Waarom batterijen leeg raken:de wetenschap achter stroomverlies

Door S. Hussain Ather | Bijgewerkt op 30 augustus 2022

Het is frustrerend om een lege batterij tegen te komen, vooral als uw apparaat hierdoor kortsluiting krijgt. Als u de chemie begrijpt die het leegraken van de batterij veroorzaakt, kunt u problemen anticiperen, het juiste batterijtype kiezen en de levensduur van uw apparaten verlengen.

Celchemie van batterijen

Batterijen zijn galvanische cellen die chemische energie via een spontane redoxreactie omzetten in elektrische energie. In een typische primaire cel dienen twee ongelijksoortige metalen als elektroden:de kathode (vaak een metaalkation zoals koper) waar reductie plaatsvindt, en de anode (vaak een metaalanion zoals zink) waar oxidatie plaatsvindt. De elektrolyt (een vloeistof of gel die ionen bevat) vergemakkelijkt de ladingsoverdracht tussen de elektroden.

TL;DR

Primaire batterijen raken leeg wanneer hun elektrolyt opdroogt of wanneer belangrijke reactanten, zoals mangaandioxide in alkalische cellen, volledig zijn verbruikt. Op dat moment kunnen er geen elektronen meer stromen en wordt de batterij als leeg beschouwd.

Onthoud het geheugensteuntje OILRIG (Oxidatie is verlies, reductie is winst) om de richting van de elektronenstroom recht in gedachten te houden. Denk voor elektrodenamen aan ANode → OXidatie, REDuctie → KAThode .

Gemeenschappelijke primaire celtypen

• Alkalisch – Zinkanode, mangaandioxidekathode; ideaal voor zaklampen en afstandsbedieningen.
• Zilveroxide – Gebruikt in horloges en kleine elektronica.
• Lithium-metaal – Hoge energiedichtheid voor medische en ruimtevaartapparatuur.

Goedkope huishoudelijke batterijen maken vaak gebruik van koolstof-zinkchemie. Hun ontwerp laat een milde galvanische corrosie toe die toch elektriciteit kan opwekken in een gesloten circuit, waardoor ze jarenlang eenvoudige gadgets van stroom kunnen voorzien.

Thermische stabiliteit en veiligheid

Oplaadbare lithium-ioncellen kunnen exotherme reacties ondergaan als ze beschadigd of overladen zijn. De interne temperatuur kan oplopen tot ongeveer 1000°C, waardoor de koperen stroomcollectoren smelten en de cel scheurt – een gebeurtenis die gewoonlijk wordt aangeduid als een thermische runaway.

Historische mijlpalen

In 1836 introduceerde de Britse chemicus John Frederic Daniell de Daniell-cel , een ontwerp met dubbele elektrolyten dat de levensduur verbeterde ten opzichte van de eerdere voltaïsche cellen. Deze innovatie maakte de weg vrij voor telegrafie en elektrometallurgie.

Oplaadbare (secundaire) batterijen

Secundaire cellen slaan lading op door de redoxreactie tijdens het opladen om te keren. Belangrijke materialen zijn onder meer nikkelhydroxide- of lithiumionchemie. Bij herhaalde cycli kunnen de elektrodematerialen verslechteren, kan de elektrolyt uitdrogen en neemt de capaciteit van de cel af, waardoor de batterij uiteindelijk leeg raakt.

Veelvoorkomende oorzaken van degradatie

• Verlies van actief materiaal door het oplossen van de elektrode.
• Vorming van vaste-elektrolyt-interfaselagen (SEI) die de ionenstroom belemmeren.
• Elektrolytverdamping in afgesloten cellen.
• Door temperatuur veroorzaakte faseveranderingen in lithium-ionsystemen.

Toepassingen van oplaadbare batterijen

Van startmotoren voor auto's en elektrische rolstoelen tot elektrisch gereedschap en opslag op rasterschaal:oplaadbare cellen zijn een integraal onderdeel van het moderne leven. Ingenieurs verfijnen voortdurend de chemie om de energiedichtheid, levensduur en veiligheid in evenwicht te brengen.

Fysica van batterijreacties

De chemische energie die in een batterij is opgeslagen, komt vrij wanneer elektronen door een extern circuit stromen. De drijvende kracht is het verschil in Gibbs-vrije energie (AG) tussen reactanten en producten. In een galvanische cel heeft de standaard celpotentiaal (E°) betrekking op ΔG° via:

E° =-ΔG° / (nF)

waarbij n is het aantal overgedragen elektronen en F (96485,33Cmol⁻¹) is de constante van Faraday. Voor een Daniell-cel is ΔG° ≈ -213kJmol⁻¹, wat een nominale spanning oplevert van 1,10 V.

Celspanning berekenen

Verdeel de totale reactie in halfreacties. Bij gebruik van bijvoorbeeld CuSO₄ en ZnSO₄:

Cu²⁺ + 2e⁻ ⇌ Cu E° = +0.34 V
Zn²⁺ + 2e⁻ ⇌ Zn E° = -0.76 V

Praktische afhaalmaaltijden

De levensduur van de batterij is afhankelijk van de chemie, gebruikspatronen en bedrijfsomstandigheden. Inzicht in de onderliggende wetenschap maakt een beter apparaatontwerp, slimmere gebruiksgewoonten en veiliger gebruik van de batterij mogelijk.