Elektrokemisk cell - Electrochemical cell
En elektrokemisk cell är en anordning som kan antingen generera elektrisk energi från kemiska reaktioner eller använda elektrisk energi för att orsaka kemiska reaktioner. De elektrokemiska cellerna som genererar en elektrisk ström kallas voltaiska eller galvaniska celler och de som genererar kemiska reaktioner, till exempel via elektrolys , kallas elektrolytiska celler . Ett vanligt exempel på en galvanisk cell är en standard 1,5 volt cell avsedd för konsumentbruk. Ett batteri består av en eller flera celler, parallellt anslutna , serie- eller serie-och-parallella mönster.
Elektrolytisk cell
En elektrolytisk cell är en elektrokemisk cell som driver en icke-spontan redoxreaktion genom applicering av elektrisk energi. De används ofta för att sönderdela kemiska föreningar, i en process som kallas elektrolys - det grekiska ordet lys betyder att bryta upp .
Viktiga exempel på elektrolys är sönderdelning av vatten till väte och syre och bauxit i aluminium och andra kemikalier. Galvanisering (t.ex. av koppar, silver, nickel eller krom) görs med hjälp av en elektrolytisk cell. Elektrolys är en teknik som använder en likström (DC).
En elektrolytisk cell har tre komponentdelar: en elektrolyt och två elektroder (en katod och en anod ). Den Elektrolyten är vanligtvis en lösning av vatten eller andra lösningsmedel , i vilka joner är upplösta. Smälta salter såsom natriumklorid är också elektrolyter. När de drivs av en extern spänning som appliceras på elektroderna, lockas jonerna i elektrolyten till en elektrod med motsatt laddning, där laddningsöverförande (även kallade faradaiska eller redox) reaktioner kan äga rum. Endast med en extern elektrisk potential (dvs. spänning) med rätt polaritet och tillräcklig storlek kan en elektrolytisk cell sönderdela en normalt stabil eller inert kemisk förening i lösningen. Den tillhandahållna elektriska energin kan ge en kemisk reaktion som annars inte skulle ske spontant.
Galvanisk cell eller voltaisk cell
En galvanisk cell, eller voltaisk cell, uppkallad efter Luigi Galvani respektive Alessandro Volta , är en elektrokemisk cell som härleder elektrisk energi från spontana redoxreaktioner som äger rum i cellen. Den består i allmänhet av två olika metaller som är förbundna med en saltbrygga eller enskilda halvceller separerade med ett poröst membran.
Volta var uppfinnaren av den voltaiska högen , det första elektriska batteriet . I vanlig användning har ordet "batteri" kommit att inkludera en enda galvanisk cell, men ett batteri består korrekt av flera celler.
Primär cell
En primärcell är ett galvaniskt batteri som är avsett att användas en gång och kasseras, till skillnad från en sekundär cell ( laddningsbart batteri ), som kan laddas med elektricitet och återanvändas. I allmänhet är den elektrokemiska reaktionen som uppstår i cellen inte reversibel, vilket gör cellen oladdad. Eftersom en primärcell används, förbrukar kemiska reaktioner i batteriet de kemikalier som genererar kraften; när de är borta slutar batteriet att producera el och är värdelöst. Däremot kan reaktionen i en sekundär cell vändas genom att en ström laddas in i cellen med en batteriladdare för att ladda den och regenererar de kemiska reaktanterna. Primära celler tillverkas i en rad standardstorlekar för att driva små hushållsapparater som ficklampor och bärbara radioapparater.
Primära batterier utgör cirka 90% av batterimarknaden på 50 miljarder dollar, men sekundära batterier har tagit marknadsandelar. Omkring 15 miljarder primära batterier slängs över hela världen varje år, nästan alla hamnar på deponier. På grund av de giftiga tungmetallerna och de starka syrorna eller alkalierna som de innehåller är batterier farligt avfall . De flesta kommuner klassificerar dem som sådana och kräver separat bortskaffande. Energin som behövs för att tillverka ett batteri är cirka 50 gånger större än den energi det innehåller. På grund av deras höga föroreningar jämfört med deras lilla energiinnehåll anses det primära batteriet vara en slösande, miljövänlig teknik. På grund av ökad försäljning av trådlösa enheter och sladdlösa verktyg , som inte kan drivas ekonomiskt med primära batterier och levereras med integrerade uppladdningsbara batterier, har den sekundära batteribranschen hög tillväxt och har långsamt bytt ut det primära batteriet i avancerade produkter.
