FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER

Presentasjon om: "FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER"— Utskrift av presentasjonen:

1 FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER

2 Det første batteriet som er kjent er fra ca. 250 f. Kr
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. HHH

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 POSITIV POL og ANODEN NEGATIV POL.

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

11 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

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

13 I en elektrokjemisk celle er standard cellepotensial E0 gitt ved
E0 = E0red + E0oks Her: E0 = ( ) V = 1.10 V

14 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.

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

16 Hva blir spenningen i et Daniellelement dersom [Cu2+] = 0
Hva blir spenningen i et Daniellelement dersom [Cu2+] = M og [Zn2+] = 2.5 M?

17 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: C/mol, som betyr at 1 mol e- gir en ladning på C.

18 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.

19 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!

20 Ved anoden: 0 +2 Ved katoden: Total: Energitetthet: 0.10 kWh/kg
Zn + 2OH- → ZnO + H2O + 2e- (oks), E0oks = 1.2 V Ved katoden: 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

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

22 PbO2(s) + SO42-(aq) + 4H+(aq) + 2e- → PbSO4(s) + 2H2O(l) (red) ,
Ved katoden: PbO2(s) + SO42-(aq) + 4H+(aq) + 2e- → PbSO4(s) + 2H2O(l) (red) , E0red = V Ved anoden: Pb(s) + SO42-(aq) → PbSO4(s) + 2e- (oks), E0oks = V Total: PbO2(s) + Pb(s) + 2SO42-(aq) → 2PbSO4(s) + 2H2O(l), E0 = V

23 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.

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

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

26 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

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

28 NiO(OH)(s) + H2O(l) + e-→ Ni(OH)2(s) + OH- (red), E0red = 0.49 V
Ved katoden: NiO(OH)(s) + H2O(l) + e-→ Ni(OH)2(s) + OH- (red), E0red = V Ved anoden: MH + OH- → M + H2O(l) + e- (oks), E0oks = V Totalreaksjon: 2NiO(OH)(s) + MH → 2Ni(OH)2(s) + M E0 = 1.32 V

29 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 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

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

31 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))

32 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

33 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

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

35

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

37 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.

38 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.

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

40 Oksform Redform 4H+(aq) + 4e- + O2(g)  2H2O(l) Br2(aq) + 2e  2Br-(aq) 2H2O(l)+ 2e  H2(g) + 2OH-(aq) K+(aq) + e  K(s)

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

42 Oksform Redform 2S2O e  2SO42- 4H+(aq) + 4e- + O2(g)  2H2O(l) 2H2O(l)+ 2e  H2(g) + 2OH-(aq) K+(aq) + e  K(s)

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

44 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 V.

45 2Zn → 2Zn2+ + 4e- (oks), E0oks = +0,76 V
O2 + 4H+ + 4e- → 2H2O (red), E0red = V Totalreaksjonen er 2Zn + O2 + 4H+ → 2Zn2+ + 2H2O , E0 = ( ) 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.

46 Denne motspenningen kalles overpotensialet, og gjør at halvreaksjonen
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 = V får spenningen V istedet.

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