Галванична клетка

Диаграма на галванична клетка от Даниел-Якоби

Галванична клетка- въз основа на взаимодействието на два метала и (или) техните оксиди в електролит, което води до появата на електрически ток в затворена верига. Кръстен на Луиджи Галвани.

Феноменът на възникване на електрически ток при контакт на различни метали е открит от италианския физиолог, професор по медицина в университета в Болоня Луиджи Галвани през 1786 г. Галвани описва контракциите на мускулите на задните крака на прясно разчленена жаба, прикрепена към медни куки, при докосване със стоманен скалпел. Наблюденията са интерпретирани от откривателя като проява на "животински електричество".

Електрохимични генератори (горивни клетки)са елементи, в които химическата енергия се преобразува в електрическа енергия. Окислителят и редуциращият агент се съхраняват извън клетката и се подават непрекъснато и отделно към електродите по време на работа. По време на работа на горивната клетка електродите не се изразходват. Редуциращият агент е водород (H 2), метанол (CH 3 OH), метан (CH 4) в течно или газообразно състояние. Окислителят обикновено е въздушен кислород или чист кислород. В кислородно-водородна горивна клетка с алкален електролит химическата енергия се превръща в електрическа. Електроцентралите се използват на космически кораби, те осигуряват енергия на космическия кораб и астронавтите.

Приложение

• Батерииизползва се в алармена система, фенерчета, часовници, калкулатори, аудио системи, играчки, радиостанции, авто оборудване, дистанционни управления.
• Батериисе използват за стартиране на двигатели на автомобили, възможно е и използването им като временни източници на електроенергия на места, отдалечени от населени места.
• горивни клеткисе използват при производството на електрическа енергия (в електроцентрали), аварийни източници на захранване, автономно захранване, транспорт, бордово захранване, мобилни устройства.

Вижте също

литература

• Ахметов Н.С. Обща и неорганична химия
• Аксенович Л. А. Физика в гимназията: теория. Задачи.

Връзки

Министерство на образованието и науката на Руската федерация

Национален изследователски ядрен университет МИФИ

Балаковски институт по техника и технологии

ГАЛВАНИЧНИ КЛЕТКИ

Насоки

по курс "химия"

всички форми на обучение

Балаково 2014г

Целта на работата: да се проучи принципът на действие на галваничните елементи.

ОСНОВНИ ПОНЯТИЯ

ЕЛЕКТРОХИМИЧНИ ПРОЦЕСИ НА ИНТЕРФЕЙСА

В възлите на кристалните решетки на металите са йони на атоми. Когато металът е потопен в разтвор, започва сложно взаимодействие на повърхностните метални йони с полярните молекули на разтворителя. В резултат на това металът се окислява и неговите хидратирани (солватирани) йони отиват в разтвор, оставяйки електрони в метала:

Me + m H 2 O Me (H 2 O) +не-

Металът е отрицателно зареден, а разтворът е положителен. Между тези, които са преминали, има електростатично привличане течност от хидратирани катиони и металната повърхност и на интерфейса метал-разтвор се образува двоен електрически слой, характеризиращ се с определена потенциална разлика - електроден потенциал.

Ориз. 1 Двоен електрически слой на интерфейса метал-разтвор

Заедно с тази реакция протича и обратната реакция - редукция на металните йони до атоми.

аз (H2O) +не
Me + m H 2 O -

При определена стойност на електродния потенциал се установява равновесие:

Me + m H 2 O
аз (H2O) +не-

За простота водата не е включена в уравнението на реакцията:

аз
аз 2+ +не-

Потенциалът, установен при условията на равновесие на електродната реакция, се нарича равновесен електроден потенциал.

ГАЛВАНИЧНИ КЛЕТКИ

Галванични клетки- химически източници на електрическа енергия. Те са системи, състоящи се от два електрода (проводници от тип I), потопени в електролитни разтвори (проводници от тип II).

Електрическата енергия в галваничните елементи се получава благодарение на окислително-редукционния процес, при условие че реакцията на окисление се извършва отделно на единия електрод, а реакцията на редукция на другия. Например, когато цинкът е потопен в разтвор на меден сулфат, цинкът се окислява и медта се редуцира.

Zn + CuSO 4 \u003d Cu + ZnSO 4

Zn 0 + Cu 2+ \u003d Cu 0 + Zn 2+

Възможно е тази реакция да се проведе по такъв начин, че процесите на окисление и редукция да бъдат пространствено разделени; тогава прехвърлянето на електрони от редуктора към окислителя няма да се случи директно, а чрез електрическа верига. На фиг. 2 показва диаграма на галванична клетка на Даниел-Якоби, електродите са потопени в солеви разтвори и са в състояние на електрическо равновесие с разтворите. Цинкът, като по-активен метал, изпраща повече йони в разтвора от медта, в резултат на което цинковият електрод, поради оставащите върху него електрони, се зарежда по-отрицателно от медния. Разтворите са разделени от преграда, която е пропусклива само за йони в електрическо поле. Ако електродите са свързани помежду си с проводник (медна жица), тогава електроните от цинковия електрод, където има повече от тях, ще преминат през външната верига към медната. Има непрекъснат поток от електрони - електричество. В резултат на заминаването на електрони от цинковия електрод, Zn цинкът започва да преминава в разтвор под формата на йони, компенсирайки загубата на електрони и по този начин се стреми да възстанови равновесието.

