я могу 
Все гениальное просто!
Машины и Механизмы
Все записи
текст

Аккумулятор: что, как и почему

Окислитель, восстановитель и электролит – вот три кита, на которых стоит химическая генерация тока. За несколько столетий мы научились не только извлекать электричество из молекул, но и возвращать его обратно, собирая в аккумуляторах. Как это работает?
Аккумулятор: что, как и почему

Фото: Dorling Kindersley thoughtco.com

Ток из реакции

Самую сложную техническую систему можно до предела упростить. Надо только выделить главные элементы, без которых работать ничего не будет. В случае химических источников тока, к которым и относятся различные гальванические элементы, – то есть батарейки, – ключевыми компонентами выступают восстановитель, электролит и окислитель. Уберем любого из этой тройки, и конструкция перестанет быть жизнеспособной. Важен еще один принцип: окислитель и восстановитель должны уметь преобразовывать энергию собственных химических связей в электрический ток. Или, проще говоря, обмениваться электронами. Далеко не все реакции на такое способны. Например, взаимодействие кислот со щелочами не сопровождается передачей электронов, поэтому для генерации тока не годится.

Начнем с восстановителей. Эти химические элементы или соединения отличаются щедростью – они при каждом удобном случае жертвуют свои электроны. В периодической таблице Менделеева самые сильные восстановители – это металлы, и чем они активнее, тем лучше выступают в роли донора электронов.

Пора познакомиться с окислителями. В среде химиков элементы, способные окислять других, называются «грабителями». Они забирают электроны у тех, кто ими готов делиться, то есть у восстановителей. Типичными окислительными свойствами обладают неметаллы, но ими химия не ограничивается – в зависимости от условий «грабить» могут и сложные соединения, и даже металлы.


Самое главное в любом гальваническом элементе – не позволить веществам вступить в прямую реакцию, иначе теряется сама суть генерации электрического тока из энергии химических связей. Задача разработчиков – «обмануть» природу, заставив вещества реагировать между собой, но обмениваться электронами через внешнюю цепь, то есть совершая для нас полезную работу. Для этого необходим электролит – среда, через которую окислитель и восстановитель будут «жонглировать» ионами. Электролит удивителен способностью заставить опосредованно реагировать друг с другом вещества, которые ранее друг на друга смотрели с безразличием.

К примеру, цинк и серебро. На воздухе эти металлы реагировать не будут, как бы мы ни старались. А если эту парочку поместить в раствор соли, да еще и соединить внешней электрической цепью… Как только эти два металла попадают в среду, способную переносить ионы (массу), в дело вступает электродвижущая сила. Она выбирает из двух металлов, кто будет окислителем, а кто восстановителем. Главный критерий отбора – электродный потенциал кандидата: у кого он меньше, тот и будет восстановителем, или, по-другому, анодом. В паре цинк-серебро у первого металла потенциал меньше, поэтому ему и достается роль источника электронов. Соответственно, серебро занимает вакантное место окислителя, или катода, и охотно принимает «цинковые» электроны. Они движутся по внешней цепи от анода к катоду, и их можно заставить совершать полезную работу. Например, подключить к лампочке или, если позволяет мощность, к электромотору.

Поток электронов в металлах. Фото: Stanislaw Pytel, thoughtco.com 

Как определить электродный потенциал металла? Вспомните школу: наверняка в химическом классе над доской висела длинная таблица с названием «Электрохимический ряд напряжения металлов». Чем левее располагается металл в этом ряду, тем меньше у него электродный потенциал. И крайним левым оказывается литий – самый лучший на данный момент материал для анода и основа всех современных аккумуляторов.

Не стоит забывать и про важность электролита, который может быть не только жидким, но и твердым, главное, чтобы он электрический ток проводил. В самом простом случае в качестве электролита используют водный раствор кислоты или щелочи, через который движутся ионы металла от анода к катоду.

Построенный цинково-серебряный гальванический элемент, или просто батарейка, хорош всем, кроме способности к перезарядке. Для того чтобы научить батарейку не только отдавать электричество, но и накапливать его, требуется несколько иная химия.

Так выглядит цинк, из которого делают батареи. Фото: bagi1998 thoughtco.com

Реакции наоборот

Аккумуляторная химия основывается на обратимых реакциях. Например, когда хозяйка на кухне гасит соду уксусом, запускается превращение, из продуктов которого никак не получить обратно исходные вещества, – это необратимая реакция. Вообще, если в ходе какой-нибудь химической реакции получается газ, то это явный признак превращения без обратного эффекта.

