IIntermediate · deel I4 · Chemie en materialen

Handboek · hoofdstuk 16Redox en batterijen

Elektronen die van zink naar koper springen: van de Daniell-cel tot de batterij van de klimaatmodule

Een batterij is een chemische reactie die je in twee helften knipt. De ene stof geeft elektronen af, de andere neemt ze op, en omdat ze elkaar niet mogen raken, moeten de elektronen de lange weg nemen: door je lamp, je telefoon of je pomp. Je leert redoxreacties lezen als elektronenoverdracht, bouwt een Daniell-cel, rekent met ampère-uur en wattuur, vergelijkt batterijtypes, en ziet waarom roest eigenlijk een batterij is die je niet wil. Voor Habitat kies je het batterijtype van de klimaatmodule.

8× uitleg5× uitgewerkt voorbeeld1× proef1× ontleed1× naslag2× verhaal1× het geheel2× code16 opdrachten in het werkboek± 10 lestijden

MMaterie en chemie LElektriciteit en elektronica EEnergie

Van AA tot LiFePO4: dezelfde natuurkunde, een andere chemie.

Na dit hoofdstuk

Je kan oxidatie en reductie omschrijven als elektronen afgeven en opnemen, en een redoxreactie opsplitsen in twee kloppende halfreacties.
Je kan met de spanningsreeks voorspellen of een metaal met de ionen van een ander metaal reageert, en welk metaal de minpool van een cel wordt.
Je kan de werking van de Daniell-cel uitleggen: anode, kathode, elektronenstroom, ionen in de oplossingen en de rol van de zoutbrug.
Je kan rekenen met capaciteit (Ah, mAh), energie (Wh) en lading, en met de constante van Faraday de massa berekenen die bij een elektrode verdwijnt of ontstaat.
Je kan alkaline-, NiMH-, lood-zuur- en lithium-ionbatterijen vergelijken op spanning, energiedichtheid, levensduur en veiligheid.
Je kan een ontlaadcurve lezen en uitleggen wat ontlaaddiepte, C-rate en bruikbare capaciteit betekenen.
Je kan de gevaren van batterijen (thermal runaway, zuur, waterstofgas) benoemen en veilige maatregelen nemen.
Je kan corrosie verklaren als een elektrochemische reactie en uitleggen hoe verf, verzinken en een opofferingsanode beschermen.
Je kan onderbouwd een batterijtype kiezen voor de klimaatmodule van Habitat.

Uitleg · 16.1

Wat je al weet, en wat nu komt

1/21

In F17 zag je dat een batterij energie opslaat, en in F21 hoe je die energie in wattuur berekent. Maar hoe een batterij stroom maakt, bleef een zwarte doos. In hoofdstuk 14 leerde je reacties schrijven, in hoofdstuk 15 zag je zink oplossen in zuur. Nu kijk je naar wat er met de elektronen gebeurt.

wat je al weet	waar	wat er nu bij komt
een batterij slaat chemische energie op; energie in Wh en kWh	F17, F21	wat er in een batterij gebeurt, en waarom ze leegloopt
stroom is bewegende lading, $U = R \cdot I$	F19	lading tellen in ampère-uur
roest en de oxidelaag op aluminium	F10	corrosie als elektrochemische reactie
ionen, metaalbinding, vrije elektronen	hoofdstuk 12, 13	elektronen die van het ene deeltje naar het andere springen
reactievergelijkingen, de mol	hoofdstuk 14	halfreacties; rekenen met mol elektronen
metalen lossen op in zuur (waterstofgas)	hoofdstuk 15	waarom het ene metaal wel oplost en het andere niet
de voorlopige batterij van 1,2 kWh	hoofdstuk 9	het echte batterijtype voor Habitat

In dit hoofdstuk

lees je oxidatie en reductie als elektronen afgeven en opnemen, en splits je reacties in halfreacties;
voorspel je met de spanningsreeks welke metalen met elkaar reageren;
bouw je een Daniell-cel en ontleed je hoe ze stroom maakt;
reken je met ampère-uur, wattuur en de lading van een mol elektronen;
vergelijk je batterijtypes, lees je ontlaadcurven en leer je veilig laden;
zie je corrosie als een kleine batterij, en hoe je ze tegenhoudt;
kies je voor Habitat het batterijtype van de klimaatmodule.

Roest, zink en magnesium: redox gebeurt ook waar je geen batterij ziet.

Verhaal · 16.2

Kikkerpoten, een zuil van munten en een koperen pot

2/21

In de jaren 1780 zag de Italiaanse arts Luigi Galvani in Bologna de poten van dode kikkers samentrekken als hij ze met twee verschillende metalen aanraakte. Hij dacht dat de elektriciteit uit het dier kwam: 'dierlijke elektriciteit'. Zijn landgenoot Alessandro Volta, professor in Pavia, twijfelde. Volgens hem kwam de elektriciteit van de twee metalen, en was de kikkerpoot alleen een gevoelige meter.

Om het te bewijzen stapelde Volta schijfjes zink en koper (of zilver) op elkaar, telkens gescheiden door karton dat in zout water gedrenkt was. Hoe hoger de stapel, hoe sterker de schok. In een brief van maart 1800 aan de Royal Society in Londen beschreef hij zijn zuil: de eerste bron die een aanhoudende elektrische stroom leverde. De eenheid van spanning, de volt, draagt zijn naam.

Volta's zuil had een zwak punt: de spanning zakte snel in, omdat er waterstofbelletjes op het koper ontstonden. In 1836 loste de Brit John Frederic Daniell dat op met twee verschillende oplossingen: zink in zinksulfaat, koper in kopersulfaat, gescheiden door een poreuze wand. Zijn cel gaf urenlang een stabiele spanning van ongeveer 1,1 V en werd de werkpaard van de telegrafie. In 1859 bouwde de Fransman Gaston Planté de eerste herlaadbare batterij: de loodaccu, die nog altijd in elke auto zit.

Waarom dit verhaal ertoe doet

Galvani en Volta hadden allebei half gelijk: zenuwen werken wel degelijk met elektrische signalen, maar de stroom in zijn proef kwam uit de metalen. Het debat dwong Volta tot een proef zonder kikker, en die proef werd de batterij.

De zuil van Volta: tientallen kleine cellen in serie, en de eerste stroom die niet ophield.

Uitleg · 16.3

Oxidatie en reductie: elektronen doorgeven

3/21

Oorspronkelijk betekende oxidatie: reageren met zuurstof, zoals bij roesten en verbranden (hoofdstuk 14). Kijk je naar de deeltjes, dan zie je wat die reacties gemeen hebben: het metaal geeft elektronen af. Magnesium dat brandt, wordt magnesiumoxide, een zout met Mg²⁺- en O²⁻-ionen: elk magnesiumatoom gaf twee elektronen aan zuurstof. Maar hetzelfde gebeurt ook zonder zuurstof. Leg je een zinkplaatje in een blauwe oplossing van kopersulfaat, dan geeft zink elektronen aan de koperionen: er slaat koper neer op het zink, en de blauwe kleur verdwijnt.

halfreacties en redoxreactie

oxidatie: reductie: samen: Zn ⟶ Z n^{2 +} + 2 e^{-} C u^{2 +} + 2 e^{-} ⟶ Cu Zn + C u^{2 +} ⟶ Z n^{2 +} + Cu

Het aantal afgegeven elektronen is gelijk aan het aantal opgenomen elektronen: in de totale vergelijking staan ze niet meer.

