Hayatımızın her alanına giren ve sürekli duyduğumuz kavram piller ve buna bağlı olan bataryalar. Şuana kadar pek çok yazımda bahsettiğim pil teknolojisine bugün daha temel bir açıdan yaklaşacağız. Bugün bu teknolojinin belirli yasalarla ilişkilerini inceleyerek, temel yasaların bu teknolojileri nasıl ilişkilendirildiğini inceleyeceğiz.
Elektrikli araçlarla beraber her geçen gün daha gündeme gelen bu teknolojinin temellerini inceleyelim.
Faraday Yasaları
Elektroliz ve elektrokimyasal reaksiyonların temelini oluşturan bu yasalar pil teknolojisine de temeli olarak anabiliriz. Aslında elektrotlar arasında ki elektrik akımının miktarı, kimyasal reaksiyonun hızı üretilen ürün miktarı arasında ki bağlantıyı bize anlatır. Yani kısaca, elektrokimyasal hücrelerin yani pillerin çalışmasını ve enerji üretimini açıklar.
Faraday’ın İlk Yasası
Bir elektrolit içindeki bir elektrotun üzerinden geçen akım miktarının elektrolit içindeki elektrokimyasal reaksiyon ile doğrudan orantılı olduğundan bahseder. Bu yasa matematiksel olarak ifade etmek istersek:
Q = nF
Bu denklem de “Q” elektrot üzerinden geçen elektrik yükü miktarını ifade eder(Coulomb). “n” ise elektrokimyasal reaksiyonda yer alan maddenin mol sayısının sembolüdür. “F” Faraday sabitini (96485 C/mol) temsil eder. Bu denklem, elektroliz reaksiyonlarında ve pil/bataryalardaki yük transferi miktarını hesaplamak için kullanabiliriz.
Faraday’ın İkinci Yasası
Bir elektrokimyasal reaksiyonda üretilen ürün miktarı, elektrot üzerinden geçen elektrik yükü ve reaksiyonun elektrokimyasal eşitlikleri ilişkilendirir. Bu yasayı matematiksel olarak ifade etmek istersek:
W = nFE
Burada “W” elektrokimyasal reaksiyonda üretilen ürünün iş miktarını (Joule) ifade eder. “n” yine bir önceki yasa da olduğu gibi mol sayısıdır. “F” Faraday sabitini ve “E” hücre potansiyelini temsil eder. Bu denklemi elektrokimyasal hücrelerdeki enerji dönüşümünü ve pil/bataryalardaki enerji üretimini hesaplamak için kullanabiliriz.
Nernst Denklemi
Nernst Denklemi, elektrokimyasal hücrelerdeki elektrot potansiyeli ile elektrolit konsantrasyonu arasındaki ilişkiden bahseder. Bu denklem, elektrokimyasal potansiyelini hesaplamada kullanırız
ve pil veya bataryanın hücre potansiyelini belirleme de yardımcı olur. Nernst Denklemi ifade etme istersek:
Ecell = E°cell – (RT/nF)ln(Q)
Denklemi karşımıza çıkar. Burada, “Ecell” hücre potansiyelini, “E°cell” standart hücre potansiyelini, “R” gaz sabitini (8.314 J/(mol·K)), “T” mutlak sıcaklığı (kelvin), “n” elektron sayısını, “F” Faraday sabitini ve “Q” reaksiyonun tepkimelerden kaynaklanan konsantrasyonlarını temsil eder. Bu denklem, elektrokimyasal hücrelerin potansiyelini ve pil/bataryalardaki hücre potansiyelini hesaplamak için kullanırız.
Termodinamiğin Birinci Yasası (Enerjinin Korunumu Yasası)
Piller/ Bataryalar kimyasal enerjiyi elektrik enerjisine dönüştürerek çalışır. Bu dönüşüm oluşurken enerjinin korunduğunu görürüz. Bununla ilgili bir örnek vermek gerekirse, bir lityum-iyon bataryanın şarj sürecinde, harici bir kaynaktan sağlanan elektrik enerjisi,batarya hücresindeki kimyasal bileşiklerle tepkimeye girerek potansiyel enerji olarak depolanır. Ardından, bataryadan akım çekildiğinde, kimyasal enerji elektrik enerjisine dönüşerek bir cihazı çalıştırır.
Termodinamiğin İkinci Yasası
Bataryalar, enerji dönüşüm süreçlerinde termodinamik olarak verimli olmaya çalışır. Ancak, tam verim elde etmek mümkün değildir. Termodinamiğin ikinci yasası, enerji dönüşümü sırasında ortaya çıkan entropi artışını açıklar. Bataryalar, iç dirençleri sebebi ile enerjinin bir kısmını ısı olarak kaybeder. Bundan dolayı batarya da sıcaklığın yükselmesine ve enerji kaybına neden olur.
Le Chatelier İlkesi
Bu ilke bir sistemde dengede olan kimyasal reaksiyonu etkileyen değişikliklerin yönünü açıklar. Daha farklı bir şekilde anlatmak gerekirse sıcaklık, basınç ve konsantrasyon gibi değişkenlerdeki değişikliklerin, reaksiyon denge koşullarını etkilediğini belirtir.
Pil ve bataryalardaki elektrokimyasal hücrelerde, reaksiyonun denge koşullarını yönlendirmek için Le Chatelier İlkesi dikkate alınır. Buna bağlı olarak bataryada ki elektrokimyasal hücrelerde, Le Chatelier İlkesi reaksiyon denge koşullarını etkiler. Örnek vermek gerekirse bir lityum-iyon bataryanın şarj ve deşarj süreçlerini inceleyebiliriz. Bu sürece baktığımızda lityum iyonları anot ve katot arasında hareket eder. Şarj sürecinde güç kaynağı tarafından uygulanan gerilim, lityum iyonlarının anottan katota doğru göç etmesini sağlar.
Bataryanın şarj sürecini bu ilkeye göre yorumladığımızda: Güç kaynağı tarafından bataryaya uygulanan gerilim, lityum iyonlarının anotun üzerine geri taşınmasını zorlar. Bu, ters reaksiyonun ilerlemesine neden olur:
Anot: LiC₆(s) → Li⁺(aq) + C₆(s) Katot: LiCoO₂(s) + e⁻ → Li⁺(aq) + CoO₂(s)
Le Chatelier İlkesi’ne göre, lityum iyonlarının anottan katota taşınması zorlandığında, sistemin dengeyi korumak için bu değişimi karşılaması gerekir. Bu durumda, lityum iyonları anottan katota geçerken elektrokimyasal reaksiyon ilerler.
Bataryanın deşarj sürecinde ise Le Chatelier İlkesi, tam ters etkiyi gösterir: Bir cihazın çalışması için bataryadan akım çekilir ve lityum iyonları katottan anota doğru hareket eder. Bundan dolayı ileri reaksiyon meydana gelir.
Bu örneklere baktığımızda bataryaların bazı yasaları nasıl takip ettiğini ve reaksiyonların hangi yönde ilerlediğini göstermektedir. Genel bazı prensiplerin anlaşılması bataryaların enerji depolama ve dönüşüm yeteneklerini optimize etmek için önemlidir.
Kaynakça
- https://batteryuniversity.com/
- https://openstax.org/books/chemistry-atoms-first/pages/16-5-batteries-and-fuel-cells
