1 / 47

FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER

FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER. Det første batteriet som er kjent er fra ca. 250 f. Kr. Batteriet besto av en jerntråd inne i en sylinder av kobber. Denne ble fylt med eddik, og man tror strømmen fra det ble brukt til forsølving. Fra ”vår” tid:.

manny
Download Presentation

FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. FRA DE FØRSTEELEKTROKJEMISKE CELLENETILDAGENS BATTERIER

  2. Det første batteriet som er kjent er fra ca. 250 f. Kr. Batteriet besto av en jerntråd inne i en sylinder av kobber. Denne ble fylt med eddik, og man tror strømmen fra det ble brukt til forsølving.

  3. Fra ”vår” tid: • 1791: Galvani oppdaget ”animalsk” strøm. • 1800: Volta demonstrerte sitt batteri for Napoleon i Paris. • 1836: Daniell oppfant Cu-Zn-elementet. • 1839: Grove lagde den første brenselcella. • 1859: Planté fant opp blybatteriet. • 1868: Leclanché fant opp sitt element (tørrelementet).

  4. 1899: Svensken Jungner oppdaget Ni-Cd-elemnet. • 1965: Det første alkaliske batteriet. • 1972: de første Li-batteriene ble laget. • 1990: Ni-MH-batteriene ble kommersielle. • 1991: Li-ionbatteriene ble kommersielle.

  5. HVA SKAL TIL FOR Å LAGE ET BATTERI? • Vi trenger to forkjellige elektroder og et medium som leder elektrisk strøm. • Elektrodene var i starten to ulike metaller, men kan i dag være ”mye rart”.

  6. DANIELL-ELEMENTET

  7. NOEN VIKTIGE BEGREPER: • ANODE: Den polen der det skjer • en OKSIDASJON. • KATODE: Den polen der det skjer • en REDUKSJON. • I et batteri er KATODEN POSITIVPOL og ANODEN NEGATIVPOL.

  8. HVA SKJER KJEMISK I CELLA? • Zn → Zn2+ + 2e- (oks) • Cu2+ + 2e- → Cu (red)Totalreaksjon: Zn + Cu2+→ Zn2++ Cu • SALTBRUA skal sørge for at elektrolyttene holder nøytral ladning

  9. SPENNINGSREKKA • Spenningsrekka er plassert etter rekkefølgen av reduksjonspotensialene i forhold til en standard hydrogenelektrode med spenningnen 0.00 V per def.

  10. BETINGELSER FOR Å FÅ REAKSJON I MELLOM TO STOFF I SPENNINGSREKKA • 1) Det ene stoffet står på oksform og det andre står på redform • 2) Oksformen står over redformen i spenningsrekka

  11. I Daniellelementet er halvreaksjonene • Cu2+ + 2e- → Cu, E0red = +0.34 V Zn2++ 2e- → Zn, E0red = 0.76 V • Den siste reaksjonen snus: • Cu2+ + 2e- → Cu, E0red = +0.34 V • Zn → Zn2++ 2e- , E0oks = +0.76 V • Totalreaksjon: Zn + Cu2+ → Cu + Zn2+

  12. I en elektrokjemisk celle er standard cellepotensial E0 gitt ved E0 = E0red + E0oks • Her: E0 = (0.34 + 0.76) V = 1.10 V

  13. NERNSTS LIKNING • Standardtilstanden er definert ved 1 atm trykk, 25 oC og 1 M konsentrasjon på elektrolyttene. • Cellepotensialet E må korrigeres ved Nernsts likning Dersom vi ikke har standardtilstanden i cella.

  14. E er cellepotensialet • E0 standard cellepotensial • n er antall elektroner som overføres i totalreaksjonen • Q er reaksjonskvotienten for totalreaksjonen

  15. Hva blir spenningen i et Daniellelement dersom [Cu2+] = 0.050 M og [Zn2+] = 2.5 M?

  16. BATTERIER – NOEN BEGREPER • Kapasitet: Et mål for energimengden som er lagret i batteriet. Måles i Ah eller mAh. • Ladning: Produktet av strømstyrke og tid. Kapasiteten er derfor et mål for hvor stor ladningen i batteriet er. • 1 Coulomb (C) = 1 As • Faradays konstant F: 96500 C/mol, som betyr at 1 mol e- gir en ladning på 96500 C.

  17. Energitettheten til et batteri er energien batteriet kan levere per masseenhet av batteriet. Den måles gjerne i kWh/kg. • Et lett batteri som gir fra seg samme energimengde som et tungt batteri har derfor mye større energitetthet.