Oxidatie is elektronen afgeven, reductie is elektronen opnemen. Ze gebeuren altijd samen: een elektron verdwijnt niet, het gaat van het ene deeltje naar het andere. Daarom heet zo'n reactie een redoxreactie. De stof die elektronen afgeeft (zink), heet de reductor: ze reduceert de andere. De stof die ze opneemt (het koperion), is de oxidator.

Reductie: de lading daalt

Een deeltje dat elektronen opneemt, krijgt er negatieve lading bij: zijn lading 'reduceert'. Cu²⁺ wordt Cu (van +2 naar 0), Cl₂ wordt 2 Cl⁻ (van 0 naar −1). Bij oxidatie stijgt de lading: Zn wordt Zn²⁺.

Twee elektronen van zink naar een koperion: zink wordt een ion, het koperion wordt een koperatoom.

Proef · 16.4

Koper uit een blauwe oplossing

4/21

Onderzoeksvraag

Wat gebeurt er als je een zinkplaatje of een ijzeren spijker in kopersulfaat legt? En een koperplaatje in zinksulfaat?

Materiaal

zinkplaatje, ijzeren spijker, koperplaatje (alle drie geschuurd)
kopersulfaatoplossing en zinksulfaatoplossing (0,5 mol/L)
drie reageerbuizen of bekertjes
thermometer
veiligheidsbril, handschoenen

VeiligheidBril en handschoenen. Kopersulfaat is schadelijk bij inslikken, irriteert de ogen (GHS07) en is giftig voor waterorganismen (GHS09): niet in de gootsteen, maar in het afvalvat voor zware metalen. Zinksulfaat kan ernstig oogletsel geven (GHS05).

Kopersulfaat: schadelijk en milieugevaarlijk. Zinksulfaat: gevaar voor de ogen.

Werkwijze

1Giet kopersulfaat in twee buisjes. Meet de temperatuur. Zet in het ene het zinkplaatje, in het andere de spijker.
2Giet zinksulfaat in het derde buisje en zet er het koperplaatje in.
3Kijk na 1 minuut, na 10 minuten en na een uur. Meet de temperatuur in het buisje met zink.

Waarneming

Het zink en de spijker worden meteen bruinrood bedekt: koper. Na een uur is de blauwe kleur rond het zink veel bleker, en de oplossing is iets opgewarmd. Het koperplaatje in zinksulfaat blijft zoals het was, ook na een dag.

Verklaring

Zink en ijzer geven elektronen af aan de koperionen: $Zn + C u^{2 +} ⟶ Z n^{2 +} + Cu$ en $Fe + C u^{2 +} ⟶ F e^{2 +} + Cu$ . Het koper slaat neer, de blauwe koperionen verdwijnen uit de oplossing, en de energie die vrijkomt, wordt warmte. Omgekeerd gebeurt niets: koper geeft zijn elektronen niet af aan zinkionen. Zink en ijzer zijn onedeler dan koper: ze geven makkelijker elektronen af. Wat als warmte verloren gaat in het buisje, kan je als elektrische energie oogsten als je oxidatie en reductie uit elkaar haalt: dat is een batterij.

Links zink, rechts een spijker: allebei krijgen ze een koperlaagje.

Uitleg · 16.5

De spanningsreeks: wie geeft zijn elektronen af?

5/21

Door zulke proeven met veel metalen te herhalen, kan je ze rangschikken: van metalen die heel makkelijk elektronen afgeven (onedel: lithium, kalium, magnesium, zink) tot metalen die dat bijna niet doen (edel: koper, zilver, goud). Dat is de spanningsreeks. Waterstof staat erin als ijkpunt.

Wat je ermee kan voorspellen:

Een metaal reageert met de ionen van een metaal rechts ervan: zink met koperionen, koper met zilverionen. Omgekeerd niet.
Metalen links van waterstof lossen op in zuur, met waterstofgas (hoofdstuk 15): $Zn + 2 H_{3} O^{+} ⟶ Z n^{2 +} + H_{2} + 2 H_{2} O$ . Koper, zilver en goud niet: daarom blijft goud eeuwenlang blinken.
In een cel met twee metalen wordt het onedelste de minpool. Hoe verder de twee uit elkaar staan, hoe groter de spanning. Hoe groot precies, reken je in E27 met standaardpotentialen.

Lithium staat helemaal links: het geeft zijn elektron nog makkelijker af dan kalium. Daarom haalt een lithiumcel meer dan 3 V, terwijl een cel met zink en koper maar 1,1 V geeft.

Edel betekent: reageert niet

Edel betekent: geeft moeilijk elektronen af. Koper reageert wel, alleen niet met zuren zoals zoutzuur; het wordt groen (kopercarbonaat) op een kerktoren en het reageert met salpeterzuur. Het hangt af van de partner: de reeks vergelijkt telkens twee deeltjes.

De volgorde van de standaardpotentialen. Zink en koper, de metalen van de Daniell-cel, zijn aangeduid.

Uitgewerkt voorbeeld · 16.6

Redoxreacties opsplitsen in halfreacties

6/21

Splits in halfreacties, duid oxidator en reductor aan, en maak kloppend: (a) aluminiumfolie in een kopersulfaatoplossing; (b) magnesium dat brandt in zuurstof; (c) chloorgas dat door een oplossing van natriumbromide borrelt (de oplossing wordt oranjebruin van broom).

Gegeven

(a) Al en Cu²⁺
(b) Mg en O₂, product MgO (Mg²⁺ en O²⁻)
(c) Cl₂ en Br⁻, producten Cl⁻ en Br₂

Gevraagd

halfreacties, oxidator, reductor, totale vergelijking

Oplossing

1
(a) Oxidatie: $Al \to A l^{3 +} + 3 e^{-}$ . Reductie: $C u^{2 +} + 2 e^{-} \to Cu$ . Evenveel elektronen: het kleinste gemene veelvoud van 3 en 2 is 6. De eerste maal 2, de tweede maal 3: $2 Al + 3 C u^{2 +} ⟶ 2 A l^{3 +} + 3 Cu$ . Reductor: Al; oxidator: Cu²⁺.
2
(b) Oxidatie: $Mg \to M g^{2 +} + 2 e^{-}$ . Reductie: $O_{2} + 4 e^{-} \to 2 O^{2 -}$ . De eerste maal 2: $2 Mg + O_{2} ⟶ 2 MgO$ . Reductor: Mg; oxidator: O₂.
3
(c) Oxidatie: $2 B r^{-} \to B r_{2} + 2 e^{-}$ . Reductie: $C l_{2} + 2 e^{-} \to 2 C l^{-}$ . Al evenveel: $C l_{2} + 2 B r^{-} ⟶ 2 C l^{-} + B r_{2}$ . Reductor: Br⁻; oxidator: Cl₂.