Sekundär cell
En sekundär cell, vanligen kallad ett laddningsbart batteri , är en elektrokemisk cell som kan köras som både en galvanisk cell och en elektrolytisk cell. Detta används som ett bekvämt sätt att lagra elektricitet: när strömmen flödar åt ett håll byggs nivåerna av en eller flera kemikalier upp (laddning); medan den laddar ut minskar de och den resulterande elektromotoriska kraften kan fungera.
En vanlig sekundär cell är blybatteriet. Detta kan vanligtvis hittas som bilbatterier. De används för sin högspänning, låga kostnader, tillförlitlighet och långa livslängd. Blybatterier används i en bil för att starta en motor och för att driva bilens elektriska tillbehör när motorn inte går. Generatorn, när bilen är igång, laddar batteriet.
Bränslecell
En bränslecell är en elektrokemisk cell som omvandlar den kemiska energin från ett bränsle till elektricitet genom en elektrokemisk reaktion av vätebränsle med syre eller ett annat oxidationsmedel . Bränsleceller skiljer sig från batterier när de kräver en kontinuerlig bränslekälla och syre (vanligtvis från luften) för att upprätthålla den kemiska reaktionen, medan den i ett batteri kommer den kemiska energin från kemikalier som redan finns i batteriet. Bränsleceller kan producera elektricitet kontinuerligt så länge bränsle och syre tillförs.
De första bränslecellerna uppfanns 1838. Den första kommersiella användningen av bränsleceller kom mer än ett sekel senare i NASA -rymdprogram för att generera kraft för satelliter och rymdkapslar . Sedan dess har bränsleceller använts i många andra applikationer. Bränsleceller används för primär- och reservkraft för kommersiella, industriella och bostadshus och i avlägsna eller otillgängliga områden. De används också för att driva bränslecellsfordon , inklusive gaffeltruckar, bilar, bussar, båtar, motorcyklar och ubåtar.
Det finns många typer av bränsleceller, men de består alla av en anod , en katod och en elektrolyt som gör att positivt laddade vätejoner (protoner) kan röra sig mellan bränslecellens två sidor. Vid anoden får en katalysator bränslet att genomgå oxidationsreaktioner som genererar protoner (positivt laddade vätejoner) och elektroner. Protonerna flödar från anoden till katoden genom elektrolyten efter reaktionen. Samtidigt dras elektroner från anoden till katoden genom en extern krets och producerar likström . Vid katoden orsakar en annan katalysator vätejoner, elektroner och syre att reagera och bildar vatten. Bränsleceller klassificeras enligt den typ av elektrolyt som de använder och med skillnaden i starttiden, som sträcker sig från 1 sekund för protonutbytesmembranbränsleceller (PEM bränsleceller, eller PEMFC) till 10 minuter för fastoxidbränsleceller (SOFC) . En relaterad teknik är flödesbatterier , där bränslet kan återskapas genom laddning. Individuella bränsleceller producerar relativt små elektriska potentialer, cirka 0,7 volt, så celler "staplas" eller placeras i serie för att skapa tillräcklig spänning för att uppfylla en applikations krav. Förutom el producerar bränsleceller vatten, värme och, beroende på bränslekälla, mycket små mängder kvävedioxid och andra utsläpp. En bränslecells energieffektivitet är i allmänhet mellan 40 och 60%; om spillvärme fångas upp i ett kraftvärme -system kan effektivitet upp till 85% erhållas.
Bränslecellsmarknaden växer och 2013 uppskattade Pike Research att marknaden för stationära bränsleceller kommer att nå 50 GW 2020.