  18. ALKALISKE BATTERIER • Anode: Zn Katode: MnO2 (brunstein) Elektrolytt: KOH • Kapasiteten er avhengig av hvor mye strøm batteriet skal levere. Mye energi går tapt som varme dersom strømmen skal være høy. • Batteriet er ikke oppladbart!

  19. Ved anoden: • 0 +2 • Zn + 2OH- → ZnO + H2O + 2e- (oks), E0oks= 1.2 V • Ved katoden: • +4 +3 • 2MnO2 + 2H2O + 2e- → 2MnO(OH) + 2OH- (red), E0red = 0.3 V • Total: • Zn + 2MnO2 + H2O → ZnO + 2MnO(OH), E0 = 1.5 V • Energitetthet: 0.10 kWh/kg

  20. BLYBATTERIET • Anode: Pb Katode: PbO2 Elektrolytt: Ca 5 M H2SO4 Energitetthet: 0.03 kWh/kg

  21. Ved katoden: • +4 +2 • PbO2(s) + SO42-(aq) + 4H+(aq) + 2e- → PbSO4(s) + 2H2O(l) (red) , • E0red= 0.36 V • Ved anoden: • 0 +2 • Pb(s) + SO42-(aq) → PbSO4(s) + 2e- (oks), E0oks = 1.69 V • Total: PbO2(s) + Pb(s) + 2SO42-(aq) → 2PbSO4(s) + 2H2O(l), • E0 = 2.05 V

  22. Ved overlading vil det bli vannspalting til hydrogen og oksygen i batteriet! • Derfor må batteriet etterfylles med vann. • Ved ladingen vil noe blysulfat løsne fra elektrodene og falle ned som bunnfall. Dette fører til at [H2SO4] minker, og massetettheten minker. Vi kan derfor måle batteriets tilstand ved å måle tettheten av svovelsyra.

  23. NiCd-BATTERIET • Anode: NiO(OH) Katode: Cd Elektrolytt: KOH(aq) Energitetthet: 0.04 kWh/kg

  24. Ved katoden: • +3 +2 • NiO(OH)(s) + H2O(l) + e-→ Ni(OH)2(s) + OH- (red), E0red= 0.49 V • Ved anoden: • 0 +2 • Cd(s) + 2OH- → Cd(OH)2(s) + 2e- (oks), E0oks = 0.71 V • Totalreaksjon: • 2NiO(OH)(s) + 2H2O(l) + Cd(s) → 2Ni(OH)2(s) + Cd(OH)2(s), • E0 = 1.2 V

  25. Fordeler: • Rask lading • Lang levetid – tåler mer enn 1000 oppladinger • Kan lagres i 5 år uten å ødelegges • Fungerer bra i lave temperaturer • Billig • Ulemper: • Relativ lav energitetthet • Har memoryeffekt – må derfor utlades / opplades fullstendig en gang imellom • Miljømessig meget giftig • Har relativt høy egenutlading – må lades opp dersom det ikke er brukt på en tid

  26. NiMH-BATTERIET • Anode: NiO(OH) Katode: H absorbert i en metallegering Elektrolytt: KOH(aq) Energitetthet: 0.08 kWh/kg

  27. Ved katoden: • +3 +2 • NiO(OH)(s) + H2O(l) + e-→ Ni(OH)2(s) + OH- (red), E0red= 0.49 V • Ved anoden: • 0 +1 • MH + OH- → M + H2O(l) + e- (oks), E0oks = 0.83 V • Totalreaksjon: • 2NiO(OH)(s) + MH → 2Ni(OH)2(s) + M • E0 = 1.32 V

  28. Fordeler: • 30-40% høyere kapasitet enn NiCd-batteriet • Mindre ”memoryeffekt” enn NiCd-batteriet • Lite giftig miljømessig • Ulemper: • Ikke så lang levetid som NiCd-batteriet – starter å degradere allerede etter 3-400 oppladinger • Vanskeligere å lade opp – lengre ladetid enn NiCd og må ikke overlades. • 50 % høyere egenutlading enn NiCd • Krever full utlading for å hindre krystalldannelse i batteriet

  29. LITIUM-ION-BATTERIET • Anode: LiCoO2 Katode: C Elektrolytt: Et litiumsalt, f.eks. LiBH4 eller LiPF6. Energitetthet: 0.16 kWh/kg

  30. Opplading: • Ved anoden: LiCoO2 → xLi+ + xe- + Li(1-x)CoO2 (Co(III) delvis oksidert til Co(IV)) • Ved katoden: xC6 + xLi+ + xe- →xLiC6 (Li(I) redusert til Li(0))