Antwoord

(a)

2 Al + 3 C u^{2 +} ⟶ 2 A l^{3 +} + 3 Cu

; (b)

2 Mg + O_{2} ⟶ 2 MgO

; (c)

C l_{2} + 2 B r^{-} ⟶ 2 C l^{-} + B r_{2}

Klopt dit? Controleer twee dingen: de atomen (zoals in hoofdstuk 14) én de lading. Bij (a) is de lading links

3 \cdot (+ 2) = + 6

en rechts

2 \cdot (+ 3) = + 6

. Klopt de lading niet, dan zijn de elektronen niet in evenwicht. Bij (b) zie je dat verbranden ook redox is; bij (c) dat niet alleen metalen reductor kunnen zijn.

Ontleed · 16.7

De Daniell-cel

7/21

Zink wil elektronen afgeven aan koperionen. Laat je ze elkaar raken, dan wordt de energie warmte (de proef). Scheid je ze, dan moeten de elektronen door een draad: je hebt een galvanische cel. Bij 1 mol/L en 25 °C meet je 1,10 V.

Elektronen door de draad, ionen door de oplossingen en de zoutbrug: samen één gesloten kring.

Wijs een nummer aan: de figuur zoomt in. Klik om vast te zetten.

1
Zinkelektrode: anode (−)
Zinkatomen geven elk twee elektronen af en gaan als Zn²⁺ in oplossing: oxidatie. De elektronen blijven in het metaal achter: het zink wordt de minpool. Het plaatje wordt langzaam dunner.
2
Koperelektrode: kathode (+)
Koperionen uit de oplossing nemen er elk twee elektronen op en slaan neer als koper: reductie. Het plaatje wordt dikker, de oplossing minder blauw.
3
Elektronen door de draad
De elektronen lopen van zink naar koper door de uitwendige kring. De afgesproken stroomzin (F19) is omgekeerd: van + naar −, van koper naar zink.
4
Voltmeter: 1,10 V
Zonder stroom (een voltmeter trekt bijna niets) meet je de volle celspanning. Levert de cel stroom, dan zakt de spanning een beetje door de weerstand in de cel zelf.
5
Zoutbrug
Links komen er positieve zinkionen bij, rechts verdwijnen positieve koperionen. Zonder compensatie zou de lading de reactie meteen stilleggen. Uit de zoutbrug stromen nitraationen naar de zinkkant en kaliumionen naar de koperkant: de kring is gesloten, de oplossingen blijven neutraal.
6
Zinkionen in oplossing
De concentratie Zn²⁺ stijgt tijdens het werken. Zinksulfaat doet zelf niet mee: het zorgt alleen dat de oplossing geleidt.
7
Koperionen naar de elektrode
Als de koperionen op zijn, is de cel leeg. Een Daniell-cel is dus niet herlaadbaar zoals ze hier staat, al kan je met een externe spanning de reactie in principe omkeren.

Uitleg · 16.8

Van cel naar batterij: spanning, capaciteit en energie

8/21

Eén cel levert een spanning die vastligt door de chemie: 1,1 V voor zink en koper, 2,0 V voor een loodcel, 3,2 V voor lithiumijzerfosfaat. Een batterij is een groep cellen. Zet je cellen in serie, dan tellen de spanningen op (F20): zes loodcellen maken een 12 V-autoaccu. Zet je ze parallel, dan blijft de spanning gelijk en tellen de capaciteiten op. (In de omgangstaal heet een herlaadbare batterij vaak een accu.)

De capaciteit $Q$ zegt hoeveel lading een batterij kan leveren. Omdat stroom lading per seconde is ( $I = Q / t$ ), meet je lading ook als stroom maal tijd. De handige eenheid is het ampère-uur: 1 Ah is 1 A gedurende een uur, of $1 A \cdot 3600 s = 3600 C$ . Kleine batterijen staan in mAh.

capaciteit en energie

Q = I \cdot t E = U \cdot Q = U \cdot I \cdot t 1 Ah = 3600 C 1 Wh = 3600 J

Q

in Ah,

I

in A,

t

in h,

U

de (gemiddelde) spanning in V,

E

in Wh. Omdat de spanning tijdens het ontladen daalt, reken je met de nominale spanning, een gemiddelde.

Twee batterijen met evenveel ampère-uur kunnen dus heel verschillende energie bevatten: 2,0 Ah bij 1,2 V (een NiMH-cel) is 2,4 Wh, 2,0 Ah bij 12,8 V is 25,6 Wh. Vergelijk batterijen daarom in wattuur.

De C-rate zegt hoe snel je laadt of ontlaadt, ten opzichte van de capaciteit: 1 C is de stroom die de batterij in één uur leeg maakt. Voor een batterij van 120 Ah is 1 C gelijk aan 120 A, en 0,2 C aan 24 A (vijf uur). Hoe groter de C-rate, hoe minder capaciteit je er meestal uithaalt, vooral bij loodaccu's: die worden daarom opgegeven bij een ontlading van 20 uur.

Een '12 V-accu' is zes loodcellen in serie; een LiFePO4-batterij van 12,8 V heeft er vier.

Uitgewerkt voorbeeld · 16.9

Hoeveel energie zit er in je telefoon?

9/21

Op een smartphonebatterij staat 3,85 V en 4500 mAh. (a) Hoeveel energie bevat ze, in Wh en in kJ? (b) De telefoon verbruikt gemiddeld 1,5 W. Hoe lang gaat hij mee? (c) Hoe lang laadt hij minstens met een lader die 15 W in de batterij stopt?

Gegeven

$U = 3, 85 V$ , $Q = 4500 mAh = 4, 5 Ah$
$P = 1, 5 W$ verbruik; 15 W laden

Gevraagd

$E$
gebruiksduur
laadtijd

Oplossing

1
(a) $E = U \cdot Q = 3, 85 V \cdot 4, 5 Ah = 17, 3 Wh$ . In joule: $17, 3 \cdot 3600 = 62400 J \approx 62 kJ$ .
2
(b) $t = E / P = 17, 3 Wh /1, 5 W = 11, 5 h$ .
3
(c) $t = 17, 3/15 = 1, 15 h$ , ongeveer 70 minuten. In werkelijkheid duurt het langer: de laatste 20 % laadt een lithiumbatterij met een steeds kleinere stroom (verderop), en er gaat ook energie verloren als warmte.

Antwoord

17,3 Wh (62 kJ); ongeveer 11,5 uur gebruik; minstens 70 minuten laden.

