Vad är sant beträffande bilbatterier?

  • Ett batteri är en enhet som lagrar kemisk energi och omvandlar den till elektrisk energi.
  • De kemiska reaktionerna i ett batteri involverar flödet av elektroner från ett material (elektrod) till ett annat, genom en extern krets.
  • Flödet av elektroner ger en elektrisk ström som kan användas för att utföra arbete.
  • För att balansera flödet av elektroner strömmar laddade joner också genom en elektrolytlösning som är i kontakt med båda elektroderna.
  • Olika elektroder och elektrolyter ger olika kemiska reaktioner som påverkar hur batteriet fungerar, hur mycket energi det kan lagra och dess spänning.

Föreställ dig en värld utan batterier. Alla de bärbara enheterna vi är så beroende av skulle vara så begränsade! Vi skulle bara kunna ta våra bärbara datorer och telefoner så långt det går för deras kablar, vilket gör den nya app som du just laddade ner till din telefon ganska värdelös.

Lyckligtvis har vi batterier. Tillbaka 150 f.Kr. i Mesopotamien använde den partiska kulturen en anordning som kallas Bagdad-batteriet, tillverkat av koppar- och järnelektroder med ättika eller citronsyra. Arkeologer tror att dessa faktiskt inte var batterier utan användes främst för religiösa ceremonier.

Uppfinningen av batteriet, som vi känner det, krediteras den italienska forskaren Alessandro Volta, som satte ihop det första batteriet för att bevisa en poäng till en annan italiensk forskare, Luigi Galvani. År 1780 hade Galvani visat att benen på grodor som hänger på järn eller mässingskrokar skulle ryckas när de berördes med en sond av någon annan typ av metall. Han trodde att detta orsakades av elektricitet inuti grodornas vävnader och kallade det ”animalisk elektricitet”.

Batteriets kemi

Ett batteri är en enhet som lagrar kemisk energi och omvandlar den till el. Detta kallas elektrokemi och systemet som ligger till grund för ett batteri kallas en elektrokemisk cell. Ett batteri kan bestå av en eller flera elektrokemiska celler (som i Voltas ursprungliga hög). Varje elektrokemisk cell består av två elektroder åtskilda av en elektrolyt.

Så varifrån får en elektrokemisk cell sin elektricitet? För att svara på denna fråga måste vi veta vad el är. Enkelt är elektricitet en typ av energi som produceras av elektronflödet. I en elektrokemisk cell produceras elektroner genom en kemisk reaktion som sker vid en elektrod (mer om elektroder nedan!) Och sedan flyter de över till den andra elektroden där de är förbrukade. För att förstå detta ordentligt måste vi titta närmare på cellens komponenter och hur de sätts ihop.

Elektroder

För att producera ett flöde av elektroner måste du ha någonstans för elektronerna att strömma från, och någonstans för elektronerna att strömma till. Dessa är cellens elektroder. Elektronerna flödar från en elektrod som kallas anoden (eller den negativa elektroden) till en annan elektrod som kallas katoden (den positiva elektroden). Dessa är i allmänhet olika typer av metaller eller andra kemiska föreningar. I Voltas hög var anoden zink, från vilken elektroner flödade genom tråden (när den var ansluten) till silver, som var batteriets katod. Han staplade massor av dessa celler ihop för att göra den totala högen och skruva upp spänningen.

Men varifrån får anoden alla dessa elektroner från första hand? Och varför är de så glada att bli skickade på sin goda väg över till katoden? Allt kommer ner till den kemi som pågår inuti cellen.

Det pågår ett par kemiska reaktioner som vi behöver förstå. Vid anoden reagerar elektroden med elektrolyten i en reaktion som producerar elektroner. Dessa elektroner ackumuleras vid anoden. Under tiden inträffar en annan kemisk reaktion vid katoden samtidigt som gör att elektroden kan acceptera elektroner.

Den tekniska kemiska termen för en reaktion som involverar utbyte av elektroner är en reduktions-oxidationsreaktion, oftare kallad redoxreaktion. Hela reaktionen kan delas upp i två halvreaktioner, och i fallet med en elektrokemisk cell inträffar en halvreaktion vid anoden, den andra vid katoden. Reduktion är förstärkningen av elektroner och är vad som sker vid katoden; vi säger att katoden reduceras under reaktionen. Oxidation är förlusten av elektroner, så vi säger att anoden oxideras.

