¿Cuáles son los dos chips de la batería de un teléfono móvil?

El bloque grande se utiliza para limitar el voltaje y puede soportar un voltaje máximo de 20 V. El cargador generalmente usa 5V. El voltaje de calidad inferior es inestable. Cuando es alto, alcanza aproximadamente los 10V. Probablemente sea el circuito de protección de la batería.

La pieza pequeña se utiliza para limitar la corriente y puede soportar hasta 6A, mientras que la corriente de un cargador normal es de 2A. La corriente de los cargadores inferiores es inestable y aumentará a aproximadamente 3 A cuando se caliente.

El principio más básico de las baterías es que la electricidad se carga. Cuando se usan, el electrodo negativo se descarga en el electrodo positivo. La electricidad ingresa a los aparatos eléctricos usados ​​para consumir energía, luego es consumida por el circuito. Luego pasa a los aparatos eléctricos cargados en la batería. Eso es todo en pocas palabras.

Si quieres contenido detallado, la cantidad de información es demasiado grande. Consulte la siguiente información que se encuentra en foros en línea. También se reproduce información sin indicar la fuente. Supongo que lo saqué de un libro relacionado con la electrónica.

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La energía eléctrica es una necesidad en la vida social moderna, es la energía secundaria más importante. La mayoría de los productos del carbón y del petróleo se utilizan como fuente primaria de energía para la generación de electricidad. El carbón o el petróleo liberan energía durante el proceso de combustión, calentando el vapor e impulsando el motor para generar electricidad. El proceso de combustión del carbón (o del petróleo) es el proceso de cambio químico con oxígeno. Entonces, ¿la esencia de la "generación de energía a partir de carbón" es la energía química? ¿Energía mecánica? El proceso de generación de energía eléctrica suele completarse mediante turbinas de vapor y generadores en las centrales térmicas. Otro dispositivo que convierte la energía química directamente en energía eléctrica se llama batería química o fuente de energía química. Por ejemplo, pilas secas para radios, linternas, cámaras fotográficas, pilas para motores de automóviles, pilas de botón para relojes, etc. Todas son necesidades diarias pequeñas y convenientes. Entonces, ¿qué sistemas químicos se pueden diseñar para convertirlos en baterías prácticas?

Todas las baterías químicas están relacionadas con reacciones redox. A finales del siglo XVIII, la reacción con oxidación se llamaba reacción de oxidación y la reacción con oxígeno del óxido se llamaba reacción de reducción. A mediados del siglo XIX, surgió el concepto de valencia. La gente llamó al proceso de aumento de valencia oxidación y al proceso de disminución de valencia, reducción. A principios del siglo XX se estableció la teoría del electrón de valencia. El proceso de pérdida de electrones se llama oxidación y el proceso de ganancia de electrones se llama reducción. Por ejemplo:

Estas dos fórmulas representan dos medias reacciones redox respectivamente, y las dos medias reacciones se combinan en una reacción redox:

La fórmula anterior representa escamas de zinc y sulfato de cobre. solución Se produce una reacción de desplazamiento para generar la ecuación de reacción iónica del sulfato de zinc y el cobre metálico. Durante la reacción, los electrones se transfieren de Zn a Cu2+, y el Zn pierde electrones y se oxida a Zn2+. El propio Zn es un agente reductor, que reduce el Cu2+ a Cu, por lo que el propio Cu2+ es un agente oxidante. El lado que pierde electrones tiene el lado que gana electrones. La ganancia y la pérdida de electrones deben ocurrir al mismo tiempo, es decir, la oxidación y la reducción deben ocurrir al mismo tiempo.

Cualquier reacción que implique transferencia de electrones es una reacción redox. Si estos electrones pueden fluir en una determinada dirección, se convierten en una corriente eléctrica. Como se muestra en la Figura 2-10, el vaso de la izquierda contiene una solución de sulfato de zinc y se inserta una pieza de zinc en él, y el vaso de la derecha contiene una solución de sulfato de cobre y se inserta una pieza de cobre en él. Los dos vasos están conectados por un; "puente de sal". El puente salino es un tubo en forma de U lleno de una solución saturada de KCl, que se utiliza para formar un canal para el flujo de electrones. La lámina de zinc y la lámina de cobre están conectadas con cables y un voltímetro (o amperímetro) está conectado en serie entre ellos. La desviación del puntero del amperímetro demuestra que el dispositivo anterior efectivamente genera corriente y se convierte en una batería compuesta de electrodo de zinc (Zn-ZnSO4) y electrodo de cobre (Cu-CuSO4), denominada batería de zinc-cobre. En este dispositivo la lámina de zinc no está en contacto con la solución de CuSO4, pero se puede observar que lo que sucede en el electrodo de zinc es que la lámina de zinc se disuelve para generar Zn2+. En el electrodo de cobre, el Cu2+ se reduce a cobre metálico y. precipita en la lámina de cobre. Los electrones fluyen desde el electrodo de zinc. Para los electrodos de cobre, la dirección de la corriente es opuesta, es decir, del electrodo de cobre al electrodo de zinc. El puntero del amperímetro se desvía en dirección positiva, lo que indica que el electrodo de cobre es positivo y el electrodo de zinc es negativo. La reacción de los dos electrodos es la siguiente:

Electrodo positivo: Cu2++2e-? Cobre

Ánodo: ¿Zn? Zn2+ + 2e-

Si las concentraciones de Zn2+ y Cu2+ son ambas 1,0 mol×L-1, la diferencia de potencial entre los dos electrodos es 1,1V, es decir, la fuerza electromotriz de la batería es 1,1V .. Si láminas de hierro y solución de sulfato ferroso reemplazan los electrodos de zinc para formar una batería de hierro-cobre.

Cuando las concentraciones de Fe2+ y Cu2+ son ambas de 1,0 mol·L-1, la fuerza electromotriz medida es 0,75 V·V. Si se utilizan soluciones de Ag y AgNO3 (1,0 mol×L-1) en lugar de electrodos de cobre, la fuerza electromotriz de la batería de zinc-plata es de 1,6 V. La reacción redox, la dirección del flujo de electrones y la fuerza electromotriz de la batería (e) relacionadas con la batería anterior son las siguientes:

Estas reacciones son reacciones familiares de reemplazo de metal, como se muestra. En la Figura 2-10, el principio se puede ensamblar en una batería química clásica. En el siglo pasado, eran fuentes prácticas de energía química.

La fuerza electromotriz de una batería depende de la capacidad de los electrodos para ganar y perder electrones y de la concentración de la solución. La capacidad de un electrodo para ganar o perder electrones se expresa como "potencial del electrodo", que es un dato relativo. La Tabla 2-6 enumera el potencial de electrodo estándar Eq en soluciones acuosas registrado en algunos manuales. El término "estándar" significa que todas las sustancias en la reacción del electrodo están en un estado estándar, es decir, la concentración de iones en la solución es lmol × L-1, la presión parcial de las sustancias gaseosas es 100 kPa y la temperatura es 298K (25°C). Utilizando el electrodo de hidrógeno como estándar de comparación, especifique que el potencial del electrodo estándar del electrodo de hidrógeno es cero:

2H+(1,0 mol × L-1)+ 2e-? H2 (100 kPa)

En comparación con otros electrodos, por ejemplo, el potencial del electrodo de cobre es 0,34 V mayor que el del electrodo de hidrógeno y = -0,76 V, lo que significa que el potencial del electrodo; El electrodo de zinc es más alto que el del electrodo de hidrógeno. Bajo 0,76 V. Se puede concluir que el potencial del electrodo de cobre es 1,10 V mayor que el del electrodo de zinc, es decir, la fuerza electromotriz de la batería de zinc-cobre es de 1,10 V.

Utilizando los datos de la Tabla 2-6, también se puede determinar la dirección de la reacción redox en solución acuosa. Las sustancias de reacción de electrodos tienen estados de oxidación y reducción. Al escribir una ecuación de reacción, la sustancia oxidada se escribe a la izquierda, lo que hace que los electrones se reduzcan, y la sustancia reducida se escribe a la derecha. Cuanto mayor sea el valor Eq de la reacción del electrodo, mayor será la capacidad de la sustancia oxidada para obtener electrones, es decir, mayor será la capacidad de oxidación.

Por ejemplo, las sustancias oxidadas F2 y Cl2 dentro y fuera de la parte inferior izquierda. , S2O82-, MnO4-, etc. son todos oxidantes fuertes. Por otro lado, cuanto menor sea el valor de Eq, menor será la capacidad de ganar electrones en el estado de oxidación o mayor será la capacidad de perder electrones en el estado de reducción. Es decir, las sustancias reducidas en la parte superior derecha, como el K,. Na, Zn, etc., son todos agentes reductores fuertes. Se puede ver que las sustancias oxidadas en la parte inferior izquierda de la tabla pueden reaccionar con las sustancias reductoras en la parte superior derecha, por otro lado, las sustancias de recubrimiento reductoras en la parte inferior derecha no pueden reaccionar con las sustancias oxidadas en la parte superior izquierda. Por ejemplo, H+ y Fe pueden reaccionar para formar H2 y Fe2+, pero H+ no puede reaccionar con Ag. Es decir, el hierro puede reaccionar con ácido para liberar H2, pero la plata no puede reaccionar con ácido. También se puede juzgar que Cl2 puede oxidar Br- o I-, pero Fe3+ solo puede convertir I- en I2, pero no puede convertir Br- en Br2. Hay muchos valores de Eq de sustancias comunes en el manual de química como referencia.