Klopt dit? Ter vergelijking: 62 kJ is ongeveer de energie om een liter water 15 °C op te warmen, of de chemische energie in anderhalve gram benzine. Een batterij slaat dus weinig energie op per kilogram, maar levert ze wel meteen als elektrische energie.

Uitgewerkt voorbeeld · 16.10

Rekenen met lading: hoeveel zink kost een ampère-uur?

10/21

Een Daniell-cel levert 5,0 uur lang een stroom van 0,10 A. Hoeveel gram zink lost op, en hoeveel gram koper slaat neer? Hoeveel zink kost dus één ampère-uur?

Gegeven

$I = 0, 10 A$ , $t = 5, 0 h$
lading van één elektron: $e = 1, 602 \cdot 1 0^{- 19} C$ ; $N_{A} = 6, 022 \cdot 1 0^{23} mo l^{- 1}$
$M (Zn) = 65, 38 g/mol$ , $M (Cu) = 63, 55 g/mol$

Gevraagd

$m (Zn)$ , $m (Cu)$ , zink per Ah

Oplossing

1
Lading: $Q = I \cdot t = 0, 10 A \cdot 18000 s = 1800 C$ (of 0,50 Ah).
2
De lading van één mol elektronen heet de constante van Faraday: $F = N_{A} \cdot e = 6, 022 \cdot 1 0^{23} \cdot 1, 602 \cdot 1 0^{- 19} = 96485 C/mol$ .
3
Mol elektronen: $n (e^{-}) = Q / F = 1800/96 485 = 0, 01866 mol$ .
4
Per zinkatoom gaan er twee elektronen: $n (Zn) = 0, 018 66/2 = 0, 00933 mol$ , dus $m = 0, 00933 \cdot 65, 38 = 0, 61 g$ zink. Koper evenveel mol: $0, 00933 \cdot 63, 55 = 0, 59 g$ .
5
Per ampère-uur: $0, 61/0, 50 = 1, 22 g$ zink.

Antwoord

0,61 g zink lost op, 0,59 g koper slaat neer; één ampère-uur kost 1,22 g zink.

Klopt dit? Zo zie je waarom lithium zo gegeerd is: één mol lithium (6,94 g) levert één mol elektronen, dus 1 Ah kost maar 0,26 g lithium, bijna vijf keer minder dan zink, en bij een drie keer hogere spanning. Een mol elektronen is

96 485/3600 = 26, 8 Ah

Uitleg · 16.11

Batterijtypes vergeleken

11/21

Een batterij die je één keer gebruikt, heet een primaire cel; een herlaadbare een secundaire. Bij het herladen duw je met een uitwendige spanning de elektronen terug: de reactie loopt in omgekeerde richting. Dat lukt alleen als de producten op de elektroden blijven zitten in een vorm die terug kan.

type	chemie (min / plus)	nominale spanning per cel	energiedichtheid (Wh/kg)	herlaadbaar	typisch gebruik
alkaline	zink / mangaandioxide, kaliloog	1,5 V	100 – 150 (kleine stroom)	nee	afstandsbediening, klok
NiMH	metaalhydride / nikkeloxidehydroxide	1,2 V	60 – 120	ja, ± 500 – 1000 cycli	oplaadbare AA, fototoestel
lood-zuur	lood / looddioxide, zwavelzuur	2,0 V	30 – 40	ja, ± 300 – 800 cycli	startaccu auto, noodstroom
lithium-ion (NMC)	grafiet / nikkel-mangaan-kobaltoxide	3,6 – 3,7 V	150 – 250	ja, ± 500 – 2000 cycli	smartphone, laptop, elektrische auto
LiFePO4 (LFP)	grafiet / lithiumijzerfosfaat	3,2 V	90 – 180	ja, ± 2000 – 6000 cycli	thuisbatterij, zonnesysteem, bus

Orde van grootte per cel. Een batterijpakket, met behuizing, bekabeling en elektronica, haalt minder. Het aantal cycli hangt sterk af van hoe diep je elke keer ontlaadt, van de stroom en van de temperatuur.

Alkaline: goedkoop, lang houdbaar, maar niet herlaadbaar en zwak bij grote stromen.
NiMH: de herlaadbare AA; 1,2 V in plaats van 1,5 V, maar die spanning blijft lang gelijk.
Lood-zuur: zwaar, maar goedkoop, robuust en goed recycleerbaar (meer dan 95 % van het lood wordt teruggewonnen). Houdt niet van diep ontladen en van lang halfvol staan: dan vormen zich harde loodsulfaatkristallen.
Lithium-ion: de hoogste energiedichtheid; in telefoons, laptops en auto's. De kathode met kobalt en nikkel is duur en kan bij oververhitting zuurstof vrijgeven.
LiFePO4: iets minder energie per kilogram, maar thermisch veel stabieler, met veel meer cycli en zonder kobalt of nikkel. Populair voor vaste opslag.

Waarom geen benzine?

Benzine bevat ongeveer 12 000 Wh chemische energie per kilogram, zo'n vijftig keer meer dan een lithium-ionbatterij. Maar een verbrandingsmotor zet daar maar zo'n 25 à 35 % van om in arbeid, en verbranden is eenrichtingsverkeer. Een elektromotor haalt meer dan 90 % uit de energie van een batterij, en de batterij kan honderden keren opnieuw.

Typische waarden per cel. Hoe hoger, hoe lichter de batterij voor dezelfde energie.

In een AA-batterij zit de pluspool aan de stalen huls en de minpool aan de stroomcollector in het midden.

Verhaal · 16.12

Een batterij met een Nobelprijs

12/21

In de jaren 1970 zocht de Brits-Amerikaanse chemicus Stanley Whittingham, in het labo van een oliebedrijf, naar een batterij voor de tijd na de olie. Hij ontdekte dat lithiumionen tussen de lagen van een titaandisulfide kunnen schuiven, als boeken tussen de planken van een kast. John Goodenough, toen in Oxford, vond in 1980 dat kobaltoxide dat ook kan, en een veel hogere spanning geeft. De Japanse ingenieur Akira Yoshino verving het gevaarlijke lithiummetaal aan de andere kant door koolstof, en in 1991 bracht Sony de eerste lithium-ionbatterij op de markt. In 2019 kregen de drie samen de Nobelprijs voor scheikunde. Goodenough was toen 97, de oudste laureaat ooit.

Zo werkt ze. Aan de minkant zit grafiet: lagen koolstofatomen waartussen lithiumatomen passen. Aan de pluskant zit een metaaloxide (of een fosfaat) met ruimte voor lithiumionen. Ertussen zit een elektrolyt, een lithiumzout opgelost in een organisch oplosmiddel, en een poreuze kunststoffolie, de separator, die de twee kanten gescheiden houdt maar ionen doorlaat.