В качестве примера обратимой реакции обычно приводится синтез аммиака из водорода и азота. При изменении давления и температуры этот процесс «разворачивается» на 180 градусов, и уже из аммиака получается водород с азотом. В химии аккумуляторов все примерно так же, только инициатором обратных реакций выступает включение в розетку.

При разработке перезаряжаемого источника тока начинать надо с материалов анода и катода – без тщательного подбора получится в лучшем случае батарейка. Важнейшее требование – умение многократно обратимо превращаться из одного вещества в другое. Нетривиальная задача, впервые решенная в свинцово-кислотном аккумуляторе. Здесь никто не утруждал себя подбором разных металлов для окисления-восстановления: сделали анод из чистого свинца, а катод – из его оксида. Получилась неплохая парочка, до сих пор питающая стартеры автомобилей. В такой свинцовой системе возрастает роль электролита, в качестве которого работает водный раствор серной кислоты. Его сульфат-ионы реагируют в процессе генерации тока и со свинцом на аноде, и с его оксидом на аноде. В обоих случаях получается сульфат свинца – главный продукт разряда.


Интересно, что, когда аккумулятор уже больше ни на что не способен, концентрация серной кислоты в электролите снижается. Это следствие расхода кислоты на образование сульфатов и синтеза в процессе этого дополнительной воды. А так как плотность воды меньше, чем у серной кислоты, то снижается и итоговая плотность электролита – главный параметр нерабочего состояния аккумуляторной батареи. Что с ней делать? Подключить к зарядному устройству и запустить обратный процесс образования свинца и оксида свинца из сульфатов. Важно понимать, что поток электронов в процессе заряда движется в обратном направлении от катода к аноду. Аккумулятор накапливает электроэнергию, концентрация серной кислоты увеличивается, и плотность электролита приходит в норму.


Из одной пары свинцовых электродов или ячейки много тока не получить, поэтому инженеры десятками соединяют их в батареи, заметно увеличивая итоговую массу аккумулятора. Соединяя ячейки параллельно, инженеры повышают мощность генерируемого тока, а последовательное подключение увеличивает напряжение. В некоторых случаях это может трансформироваться в гротескные формы. Так, в годы холодной войны в Западном Берлине соорудили гигантскую 630-тонную аккумуляторную батарею мощностью 17 МВт, способную в течение часа снабжать город электричеством. Создана она была на случай аварийного отключения энергоснабжения: ГДР тогда всячески пыталась блокировать часть города.

Подзарядка севшего аккумулятора автомобиля от заряженного аккумулятора-донора . liveabout.com 

Слабое место перезаряжаемого химического источника тока – электролит на водной основе. Все дело в его побочной способности выделять газы в процессе зарядки – водород и кислород. Это продукты реакции серной кислоты с материалами электродов. А как мы уже знаем, если выделяется газ, то реакция относится к типу необратимых, то есть паразитных для перезаряжаемого источника тока. Второй фундаментальный недостаток воды в качестве растворителя кислоты – ее разложение при напряжении 1,2–2,0 В. То есть на отдельной ячейке аккумуляторной батареи напряжение не может быть больше, иначе облака гремучей смеси водорода и кислорода взорвутся от малейшей искры.

Одним из решений этой проблемы стали неводные электролиты, которые в 90-х годах прошлого века вошли в основу литий-ионных аккумуляторов. Агрессивные кислотные электролиты – это вынужденное решение, заставляющее мириться с серьезными недостатками. В разряженном аккумуляторе серная кислота необратимо вступает в реакцию с материалами электродов, постепенно снижая емкость батареи. И здесь снова выделяются кислород с водородом. Такая газовая активность вынуждает монтировать на аккумуляторах отводные клапаны и не допускать длительного простоя в разряженном состоянии.

В ходе многолетней эволюции мастерство аккумуляторного производства принципиально не изменилось. Инженеры и исследователи только обновляют материалы и попутно борются с массой побочных эффектов. Именно от этой скрупулезной работы и зависит наше светлое энергетическое будущее.


Технологии

Машины и Механизмы
Всего 0 комментариев
Комментарии

Рекомендуем

OK OK OK OK OK OK OK