Cualquier reacción de dos electrodos puede formar una reacción redox, que teóricamente puede diseñarse en una batería, pero no es fácil fabricar una batería con valor de aplicación práctica. En la actualidad, las más familiares y utilizadas con las que estamos más familiarizados son las baterías secas de zinc-manganeso y las baterías de plomo-ácido.

2 El principio de funcionamiento de las baterías secas de zinc-manganeso

Las diversas baterías enumeradas anteriormente tienen soluciones que son convenientes para explicar los principios, pero no son fáciles de transportar. Las radios y linternas diarias usan baterías secas. El voltaje de las baterías secas es generalmente de 1,5 V y la capacitancia varía (dividida en 1, 2, 3, 4, 5, etc.). La carcasa exterior es una varilla de grafito con buena conductividad eléctrica. y está hecho de zinc es el electrodo negativo, el centro es el electrodo positivo, y está envuelto con una capa de briquetas compactadas mezcladas y compactadas por solución de MnO2_2, negro de humo y NH4Cl. El electrolito entre los dos electrodos se compone de NH4Cl, ZnCl2, almidón y una determinada cantidad de agua. Caliéntalo hasta hacer una pasta y viértelo en un tubo de zinc mientras aún está caliente. Después de enfriarse, se convierte en una gelatina translúcida que ya no es líquida sino que puede conducir electricidad. La parte superior del cilindro de zinc está sellada con asfalto para evitar que se filtre el electrolito. La reacción del electrodo de una batería seca de zinc-manganeso es la siguiente

Ánodo de zinc: ¿Zn+4NH4Cl? (NH4)2ZnCl4+2NH4++2e-

Ánodo de manganeso: MnO2+H2O+e-? MnO(OH)+OH-

Durante el uso, los electrones fluyen desde el electrodo de zinc al electrodo de manganeso (la dirección de la corriente es opuesta), la escala de zinc se consume gradualmente, el MnO2 también se reduce continuamente, el voltaje disminuye gradualmente y, finalmente, la batería falla. Este tipo de batería es un producto de consumo desechable, pero el recubrimiento de zinc no se puede consumir por completo, por lo que el zinc se puede reciclar de las baterías viejas.

Dado que el zinc es una cubierta consumible que se vuelve más delgada o incluso perforada durante el uso, esto requiere un embalaje sellado sobre la piel de zinc. Algunos productos inferiores tienen "fugas" durante el uso, es decir, no se hacen como se requiere.

3 Principio de funcionamiento de la batería de plomo-ácido

Cuando la batería está descargada hasta cierto punto, se puede cargar a través de una fuente de alimentación externa, que se puede cargar y descargar cientos de veces. La batería de plomo-ácido es una fuente de energía de arranque comúnmente utilizada para automóviles y su estructura se muestra en la Figura 2-12.

Hay una fila de placas de rejilla de aleación de plomo y antimonio en la batería, y los orificios de la rejilla están llenos de lodo fino en polvo de plomo. La rejilla está unida alternativamente mediante dos placas guía, que en la parte superior se convierten en los dos electrodos. Antes de su uso, toda la placa del electrodo se sumerge en una solución diluida de ácido sulfúrico para el tratamiento de electrólisis. En el ánodo, el plomo se oxida a dióxido de plomo (PbO2) y en el cátodo se forma un plomo metálico similar a una esponja. Después del secado, el PbO2 es el electrodo positivo de la batería y la esponja de plomo es el electrodo negativo. El electrolito utilizado es ácido sulfúrico al 30% (H2SO4), por lo que esta batería también puede denominarse batería ácida. Durante la descarga, la reacción del electrodo y la reacción de la batería son las siguientes:

Electrodo positivo: ¿PbO2+2H2O? PbO2 + SO42- + 4H+ + 2e-

Ánodo: PbSO4+2e-? Pb + SO42-

Reacción de descarga: PbO2+Pb+2H2SO4? 2PbSO4 + 2H2O

Después de la descarga, se genera una capa de sulfato de plomo (PbSO4_4) tanto en el electrodo positivo como en el negativo. , que debe cargarse hasta cierto punto. Al cargar, conecte una fuente de alimentación de CC con un voltaje ligeramente superior al voltaje de la batería. Los electrones liberados por PbSO_4 en el electrodo PBO_2 se oxidan a PBO_2, y los electrones recibidos por PbSO_4 en el electrodo de Pb se reducen a Pb, por lo que el electrodo de la batería puede volver a su estado original y descargarse. La reacción del electrodo y la reacción de la batería durante el proceso de carga son exactamente la reacción inversa durante el proceso de descarga:

Electrodo de PbO2: ¿PbSO4+2H2O? PbO2 + SO42- + 4H+ + 2e-

Electrodo de plomo: PbSO4+2e-? Pb + SO42-

Reacción de carga: 2PbSO4+2H2O? PbO2 + Pb + 2H2SO4

Los procesos de descarga y carga de las baterías de plomo-ácido se pueden combinar de la siguiente manera

El voltaje de cada unidad de una batería de plomo-ácido es de aproximadamente 2,0 V. Las baterías de automóviles generalmente constan de tres unidades de composición, es decir, el voltaje de funcionamiento es de alrededor de 6,0 V V. Si el condensador tiene entre decenas y cien amperios, el voltaje de la batería caerá a 1,8 V durante la descarga y ya no se podrá utilizar y deberá ser cargado. Siempre que se cargue a tiempo y se utilice correctamente, una batería se puede cargar y descargar más de 300 veces; de lo contrario, la vida útil se reducirá considerablemente. Este tipo de batería tiene las ventajas de una alta fuerza electromotriz, voltaje estable, amplio rango de temperatura, abundante materia prima y bajo precio. Las principales desventajas son el peso pesado, la escasa resistencia a los golpes, el fácil derrame de niebla ácida, el mantenimiento inconveniente y la portabilidad inconveniente. Para resolver estos problemas, los trabajadores científicos y tecnológicos han realizado mejoras serias y continuas en los materiales de los electrodos, materiales de los separadores, componentes de electrolitos, tanques de baterías y sellado general. Desde la década de 1980, han ido apareciendo gradualmente varias baterías nuevas de plomo-ácido que se utilizan ampliamente en la industria del automóvil, la industria de las comunicaciones, la aviación, los barcos, la minería, la industria militar, etc. Entre las diversas baterías actuales, las de plomo siguen representando el 90% de la producción total.

4 Otras baterías comunes

Con el desarrollo de nuevas tecnologías, existe una necesidad urgente de desarrollar nuevas fuentes de energía química que sean de tamaño pequeño, livianas y de gran capacidad. y mucho tiempo en almacenamiento. Actualmente se comercializan los siguientes tipos de baterías.

Las pilas alcalinas recargables que se utilizan en la vida diaria entran en esta categoría. Su tamaño y voltaje son similares a las baterías secas, fáciles de transportar y su vida útil es mucho más larga que la de las baterías de plomo. Si se usa correctamente, se puede cargar y descargar miles de veces, pero es más caro. Hay dos tipos de baterías comerciales: níquel-cadmio y níquel-hierro. Las reacciones de sus baterías son las siguientes

La reacción tiene lugar en condiciones alcalinas, por eso se llama batería alcalina.

La corriente que requiere un reloj electrónico con pila de plata-zinc, una calculadora con pantalla LCD o un pequeño audífono es de microamperios o miliamperios. Las pilas que utilizan son muy pequeñas, por eso se llaman. "botones." "Batería. Los materiales de sus electrodos son Ag2O2 y Zn, por lo que se denominan baterías de plata-zinc.

La reacción del electrodo y la reacción de la batería son:

Electrodo negativo: 2Zn+4OH-? 2Zn(OH)2 + 4e-

Electrodo positivo: Ag2O3+2H2O+4e-? 2Ag + 4OH-

Reacción de la batería: 2Zn+Ag2O2+2H2O? 2Zn(OH)2 + 2Ag

La reacción química anterior también se puede utilizar para fabricar baterías de alta corriente, que tienen las ventajas de ser livianas y de tamaño pequeño. Este tipo de batería se ha utilizado en la industria aeroespacial, cohetes, submarinos, etc.

Pilas de combustible Cuando el hidrógeno (H2), el gas metano (CH4), el etanol (C2H5OH) y otras sustancias se queman en oxígeno (O2), pueden convertir directamente la energía química en energía eléctrica. Este dispositivo se llama pila de combustible. Estas moléculas de gas

primero se ionizan bajo la acción del electrodo catalizador y luego reaccionan con el O2 para generar CO2 y H2O. La tasa de utilización de energía de este tipo de batería puede llegar al 80% (los generadores diésel generales son sólo alrededor del 40%) y los productos de reacción causan menos contaminación. Se han utilizado con éxito pilas de combustible alcalinas de H2-O2 de 10~20 kW en transbordadores espaciales, y también hay múltiples centrales eléctricas de demostración de pilas de combustible de CH4-O2 en Estados Unidos y Japón. Sin embargo, el coste actual de este tipo de electrodo es elevado y los requisitos para la purificación de gases son elevados, por lo que será difícil popularizarlo en poco tiempo.

Además, se están investigando una variedad de baterías eficientes, seguras y económicas, como baterías de plata-manganeso, baterías de yodo-litio, baterías de sodio-azufre y células solares. La investigación y el desarrollo de fuentes de energía química es uno de los campos de investigación importantes de la ciencia química y uno de los campos de investigación de los trabajadores de la energía.