Ontladen: in het grafiet geeft lithium zijn elektron af (oxidatie). Het elektron gaat door de uitwendige kring, het lithiumion door de elektrolyt naar de kathode. Daar komen ze weer samen (reductie). Voor een LiFePO4-cel: $Li C_{6} ⟶ C_{6} + L i^{+} + e^{-}$ en $FeP O_{4} + L i^{+} + e^{-} ⟶ LiFeP O_{4}$ .
Laden: de lader duwt elektronen en ionen terug naar het grafiet.

Er wordt dus niets opgebruikt: dezelfde lithiumionen schommelen heen en weer. Daarom noemt men dit soms een schommelstoelbatterij. Hoe de spanning van zo'n cel precies volgt uit de gebruikte stoffen, en waarom ze veroudert, zie je in E27.

Tijdens het ontladen: lithiumionen door de elektrolyt naar rechts, elektronen door de lamp.

Uitleg · 16.13

Laden en ontladen

13/21

Tijdens het ontladen daalt de spanning van elke cel. Hoe, hangt af van de chemie: de ontlaadcurve. Een LiFePO4-cel blijft het grootste deel van de tijd rond 3,2 à 3,3 V en zakt pas helemaal op het einde; een alkalinebatterij daalt geleidelijk. Onder een bepaalde eindspanning mag je niet verder: een lithiumcel die te diep ontladen wordt, raakt beschadigd.

Laadtoestand (SoC, state of charge): hoeveel procent van de capaciteit er nog in zit. Bij een loodaccu lees je ze ruwweg af aan de rustspanning (ongeveer 12,7 V vol, 12,2 V halfvol). Bij LiFePO4 is de curve te vlak: daar tel je de lading die in- en uitgaat, met een coulombteller.
Ontlaaddiepte (DoD): welk deel je bij elke cyclus gebruikt. Hoe dieper, hoe minder cycli de batterij meegaat. Een loodaccu houdt het veel langer uit als je hem niet dieper dan 50 % ontlaadt; een LiFePO4-batterij verdraagt 80 % en meer.
Laden: een lithiumcel laad je eerst met een constante stroom tot haar maximumspanning (4,2 V voor NMC, ongeveer 3,6 V voor LiFePO4), en dan met die constante spanning terwijl de stroom daalt. Een loodaccu krijgt na het volladen een lagere druppelspanning om vol te blijven.
Rendement: van de energie die je erin stopt, krijg je er bij lithium ongeveer 95 % terug, bij lood ongeveer 80 %. De rest wordt warmte.
BMS (battery management system): de elektronica in een lithiumbatterij die elke cel bewaakt (spanning, stroom, temperatuur), laden en ontladen stopt buiten de grenzen, en de cellen gelijk houdt.

Koud laden

Lithiumcellen mogen onder 0 °C niet geladen worden: het lithium zet zich dan als metaal af op het grafiet, wat de cel blijvend beschadigt en kortsluiting kan veroorzaken. Ontladen mag wel in de kou, al levert de cel dan minder. Voor een station in een koud klimaat betekent dat: de batterij binnen, in de verwarmde module.

Vereenvoudigd model met typische waarden per cel; echte curven hangen af van stroom, temperatuur en ouderdom.

Code · 16.14

Python: een ontlaadtest doorrekenen

14/21

Hoe meet je de capaciteit van een cel? Ontlaad ze met een constante stroom tot de eindspanning, en tel intussen op hoeveel lading en energie eruit kwam: elke minuut $I \cdot Δ t$ en $U \cdot I \cdot Δ t$ . Zo'n optelling heet coulombtellen. Het programma hieronder doet dat voor een NiMH-cel van 2,0 Ah, met het model van de ontlaadcurve in plaats van een echte meting.

Pythonontlaadtest.py29 regelsDownload

# ontlaadtest.py - een NiMH-cel ontladen met een constante stroom, en tellen wat eruit komtimport math CAPACITEIT = 2.0      # nominale capaciteit (Ah)STROOM = 0.50         # ontlaadstroom (A): een kwart van de capaciteit per uur, 0,25 CEINDSPANNING = 1.00   # hier stopt de test (V)DT = 60               # een meting per minuut (s)  def celspanning(x):    """Model van de spanning van een NiMH-cel; x = ontladen deel van de capaciteit (0 tot 1)."""    return 1.28 - 0.10 * x + 0.10 * math.exp(-x / 0.03) - 0.25 * math.exp((x - 1) / 0.05)  lading = 0.0          # geleverde lading (Ah)energie = 0.0         # geleverde energie (Wh)t = 0                 # tijd (s)while True:    u = celspanning(lading / CAPACITEIT)          # 'meting' van de spanning    if u < EINDSPANNING:        break    lading += STROOM * DT / 3600                  # coulombtellen: I * dt, in Ah    energie += u * STROOM * DT / 3600             # energie: U * I * dt, in Wh    t += DT print(f"duur: {t / 3600:.2f} h")print(f"geleverde lading: {lading:.3f} Ah")print(f"geleverde energie: {energie:.3f} Wh")print(f"gemiddelde spanning: {energie / lading:.3f} V")

Uitvoer (gedraaid bij het bouwen van deze pagina):

duur: 3.95 h
geleverde lading: 1.975 Ah
geleverde energie: 2.419 Wh
gemiddelde spanning: 1.225 V

De cel levert net geen 2,0 Ah: de test stopt bij 1,0 V, iets voor de cel echt leeg is. De gemiddelde spanning, 1,22 V, ligt dicht bij de nominale 1,2 V. Met echte metingen vervang je de functie celspanning door de metingen van een multimeter of een microcontroller. In opdracht 16.12 schrijf je een coulombteller voor een hele dag van de klimaatmodule.

Uitleg · 16.15

Veilig met batterijen

15/21

Een batterij bevat veel energie op een kleine plaats, en die energie kan ook in één keer vrijkomen.

Kortsluiting: verbind je de polen rechtstreeks, dan loopt er een enorme stroom. Een autoaccu levert honderden ampère: een ring of een sleutel over de polen wordt gloeiend heet. Leg nooit gereedschap op een accu, en haal bij werk eerst de minpool los.
Thermal runaway bij lithium-ion: door een beschadiging, een productiefout, overladen of oververhitting ontstaat binnenin een kortsluiting. De cel warmt op; boven ongeveer 130 °C smelt de separator, waardoor de kortsluiting groter wordt; de elektrolyt en de kathode ontbinden en geven nog meer warmte, brandbare en giftige gassen, bij NMC ook zuurstof. De reactie versnelt zichzelf en springt over naar de buurcellen. Water helpt maar door af te koelen; het vuur kan uren later opnieuw oplaaien. LiFePO4 is veel stabieler, maar niet onbrandbaar.
Loodaccu: het accuzuur is zwavelzuur van ongeveer 35 %, bijtend (GHS05). Bij het laden, vooral op het einde, ontstaat waterstofgas en zuurstof: explosief. Laad in een verluchte ruimte, zonder vonken.

