie et à combustion interne et dans les véhicules électriques afin de gagner en efficacité et de durer plus longtemps.
La batterie au plomb rechargeable brise les molécules d’eau (H2O) en solution aqueuse d’hydrogène (H+) et des ions oxydes (O2-) qui produit de l'énergie électrique à partir de la liaison rompue au fur et à mesure que l'eau perd sa charge. Lorsque la solution aqueuse d’hydrogène réagit avec ces ions oxydes, les fortes liaisons O-H sont utilisées pour alimenter la batterie.
Physique des réactions de la batterie
Cette énergie chimique alimente une réaction d'oxydoréduction qui convertit les réactifs à haute énergie en produits à faible énergie. La différence entre les réactifs et les produits laisse la réaction se produire et forme un circuit électrique lorsque la batterie est connectée en convertissant l'énergie chimique en énergie électrique.
Dans une cellule galvanique, les réactifs, tels que le zinc métallique, ont une énergie libre élevée qui permet à la réaction de se produire spontanément sans force extérieure.
Les métaux utilisés dans l'anode et la cathode ont des énergies de cohésion de réseau pouvant conduire à la réaction chimique. L'énergie de cohésion du réseau est l'énergie nécessaire pour séparer les atomes qui composent le métal les uns des autres. Le zinc, le cadmium, le lithium et le sodium métalliques sont souvent utilisés car ils ont une énergie d'ionisation élevée, l'énergie minimale requise pour éliminer les électrons d'un élément.
Les cellules galvaniques entraînées par des ions du même métal peuvent utiliser les différences d’énergie libre pour amener l’énergie libre de Gibbs à conduire la réaction. le Énergie libre de Gibbs est une autre forme d'énergie utilisée pour calculer la quantité de travail qu'un processus thermodynamique utilise.
Dans ce cas, le changement d’énergie libre standard de Gibbs go _Entraîne la tension ou la force électromotrice _E__o en volts, selon l'équation Eo = -Δrgo / (ve x F) dans lequel ve est le nombre d'électrons transférés pendant la réaction et F est la constante de Faradays (F = 96485.33 C mol−1).
le Δrgo _indique que l’équation utilise le changement d’énergie libre de Gibbs (_Δrgo = __Gfinal - ginitiale). L'entropie augmente à mesure que la réaction utilise l'énergie libre disponible. Dans la cellule Daniell, la différence d'énergie cohésive sur réseau entre le zinc et le cuivre représente la majeure partie de la différence d'énergie libre de Gibbs lorsque la réaction se produit. Δrgo = -213 kJ / mol, différence entre l’énergie libre de Gibbs des produits et celle des réactifs.
Tension d'une cellule galvanique
Si vous séparez la réaction électrochimique d'une cellule galvanique en une demi-réaction de processus d'oxydation et de réduction, vous pouvez additionner les forces électromotrices correspondantes pour obtenir la différence de tension totale utilisée dans la cellule.
Par exemple, une cellule galvanique typique peut utiliser du CuSO4 et ZnSO4 avec demi-réactions potentielles standard telles que: Cu2+ + 2 e− ⇌ Cu avec un potentiel électromoteur correspondant Eo = +0,34 V et Zn2+ + 2 e− ⇌ Zn avec potentiel Eo = -0,76 V.
Pour la réaction globale, Cu2+ + Zn ⇌ Cu + Zn2+ , vous pouvez "retourner" l’équation de demi-réaction pour le zinc en inversant le signe de la force électromotrice pour obtenir Zn ⇌ Zn2+ + 2 e− avec Eo = 0,76 V. Le potentiel de réaction global, la somme des forces électromotrices, est alors +0,34 V - (-0,76 V) = 1,10 V.