Var och en av dessa reaktioner har en speciell standardpotential. Tänk på denna egenskap som reaktionens förmåga / effektivitet att antingen producera eller suga upp elektroner – dess styrka i ett elektroniskt dragkamp.

Standard för halvreaktioner

Nedan är en lista över halvreaktioner som involverar frisättning av elektroner från antingen ett rent element eller en kemisk förening. Bredvid reaktionen finns ett tal (E0) som jämför styrkan i reaktionens elektrokemiska potential med väteens villighet att dela med sin elektron (om du tittar ner i listan ser du att vätehalvreaktionen har en E0 av noll). E0 mäts i volt.

Anledningen till att denna lista är så intressant är att om du väljer två reaktioner från listan och kombinerar dem för att skapa en elektrokemisk cell, berättar E0-värdena dig för hur den totala reaktionen kommer att fortsätta: reaktionen med det mer negativa E0-värdet donerar dess elektroner till den andra reaktionen och detta bestämmer din cells anod och katod. Skillnaden mellan de två E0-värdena talar om för din cells elektrokemiska potential, som i grunden är cellens spänning.

Så, om du tar litium och fluor och lyckas kombinera dem för att skapa en battericell, har du den högsta spänningen som teoretiskt kan uppnås för en elektrokemisk cell. Denna lista förklarar också varför i Voltas hög var zink anoden och silver katoden: zinkhalvreaktionen har ett lägre (mer negativt) E0-värde (-0,7618) än silverhalvreaktionen (0,7996).

Elektrolyt

Men elektroderna är bara en del av batteriet. Kommer du ihåg Voltas pappersbitar indränkta i salt vatten? Det salta vattnet var elektrolyten, en annan viktig del av bilden. En elektrolyt kan vara en vätska, gel eller en fast substans, men den måste kunna tillåta rörelse av laddade joner.

Elektroner har en negativ laddning, och när vi skickar flödet av negativa elektroner runt genom vår krets behöver vi ett sätt att balansera laddningsrörelsen. Elektrolyten ger ett medium genom vilket laddningsbalanserande positiva joner kan strömma.

Eftersom den kemiska reaktionen vid anoden producerar elektroner, för att bibehålla en neutral laddningsbalans på elektroden, produceras också en matchande mängd positivt laddade joner. Dessa går inte ner i den externa ledningen (det är endast för elektroner!) Utan släpps ut i elektrolyten.

Samtidigt måste katoden också balansera den negativa laddningen hos de elektroner den mottar, så reaktionen som inträffar här måste dra in positivt laddade joner från elektrolyten (alternativt kan den också frigöra negativt laddade joner från elektroden till elektrolyten ).

Så medan den yttre ledningen tillhandahåller vägen för flödet av negativt laddade elektroner, ger elektrolyten vägen för överföring av positivt laddade joner för att balansera det negativa flödet. Detta flöde av positivt laddade joner är lika viktigt som elektronerna som ger den elektriska strömmen i den externa kretsen vi använder för att driva våra enheter. Den laddningsbalanseringsroll som de utför är nödvändig för att hålla hela reaktionen igång.

Nu, om alla joner som släppts ut i elektrolyten fick röra sig helt fritt genom elektrolyten, skulle de slutligen belägga elektrodernas ytor och täppa upp hela systemet. Så cellen har i allmänhet någon form av barriär för att förhindra att detta händer.

När batteriet används har vi en situation där det finns ett kontinuerligt flöde av elektroner (genom den externa kretsen) och positivt laddade joner (genom elektrolyten). Om detta kontinuerliga flöde stoppas – om kretsen är öppen, som när din fackla stängs av, stoppas elektronflödet. Laddningarna staplas / byggs upp och de kemiska reaktioner som driver batteriet kommer att sluta.

När batteriet används och reaktionerna vid båda elektroderna smälter samman, tillverkas nya kemiska produkter. Dessa reaktionsprodukter kan skapa ett slags motstånd som kan förhindra att reaktionen fortsätter med samma effektivitet. När detta motstånd blir för stort saktar reaktionen ner. Elektronens dragkamp mellan katoden och anoden tappar också sin styrka och elektronerna slutar flöda. Batteriet går sakta ur.