Veilig gebruik: laad met de juiste lader, op een onbrandbare ondergrond en niet onbewaakt 's nachts naast je bed; gebruik geen batterij die opgezwollen, gedeukt of warm is; bewaar lithiumbatterijen die je lang niet gebruikt halfvol, koel en droog; tape de polen af van batterijen die je inlevert.

Inleveren, niet weggooien

Batterijen horen niet bij het restafval: ze bevatten metalen die je kan terugwinnen, en een lithiumbatterij kan in een vuilniswagen of een sorteercentrum brand veroorzaken. In België zamelt Bebat ze in, in winkels, op scholen en in het recyclagepark.

Bijtend accuzuur, ontvlambaar waterstofgas of elektrolyt, en de doorgekruiste container: inleveren.

Een opgezwollen lithiumcel: niet meer laden, niet doorprikken, apart en op een onbrandbare plaats inleveren.

Uitleg · 16.16

Corrosie: een batterij die je niet wil

16/21

IJzer roest alleen als er water én zuurstof is: in droge lucht of in zuurstofvrij water nauwelijks. Roesten is een redoxreactie die werkt als een kleine galvanische cel. Onder een waterdruppel wordt het ijzer in het midden, waar weinig zuurstof komt, de anode: $Fe \to F e^{2 +} + 2 e^{-}$ . De elektronen lopen door het metaal naar de rand van de druppel, waar veel zuurstof is: de kathode, met $O_{2} + 2 H_{2} O + 4 e^{-} ⟶ 4 O H^{-}$ . Waar de ijzer- en hydroxide-ionen elkaar ontmoeten, vormt zich ijzerhydroxide dat verder oxideert tot roest ( $F e_{2} O_{3} \cdot x H_{2} O$ ). Zout water geleidt beter en maakt roesten veel sneller: denk aan autos die met strooizout in aanraking komen, of aan de kust.

Contactcorrosie. Raken twee verschillende metalen elkaar in een natte omgeving, dan vormen ze een cel: het onedelste wordt de anode en lost op. Een roestvaststalen schroef in een aluminium profiel laat het aluminium rond de schroef wegvreten. Daarom zitten de RVS-schroeven van het kasframe met kunststof ringen in het aluminium (F10): geen contact, geen cel.

Beschermen kan op drie manieren:

Afschermen: verf, kunststof of olie houdt water en zuurstof weg. Een kras en het roest begint.
Verzinken: staal in een bad van gesmolten zink dompelen, zodat er een laag van enkele tientallen micrometer zink op komt. Zink schermt af, maar beschermt ook bij een kras: zink is onedeler dan ijzer en offert zichzelf op. Het zink oxideert, het ijzer blijft gespaard.
Opofferingsanode: een blok zink of magnesium, elektrisch verbonden met het staal, oxideert in zijn plaats (kathodische bescherming). Zo worden scheepsrompen, havenpalen, ondergrondse leidingen en de binnenkant van boilers beschermd. Het blok moet je af en toe vervangen.

Roestvast staal bevat minstens 10,5 % chroom, dat een dun, zelfherstellend laagje chroomoxide vormt; aluminium beschermt zichzelf met een oxidelaagje (F10).

Een laagje van een edeler metaal is altijd beter

Conservenblik is staal met een laagje tin. Tin is edeler dan ijzer. Zolang het laagje heel is, beschermt het. Maar bij een kras wordt het ijzer de anode van een cel met het tin: het roest dan sneller dan zonder laagje. Bij verzinkt staal is het net omgekeerd.

Het ijzer lost op in het midden van de druppel; de roest vormt zich in een ring waar de ionen elkaar ontmoeten.

Het magnesium geeft de elektronen; op het staal gebeurt alleen de reductie van zuurstof.

Uitgewerkt voorbeeld · 16.17

Een magnesiumanode in een boiler

17/21

In een elektrische boiler van 80 L zit een magnesiumstaaf als opofferingsanode. Gemiddeld loopt er een beschermstroom van 10 mA. Hoeveel magnesium verdwijnt er per jaar? De staaf weegt 450 g; hij moet vervangen worden als er nog een derde over is. Na hoeveel jaar?

Gegeven

$I = 0, 010 A$ , $t = 1$ jaar $= 365, 25 \cdot 24 \cdot 3600 s$
$Mg \to M g^{2 +} + 2 e^{-}$ ; $M (Mg) = 24, 31 g/mol$ ; $F = 96485 C/mol$

Gevraagd

$m (Mg)$ per jaar; levensduur

Oplossing

1
Lading in een jaar: $Q = 0, 010 \cdot 3, 156 \cdot 1 0^{7} = 3, 16 \cdot 1 0^{5} C$ .
2
Mol elektronen: $3, 16 \cdot 1 0^{5} /96 485 = 3, 27 mol$ ; mol magnesium: $3, 27/2 = 1, 64 mol$ .
3
Massa: $1, 64 \cdot 24, 31 = 40 g$ per jaar.
4
Er mag $\frac{2}{3} \cdot 450 = 300 g$ verdwijnen: $300/40 = 7, 5$ jaar.

Antwoord

Ongeveer 40 g magnesium per jaar; na zo'n 7 à 8 jaar moet de staaf vervangen worden.

Klopt dit? Dat is een ideale berekening: in werkelijkheid corrodeert magnesium ook gedeeltelijk 'voor niets', en kalkrijk of zacht water verandert de stroom. Fabrikanten raden daarom aan de anode om de paar jaar na te kijken. Met zink in plaats van magnesium zou het per jaar 107 g zijn: zink is zwaarder per mol elektronen.

Uitgewerkt voorbeeld · 16.18

Habitat: loodaccu of LiFePO4 voor de klimaatmodule?

18/21

De klimaatmodule heeft 's nachts en op donkere dagen 1,2 kWh bruikbare energie nodig (hoofdstuk 9). Vergelijk een loodaccu (AGM, 12 V) en een LiFePO4-batterij (12,8 V) op nominale capaciteit, massa, laadverliezen en levensduur. Neem één cyclus per dag. Rekenwaarden: lood 50 % ontlaaddiepte, 35 Wh/kg, 80 % rendement, 500 cycli; LiFePO4 80 % ontlaaddiepte, 110 Wh/kg (pakket), 95 % rendement, 3000 cycli.

De batterij van de klimaatmodule: binnen, boven 0 °C, met zekering en BMS.