Halvceller
En elektrokemisk cell består av två halvceller. Varje halvcell består av en elektrod och en elektrolyt . De två halvcellerna kan använda samma elektrolyt, eller de kan använda olika elektrolyter. De kemiska reaktionerna i cellen kan involvera elektrolyten, elektroderna eller en yttre substans (som i bränsleceller som kan använda vätgas som reaktant). I en fullständig elektrokemisk cell förlorar arter från en halvcell elektroner ( oxidation ) till sin elektrod medan arter från de andra halvcellarna får elektroner ( reduktion ) från sin elektrod.
En saltbrygga (t.ex. filterpapper blötläggt i KNO3 , NaCl eller någon annan elektrolyt) används ofta för att åstadkomma jonisk kontakt mellan två halvceller med olika elektrolyter, men förhindrar att lösningarna blandas och orsakar oönskade sidreaktioner. Ett alternativ till en saltbrygga är att tillåta direktkontakt (och blandning) mellan de två halvcellerna, till exempel vid enkel elektrolys av vatten.
När elektroner flyter från en halvcell till den andra genom en extern krets, uppstår en skillnad i laddning. Om ingen jonisk kontakt tillhandahålls skulle denna laddningsskillnad snabbt förhindra ytterligare flöde av elektroner. En saltbrygga tillåter flödet av negativa eller positiva joner att bibehålla en steady-state laddningsfördelning mellan oxidations- och reduktionskärlen, medan innehållet annars hålls åtskilt. Andra anordningar för att uppnå separering av lösningar är porösa krukor och gelade lösningar. En porös kruka används i Bunsen -cellen (till höger).
Jämviktsreaktion
Varje halvcell har en karakteristisk spänning. Olika val av ämnen för varje halvcell ger olika potentialskillnader. Varje reaktion genomgår en jämviktsreaktion mellan olika oxidationstillstånd för jonerna: När jämvikt nås kan cellen inte tillhandahålla ytterligare spänning. I halvcellen som genomgår oxidation, ju närmare jämvikten ligger jonen/atomen med det mer positiva oxidationstillståndet, desto mer potential kommer denna reaktion att ge. På samma sätt, i reduktionsreaktionen, ju närmare jämvikten ligger jonen/atomen med det mer negativa oxidationstillståndet desto högre är potentialen.
Cellpotential
Cellpotentialen kan förutses genom användning av elektrodpotentialer (spänningarna för varje halvcell). Dessa halvcellspotentialer definieras relativt tilldelningen av 0 volt till standardväteelektroden (SHE). (Se tabell över standardelektrodpotentialer ). Skillnaden i spänning mellan elektrodpotentialer ger en förutsägelse för den uppmätta potentialen. När man beräknar skillnaden i spänning måste man först skriva om halvcellsreaktionsekvationerna för att få en balanserad ekvationsreduktionsekvation.
- Omvänd reduktionsreaktionen med minsta potential (för att skapa en oxidationsreaktion/övergripande positiv cellpotential)
- Halvreaktioner måste multipliceras med heltal för att uppnå elektronbalans.
Cellpotentialer har ett möjligt intervall på ungefär noll till 6 volt. Celler som använder vattenbaserade elektrolyter är vanligtvis begränsade till cellpotentialer mindre än cirka 2,5 volt på grund av hög reaktivitet hos de kraftfulla oxiderande och reducerande medlen med vatten som behövs för att producera en högre spänning. Högre cellpotentialer är möjliga med celler som använder andra lösningsmedel istället för vatten. Till exempel är litiumceller med en spänning på 3 volt allmänt tillgängliga.
Cellpotentialen beror på koncentrationen av reaktanterna, liksom deras typ. När cellen släpps ut minskar koncentrationen av reaktanterna och cellpotentialen minskar också.
Se även
- Aktivitet (kemi)
- Cellnotation
- Elektrokemisk potential
- Elektrokemisk teknik
- Batteri (el)
- Laddningsbart batteri
- Bränslecell
- Flödesbatteri