Presentasjon lastes. Vennligst vent

Presentasjon lastes. Vennligst vent

FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER.

Liknende presentasjoner


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. 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 POSITIV POL og ANODEN NEGATIV POL.

8 HVA SKJER KJEMISK I CELLA? • Zn → Zn e - (oks) • Cu e - → Cu (red) Totalreaksjon: Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + 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 •Cu e - → Cu, E 0 red = V Zn e - → Zn, E 0 red =  0.76 V •Den siste reaksjonen snus: •Cu e - → Cu, E 0 red = V •Zn → Zn e -, E 0 oks = V •Totalreaksjon: Zn + Cu 2+ → Cu + Zn 2+

13 •Her: E 0 = ( ) V = 1.10 V •I en elektrokjemisk celle er standard cellepotensial E 0 gitt ved E 0 = E 0 red + E 0 oks

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

15 •E er cellepotensialet •E 0 standard cellepotensial •n er antall elektroner som overføres i totalreaksjonen •Q er reaksjonskvotienten for totalreaksjonen

16 •Hva blir spenningen i et Daniellelement dersom [Cu 2+ ] = M og [Zn 2+ ] = 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: MnO 2 (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 •Zn + 2OH - → ZnO + H 2 O + 2e - (oks), E 0 oks = 1.2 V •Ved katoden: • •2MnO 2 + 2H 2 O + 2e - → 2MnO(OH) + 2OH - (red), E 0 red = 0.3 V •Total: •Zn + 2MnO 2 + H 2 O → ZnO + 2MnO(OH), E 0 = 1.5 V •Energitetthet: 0.10 kWh/kg

21 BLYBATTERIET •Anode: Pb Katode: PbO 2 Elektrolytt: Ca 5 M H 2 SO 4 Energitetthet: 0.03 kWh/kg

22 •Ved katoden: •+4 +2 •PbO 2 (s) + SO 4 2- (aq) + 4H + (aq) + 2e - → PbSO 4 (s) + 2H 2 O(l) (red), • E 0 red = 0.36 V •Ved anoden: • 0 +2 •Pb(s) + SO 4 2- (aq) → PbSO 4 (s) + 2e - (oks), E 0 oks = 1.69 V •Total: PbO 2 (s) + Pb(s) + 2SO 4 2- (aq) → 2PbSO 4 (s) + 2H 2 O(l), • E 0 = 2.05 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 [H 2 SO 4 ] 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 •Ved katoden: • •NiO(OH)(s) + H 2 O(l) + e - → Ni(OH) 2 (s) + OH - (red), E 0 red = 0.49 V • •Ved anoden: • 0 +2 •Cd(s) + 2OH - → Cd(OH) 2 (s) + 2e - (oks), E 0 oks = 0.71 V •Totalreaksjon: •2NiO(OH)(s) + 2H 2 O(l) + Cd(s) → 2Ni(OH) 2 (s) + Cd(OH) 2 (s), • E 0 = 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 •Ved katoden: • •NiO(OH)(s) + H 2 O(l) + e - → Ni(OH) 2 (s) + OH - (red), E 0 red = 0.49 V • •Ved anoden: • 0 +1 •MH + OH - → M + H 2 O(l) + e - (oks), E 0 oks = 0.83 V •Totalreaksjon: •2NiO(OH)(s) + MH → 2Ni(OH) 2 (s) + M • E 0 = 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: LiCoO 2 Katode: C Elektrolytt: Et litiumsalt, f.eks. LiBH 4 eller LiPF 6. Energitetthet: 0.16 kWh/kg

31 •Opplading: •Ved anoden: LiCoO 2 → xLi + + xe - + Li (1-x) CoO 2 (Co(III) delvis oksidert til Co(IV)) •Ved katoden: xC 6 + xLi + + xe - → xLiC 6 (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: LiCoO 2 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: 2H 2 (g) → 4H + (aq) + 4e - (oks), E 0 oks = 0.00 V •Ved katoden: O 2 (g) + 4H + (aq) + 4e - → 2H 2 O(l) (red),E 0 red = 1.23 V •Totalreaksjon: 2H 2 (g) + O 2 (g) → 2H 2 O(l), E 0 = 1.23 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 - + O 2 (g)  2H 2 O(l) •Br 2 (aq) + 2e -  2Br - (aq) •2H 2 O(l)+ 2e -  H 2 (g) + 2OH - (aq) •K + (aq) + e -  K(s)

41 •Vi får altså Br 2 ved anoden og H 2 ved katoden. •Dersom vi elektrolyserer en K 2 SO 4 - løsning, har vi følgende muligheter i spenningsrekka:

42 •Oksform Redform •2S 2 O e -  2SO 4 2- •4H + (aq) + 4e - + O 2 (g)  2H 2 O(l) •2H 2 O(l)+ 2e -  H 2 (g) + 2OH - (aq) •K + (aq) + e -  K(s)

43 •Produktene blir nå H 2 og O 2, altså en vannspalting. •2H 2 O(l) → 2H 2 (g) + O 2 (g)

44 OVERPOTENSIAL •Hvor høy spenning må vi minst ha for å elektrolysere en ZnSO 4 -løsning? •Vi tenker oss en elektrokjemisk celle som består av to elektroder av Zn og Pt dyppet ned i en 1 M ZnSO 4 -løsning, og beregner et standardpotensial på V.

45 •2Zn → 2Zn e - (oks), E 0 oks = +0,76 V •O 2 + 4H + + 4e - → 2H 2 O (red), E 0 red = V •Totalreaksjonen er •2Zn + O 2 + 4H + → 2Zn H 2 O, E 0 = ( ) 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 •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 •O 2 + 4H + + 4e - → 2H 2 O (red), E 0 red = V •får spenningen V istedet.

47 •Den vil da komme over halvreaksjonen •Cl 2 (aq) + 2e -  2Cl - (aq), E 0 red = V •Dersom vi nå elektrolyserer en løsning av ZnCl 2 i vann, får vi laget klorgass og ikke oksygen ved anoden.


Laste ned ppt "FRA DE FØRSTE ELEKTROKJEMISKE CELLENE TIL DAGENS BATTERIER."

Liknende presentasjoner


Annonser fra Google