Gegeven

$E_{bruikbaar} = 1, 2 kWh$
lood: DoD 50 %, 35 Wh/kg, η = 80 %, 500 cycli; LiFePO4: DoD 80 %, 110 Wh/kg, η = 95 %, 3000 cycli

Gevraagd

nominale energie en capaciteit
massa
energie om elke dag te laden
levensduur

Oplossing

1
Nominaal nodig: lood $1, 2/0, 50 = 2, 4 kWh$ , dus $2400 Wh /12 V = 200 Ah$ . LiFePO4: $1, 2/0, 80 = 1, 5 kWh$ , dus $1500/12, 8 = 117 Ah$ : kies 120 Ah (1,54 kWh).
2
Massa: lood $2400/35 = 69 kg$ ; LiFePO4 $1536/110 = 14 kg$ .
3
Laden: om 1,2 kWh terug te krijgen, moet je er bij lood $1, 2/0, 80 = 1, 50 kWh$ in stoppen, bij LiFePO4 $1, 2/0, 95 = 1, 26 kWh$ . Elke dag 0,24 kWh meer zonne-energie voor lood.
4
Levensduur bij een cyclus per dag: lood $500/365 = 1, 4$ jaar; LiFePO4 $3000/365 = 8, 2$ jaar.
5
Temperatuur: LiFePO4 mag niet onder 0 °C geladen worden: de batterij komt binnen, in de verwarmde module. Een BMS beschermt de cellen. Lood verdraagt kou beter bij het laden, maar levert in de kou minder.

Antwoord

Habitat kiest LiFePO4, 12,8 V en 120 Ah (1,54 kWh nominaal, ongeveer 1,2 kWh bruikbaar): vijf keer lichter dan een loodaccu met dezelfde bruikbare energie, 16 % minder laadverlies, en ongeveer zes keer zo lang bruikbaar. De aankoop is duurder, maar per geleverde kWh over de levensduur meestal goedkoper.

Klopt dit? De batterijkar van hoofdstuk 6 en 8 woog met batterijen 80 kg: ongeveer wat een loodaccu van 2,4 kWh met een kar erbij weegt. Met LiFePO4 draag je de batterij onder de arm naar binnen. Of 1,2 kWh genoeg is voor meerdere donkere dagen na elkaar, beslis je in hoofdstuk 20: dan kan de capaciteit nog groeien, maar het type ligt vast.

Code · 16.19

C++: de laadtoestand bijhouden

19/21

Omdat de spanning van LiFePO4 zo vlak loopt, schat de microcontroller de laadtoestand door lading te tellen, net als de ontlaadtest. Een stroomsensor (hier een ACS712 voor ±20 A) geeft 2,50 V bij 0 A en 0,100 V per ampère. Dat bereik volstaat zolang de laadregelaar hoogstens 20 A levert, zoals hier; met de grotere zonnepanelen van hoofdstuk 20 loopt de laadstroom op een heldere middag op tot ±74 A, en in hoofdstuk 30 neemt een shunt met een INA226 het meten over. Een spanningsdeler (F20, hoofdstuk 22) brengt de batterijspanning onder 5 V. Elke seconde trekt de code $I \cdot Δ t$ af van de lading. Omdat elke meting een kleine fout heeft, loopt zo'n teller weg: daarom zet de code de laadtoestand terug op 100 % zodra de batterij echt vol is (hoge spanning, bijna geen laadstroom meer).

C++ (Arduino)laadtoestand.ino46 regelsDownload

// Laadtoestand (SoC) van de LiFePO4-batterij van de klimaatmodule schatten door lading te tellen (Arduino Mega 2560)// Stroomsensor ACS712-20A op A4: 2,50 V bij 0 A, 0,100 V per ampere (positief = ontladen).// Spanningsdeler 100 kOhm / 33 kOhm op A3 voor de batterijspanning (tot 20 V). Bord: Arduino Mega 2560.const float CAPACITEIT_AH = 120.0;const float NUL_V = 2.50;const float V_PER_A = 0.100;const float DELER = (100.0 + 33.0) / 33.0;const unsigned long DT_MS = 1000;         // elke seconde float soc = 100.0;                        // laadtoestand in procent (start: vol)unsigned long vorige = 0; float spanningOp(int pin) {  long som = 0;  for (int i = 0; i < 16; i++) {          // 16 metingen middelen tegen ruis    som += analogRead(pin);  }  return som / 16.0 * 5.0 / 1023.0;} void setup() {  Serial.begin(9600);} void loop() {  if (millis() - vorige >= DT_MS) {    vorige += DT_MS;    float stroom = (spanningOp(A4) - NUL_V) / V_PER_A;         // A, positief bij ontladen    float uBat = spanningOp(A3) * DELER;                       // V    float dtUur = (DT_MS / 1000.0) / 3600.0;    soc -= stroom * dtUur / CAPACITEIT_AH * 100.0;             // coulombtellen    if (uBat >= 14.2 && stroom < 0.0 && stroom > -2.0) {       // bijna vol: opnieuw ijken op 100 %      soc = 100.0;    }    soc = constrain(soc, 0.0, 100.0);    Serial.print(uBat, 2);    Serial.print(" V  ");    Serial.print(stroom, 2);    Serial.print(" A  SoC ");    Serial.print(soc, 1);    Serial.println(" %");    if (soc < 20.0) {      Serial.println("Batterij bijna op de ondergrens van 20 %: niet-dringende verbruikers uit");    }  }}

Een stap van de ADC is $5/1023 = 4, 9 mV$ , dus 0,05 A: bij een kleine stroom is de meting grof. Door 16 metingen te middelen en elke dag opnieuw te ijken op 'vol' blijft de fout beperkt. De grens van 20 % komt uit de ontlaaddiepte van 80 %: daaronder schakelt de module wat niet dringend is uit. In het integratieproject (hoofdstuk 40) wordt dit de energiebewaking van de klimaatmodule.

Naslag · 16.20

Overzicht: redox en batterijen

20/21

oxidatie (afgeven) en reductie (opnemen)

Zn \to Z n^{2 +} + 2 e^{-} C u^{2 +} + 2 e^{-} \to Cu

capaciteit en energie

Q = I \cdot t E = U \cdot Q

symbool	betekenis	eenheid
$Q$	lading, capaciteit	Ah (1 Ah = 3600 C)
$E$	energie	Wh (1 Wh = 3600 J)
$U$	nominale spanning	V

lading en mol elektronen

n (e^{-}) = \frac{Q}{F} F = 96485 C/mol = 26, 8 Ah/mol

symbool	betekenis	eenheid
$F$	constante van Faraday	C/mol

bruikbare energie en ontlaaddiepte

E_{nominaal} = \frac{E _{bruikbaar}}{DoD}

symbool	betekenis	eenheid
$DoD$	ontlaaddiepte (als decimaal getal)	–

type	chemie (min / plus)	nominale spanning per cel	energiedichtheid (Wh/kg)	herlaadbaar	typisch gebruik
alkaline	zink / mangaandioxide, kaliloog	1,5 V	100 – 150 (kleine stroom)	nee	afstandsbediening, klok
NiMH	metaalhydride / nikkeloxidehydroxide	1,2 V	60 – 120	ja, ± 500 – 1000 cycli	oplaadbare AA, fototoestel
lood-zuur	lood / looddioxide, zwavelzuur	2,0 V	30 – 40	ja, ± 300 – 800 cycli	startaccu auto, noodstroom
lithium-ion (NMC)	grafiet / nikkel-mangaan-kobaltoxide	3,6 – 3,7 V	150 – 250	ja, ± 500 – 2000 cycli	smartphone, laptop, elektrische auto
LiFePO4 (LFP)	grafiet / lithiumijzerfosfaat	3,2 V	90 – 180	ja, ± 2000 – 6000 cycli	thuisbatterij, zonnesysteem, bus

