13.4 Batteries and ElectrolysisAdd Lemon or potato clock demonstration.

Separate into two sections 2018.

BatteriesDef: One or more voltaic cells in a single package that generates electric current.  Demo: including 9 V cut­away battery.Primary: Redox reactions not easily reversed – single use.Secondary: Redox reactions are easily reversible ­ rechargeable. 

Dry Cells: AlkalineElectrolyte is a moist paste in dry cell batteries.There is a brass cathode in alkaline batteries.Zinc is powdered = more surface area.Complete reaction:

Zn(s) + H2O(l)  + MnO2(s) à Mn(OH)2(s)  + ZnO(s)

Dry Cells: Ni­CdThis type is rechargeable – “NiCad”.Reversible reaction:Cd(s) + 2H2O(l)  + 2NiO(OH)(s) à 2Ni(OH)2(s)  + Cd(OH)2(s)Cadmium metal makes these somewhat toxic for the environment.

Lead­Acid12V car batteries contain lead and sulfuric acid, so are wet (not dry cells).

Complete reaction:Pb(s) + PbO2(s) + 2 H2SO4(aq)  à 2PbSO4(s)  + 2H2O(l)

LithiumLi has great reduction potential, so it has a relatively high voltage as a power source: 3.0 V.Very light, resulting in a relatively high energy density: amount of energy per unit mass.Either primary or secondary batteries.Long discharge lifespan.

Hydrogen Fuel CellsHydrogen and oxygen explode when they react (demo), but they can be harnessed to make a clean cell that produces no hazardous waste.The first one was made in 1839 – so while there has been much research done into this energy source recently, it is an old invention.They use a protonexchange membraneinstead of anelectrolyte.

Hydrogen Fuel CellsThe oxidation half­reaction:

2H2(g) + 4OH­(aq)  à 4H2O(l)  + 4e­

The reduction half­reaction:O2(g) + 2H2O(l) + 4e­ à 4OH­

(aq) 

The complete reaction:2H2(g) + O2(g) à 2H2O(l) 

CorrosionLoss of metal resulting from redox reactions.Ex: Steel needs oxygen and water to rust – water acts as an electrolyte.The redox reaction is: 4Fe(s) + 3O2(g) à 2 Fe2O3(s)

 

Corrosion PreventionProtect surfaces by:Painting – Ex: cars, hulls of ships.Galvanizing – coating the surface by dipping it in molten zinc!

Zinc is more readily oxidized than iron, but forms an oxide coating that seals the surface below – does not flake off like iron oxide.Chromium and aluminum also do this.  

Steel

Zinc

OxideCoating

Unprotected Steel

RustRust

ElectrolysisDef: The use of electrical energy to bring about a chemical reaction.

Electrolytic Cell: A vat in which electrolysis occurs.

Secondary batteries (rechargeable) use electrolysis to reverse the direction of the reaction.

Your alternator recharges your car’s lead­acid battery.

A Note on PolarityDuring electrolysis, the current runs the opposite direction as a battery, so location of the cathode and anode are reversed.  Reduction still happens at the cathode, though, and oxidation still happens at the anode.Red­Cat­Negative (for electrolysis)

Battery

+­Cathode

(Reduction)Anode(Oxidation)

Electrolysis

Cathode(Reduction)

Anode(Oxidation)

­ +Electron Flow

Electron Flow

Electrolysis of WaterYou learned how fuel cells convert H2 and O2 into water safely and without pollution.A lot of research is being done to find ways of producing hydrogen cheaply.One way is through electrolytic decomposition: using electricity to break water apart into H2 and O2.Demo: Water breaks up!

Element ProductionWater is not the only thing that can be broken up into its component elements by electrolysis.Humphrey Davy was the first human to isolate elemental sodium and potassium using electrolysis.He melted sodium hydroxide, and ran electricity through it.Molten sodium formed on the cathode!  Imagine his surprise.

NaOH eats glass ­ demo.

Down’s CellSodium is now derived through the electrolysis of molten sodium chloride in a Down’s Cell.Chlorine gas is formed at the anode of the cell.Reaction:     2 Na+(l)   +  2 Cl­(l)   à  2 Na(l)  +  Cl2(g)

BrineThe electrolysis of brine (concentrated NaCl(aq)) results in the formation of Cl2(g) and NaOH – both important industrial chemicals.Reaction:     2 NaCl(aq) + 2 H2O(l) à 2 NaOH(aq) + Cl2(g) + H2(g)

AluminumThe Hall­Héroult process converts molten aluminum oxide into aluminum metal and oxygen.Before this process, aluminum was more precious than gold because it required difficult lab conditions to generate.

ElectroplatingA layer of metal can be deposited on a base layer of another metal by this process.The metal to be deposited upon serves as the cathode (where reduction occurs), and a sacrificial metal servesas the anode.As current flows, the anode metal decreases while the cathode grows.Demo.

Homework13.4 Problems.Due: Next Class.