  31. Fordeler: • Høy energitetthet pga høy spenning (> 3.0 V) og lav vekt på batteriet • Ganske lav selvutlading – under halvparten av nikkelbatteriene • Ingen memoryeffekt – lite vedlikehold – trenger ikke å lades ut en gang imellom • Kan gi svært høy strømstyrke til spesielle instrumenter • Ulemper: • Må ikke utlades fullstendig! • Mange batterier er ødelagte etter 2-3 år • Bør lagres kjølig med ca. 40 % effekt på batteriet • Kostbart, ca. 40 % dyrere enn NiCd

  32. LITIUM-POLYMER-BATTERIET • Anode: LiCoO2 Katode: C Elektrolytt: Fast polymer tilsatt litt gelelektrolytt Energitetthet: 0,13 – 0,20 kWh/kg Brukes særlig som små batterier – kredittkort og liknende

  33. BRENSELCELLA • En brenselcelle har svært høy virkningsgrad • Lite energi går tapt som varme • Andre brennstoffer enn hydrogen kan brukes

  34. Ved anoden: 2H2(g) → 4H+(aq) + 4e- (oks), E0oks = 0.00 V • Ved katoden: O2(g) + 4H+(aq) + 4e- → 2H2O(l) (red),E0red = 1.23 V • Totalreaksjon: 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l), E0 = 1.23 V

  35. ELEKTROLYSE • I en elektrolyse tvinger vi strømmen til å gå i motsatt retning i hva den naturlig ville ha gjort. • Men dette koster mye energi! • Vi må minst ha en spenning som er større enn det naturlige cellepotensialet for cella. • Opplading av batterier er egentlig en form for elektrolyse.

  36. Spenningsrekka forteller oss også hvilke produkter som lages i en elektrolyse. • Jo lengre opp et stoff står på redform i spenningsrekka, desto vanskeligere er det å oksidere det. • Jo lengre ned et stoff står på oksform i spenningsrekka, desto vanskeligere er det å redusere det. • Dette er spesielt viktig når det er vann til stede i elektrolysen.

  37. Vi vil elektrolysere en løsning av KBr i vann. Hvilke produkter lages?

  38. OksformRedform • 4H+(aq) + 4e- + O2(g)  2H2O(l) • Br2(aq) + 2e- 2Br-(aq) • 2H2O(l)+ 2e- H2(g) + 2OH-(aq) • K+(aq) + e- K(s)

  39. Vi får altså Br2 ved anoden og H2 ved katoden. • Dersom vi elektrolyserer en K2SO4-løsning, har vi følgende muligheter i spenningsrekka:

  40. OksformRedform • 2S2O82- + 2e-  2SO42- • 4H+(aq) + 4e- + O2(g)  2H2O(l) • 2H2O(l)+ 2e- H2(g) + 2OH-(aq) • K+(aq) + e- K(s)

  41. Produktene blir nå H2 og O2, altså en vannspalting. • 2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)

  42. OVERPOTENSIAL • Hvor høy spenning må vi minst ha for å elektrolysere en ZnSO4-løsning? • Vi tenker oss en elektrokjemisk celle som består av to elektroder av Zn og Pt dyppet ned i en 1 M ZnSO4-løsning, og beregner et standardpotensial på + 1.99 V.

  43. 2Zn → 2Zn2+ + 4e- (oks), E0oks = +0,76 V • O2 + 4H+ + 4e- → 2H2O (red), E0red = +1.23 V • Totalreaksjonen er • 2Zn + O2 + 4H+→ 2Zn2++ 2H2O , E0 = (0.76 + 1.23) V • = 1.99 V • Skal vi få reaksjonen til å gå i motsatt retning ved en elektrolyse, trenger vi altså minst en spenning på 1.99 V som skal overvinne det naturlige cellepotensialet.

  44. Men det viser seg at dette ikke er nok. Bl.a. det at oksygengass adsorberes på Pt-elektroden, gjør at det lages en ekstra motspenning til elektrolysen på ca. 0.5 V. • Denne motspenningen kalles overpotensialet, og gjør at halvreaksjonen • O2 + 4H+ + 4e- → 2H2O (red), E0red = +1.23 V • får spenningen +1.73 V istedet.

  45. Den vil da komme over halvreaksjonen • Cl2(aq) + 2e- 2Cl-(aq), E0red = +1.36 V • Dersom vi nå elektrolyserer en løsning av ZnCl2 i vann, får vi laget klorgass og ikke oksygen ved anoden.

More Related