Habitat: rekenwaarden uit dit hoofdstuk
batterij klimaatmodule	LiFePO4 12,8 V (4 cellen), 120 Ah = 1,54 kWh nominaal; 80 % ontlaaddiepte → 1,2 kWh bruikbaar; ± 14 kg
rendement, levensduur	± 95 % laden en ontladen; ± 3000 cycli bij 80 %: ± 8 jaar
plaats en bewaking	in de verwarmde module (laden alleen tussen 0 en 45 °C), met BMS; laadtoestand met een coulombteller
alternatief lood-zuur	12 V, 200 Ah (2,4 kWh), ± 69 kg, ± 80 %, ± 500 cycli bij 50 %
kasframe	aluminium met RVS-schroeven en kunststof ringen: geen contactcorrosie

Het geheel · 16.21

Waar redox en batterijen terugkomen

21/21

Redox is overal: in batterijen en brandstofcellen, in roest, in verbranding, in de fotosynthese en in je cellen, waar suiker stap voor stap zijn elektronen afgeeft. De batterij verbindt chemie (M) met elektriciteit (L) en energie (E): hoeveel lading, bij welke spanning, met welk rendement.

F17 Energie uit zon, wind en water

Energie opslaan: batterij, water omhoog, warmtebuffer.

F19 Spanning, stroom en weerstand

Stroom als bewegende lading en de stroomzin van + naar −.

F21 Elektrisch vermogen en energie

Energie in Wh en kWh, vermogen $P = U \cdot I$ .

F10 Materialen en hun eigenschappen

Roest, de oxidelaag van aluminium, en de kunststof ringen van het kasframe.

I9 Arbeid, energie en vermogen

De voorlopige batterij van 1,2 kWh en het energiebudget.

I14 Reacties en stoichiometrie

De mol: hier per mol elektronen, met de constante van Faraday.

I15 Zuren, basen en pH

Metalen die in zuur oplossen, en het zwavelzuur van de loodaccu.

I20 Zonne-energie dimensioneren

Hoeveel dagen autonomie, en dus hoe groot de batterij definitief wordt.

I29 Microcontrollers programmeren in C++

De coulombteller op de microcontroller met millis().

I38 Duurzaam ontwerpen

Grondstoffen, levensduur en recyclage van batterijen.

E27 Elektrochemie: batterijen, brandstofcellen en elektrolyse

Standaardpotentialen, de wet van Nernst, lithium-ion in detail, elektrolyse en brandstofcellen.

E24 Vermogenselektronica en elektrische machines

De MPPT-lader tussen zonnepaneel en batterij.

HabitatVoor Habitat leggen we vast: de klimaatmodule krijgt een LiFePO4-batterij van 12,8 V en 120 Ah (1,54 kWh nominaal, 1,2 kWh bruikbaar bij 80 % ontlaaddiepte, ongeveer 14 kg), met BMS, in de verwarmde module. De laadtoestand volgt uit een coulombteller. In opdracht 16.13 toets je de keuze aan een koude week; in hoofdstuk 20 bepaal je hoeveel dagen autonomie de module nodig heeft en dus de definitieve capaciteit.

Samenvatting

In het kort

Oxidatie is elektronen afgeven, reductie is elektronen opnemen; ze gebeuren altijd samen in een redoxreactie. De reductor geeft, de oxidator neemt.
Je schrijft een redoxreactie als twee halfreacties met evenveel elektronen; atomen én lading moeten kloppen.
De spanningsreeks rangschikt metalen van onedel (lithium, zink) tot edel (koper, goud). Een metaal reageert met de ionen van een edeler metaal.
In een galvanische cel verlopen oxidatie (anode, minpool) en reductie (kathode, pluspool) gescheiden: elektronen gaan door de draad, ionen door de oplossing en de zoutbrug. De Daniell-cel (zink/koper) geeft 1,10 V.
Capaciteit in Ah (1 Ah = 3600 C), energie $E = U \cdot Q$ in Wh. Eén mol elektronen is $F = 96485$ C = 26,8 Ah.
Batterijtypes verschillen in celspanning (1,2 tot 3,7 V), energiedichtheid (30 tot 250 Wh/kg) en levensduur. Cellen in serie tellen hun spanningen op.
De ontlaaddiepte bepaalt hoeveel van de nominale capaciteit bruikbaar is en hoe lang de batterij meegaat.
Lithiumbatterijen kunnen door thermal runaway in brand vliegen; loodaccu's geven bij laden waterstof. Batterijen lever je in.
Roesten is een kleine galvanische cel. Verf schermt af; zink en magnesium offeren zichzelf op voor staal.
Voor Habitat: LiFePO4, 12,8 V, 120 Ah, binnen in de module.

Begrippen

Wat je nu kent

oxidatie: Het afgeven van elektronen door een deeltje, bv. Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻.
reductie: Het opnemen van elektronen door een deeltje, bv. Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu.
redoxreactie: Reactie waarbij elektronen van de ene stof (de reductor) naar de andere (de oxidator) gaan; oxidatie en reductie gebeuren altijd samen.
halfreactie: De helft van een redoxreactie: alleen de oxidatie of alleen de reductie, met de elektronen erbij geschreven.
spanningsreeks: Rangschikking van metalen (en waterstof) volgens hoe makkelijk ze elektronen afgeven; van onedel naar edel.
galvanische cel: Opstelling waarin een redoxreactie in twee gescheiden helften verloopt, zodat de elektronen door een uitwendige kring moeten.
anode: De elektrode waar oxidatie gebeurt; in een galvanische cel de minpool.
kathode: De elektrode waar reductie gebeurt; in een galvanische cel de pluspool.
zoutbrug: Verbinding met een zoutoplossing tussen de twee helften van een cel; de ionen erin sluiten de kring en houden de oplossingen neutraal.
capaciteit: Hoeveel lading een batterij kan leveren, in ampère-uur (Ah): 1 Ah = 3600 C.
energiedichtheid: Energie per kilogram (Wh/kg) of per liter (Wh/L) die een batterij kan opslaan.
constante van Faraday: De lading van één mol elektronen: $F = 96485 C/mol$ , of 26,8 Ah.
ontlaaddiepte: Welk deel van de capaciteit je bij een cyclus gebruikt (Engels: depth of discharge, DoD).
thermal runaway: Zichzelf versnellende opwarming in een batterij: warmte doet reacties sneller gaan, die nog meer warmte maken, tot brand.
corrosie: Aantasting van een metaal door een redoxreactie met zijn omgeving, zoals roesten van ijzer.
opofferingsanode: Blok van een onedeler metaal (zink, magnesium) dat in plaats van het te beschermen metaal oxideert.

Aan de slag in het werkboek16 opdrachten, van oefenen tot uitdagen