Електродът, при който настъпва окисляване, се нарича анод. Електродът, където се извършва редукцията, се нарича катод.

Анод (-) Катод (+)

Ориз. 2. Схема на галванична клетка

По време на работа на медно-цинков елемент протичат следните процеси:

1) аноден - процесът на окисление на цинк Zn 0 - 2e → Zn 2+;

2) катодна - процесът на редукция на медни йони Cu 2+ + 2e→Cu 0;

3) движението на електроните по външната верига;

4) движение на йони в разтвор.

В лявото стъкло има липса на SO 4 2- аниони, а в дясното стъкло има излишък. Следователно във вътрешната верига на работещ галваничен елемент има движение на йони SO 4 2- от дясното стъкло към лявото стъкло през мембраната.

Обобщавайки електродните реакции, получаваме:

Zn + Cu 2+ = Cu + Zn 2+

Върху електродите протичат следните реакции:

Zn+SO 4 2- →Zn 2+ +SO 4 2- + 2e (анод)

Cu 2+ + 2e + SO 4 2- → Cu + SO 4 2- (катод)

Zn + CuSO 4 → Cu + ZnSO 4 (обща реакция)

Схема на галваничен елемент: (-) Zn/ZnSO 4 | |CuSO 4 /Cu(+)

или в йонна форма: (-) Zn/Zn 2+ | | Cu 2+ /Cu (+), където вертикалната линия показва границата между метала и разтвора, а две линии - границата между две течни фази - пореста преграда (или свързваща тръба, пълна с разтвор на електролит).

Максимална електрическа работа (W) по време на трансформацията на един мол вещество:

W=nF E, (1)

където ∆E е електродвижещата сила на галваничния елемент;

F е числото на Фарадей, равно на 96500 C;

n е зарядът на металния йон.

Електродвижещата сила на галваничния елемент може да се изчисли като потенциалната разлика между електродите, които съставляват галваничния елемент:

EMF \u003d E оксид. - E възстановяване \u003d E k - E a,

където EMF е електродвижещата сила;

Е окислява. е електродният потенциал на по-малко активния метал;

E restore - електродният потенциал на по-активния метал.

СТАНДАРТНИ ЕЛЕКТРОДНИ ПОТЕНЦИАЛИ НА МЕТАЛИТЕ

Невъзможно е директно да се определят абсолютните стойности на електродните потенциали на металите, но е възможно да се определи разликата в електродните потенциали. За да направите това, намерете потенциалната разлика между измервания електрод и електрода, чийто потенциал е известен. Най-често използваният референтен електрод е водороден електрод. Следователно се измерва ЕМП на галванична клетка, съставена от изследвания и стандартен водороден електрод, чийто електроден потенциал се приема за равен на нула. Схемите на галванични елементи за измерване на потенциала на метал са както следва:

H2, Pt|H + || Me n + |Me

Тъй като потенциалът на водородния електрод условно е равен на нула, тогава EMF на измервания елемент ще бъде равен на електродния потенциал на метала.

Стандартният електроден потенциал на металанаречен неговия електроден потенциал, който възниква, когато металът е потопен в разтвор на собствен йон с концентрация (или активност), равна на 1 mol / l, при стандартни условия, измерени в сравнение със стандартен водороден електрод, чийто потенциал при 25 0 С условно се приема за равно на нула. Подреждайки металите в редица с увеличаване на техните стандартни електродни потенциали (E°), получаваме така наречения ред на напрежение.

Колкото по-отрицателен е потенциалът на системата Me/Me n+, толкова по-активен е металът.

Електродният потенциал на метал, потопен в разтвор на собствена сол при стайна температура, зависи от концентрацията на подобни йони и се определя по формулата на Нернст:

, (2)

където E 0 е нормалният (стандартен) потенциал, V;

R е универсалната газова константа, равна на 8,31 J (mol.K);

F е числото на Фарадей;

T - абсолютна температура, K;

C е концентрацията на метални йони в разтвора, mol/l.

Замествайки стойностите на R, F, стандартната температура T = 298 0 K и коефициента на преобразуване от естествени логаритми (2.303) към десетични, получаваме формула, удобна за използване:

(3)

КОНЦЕНТРАЦИОННИ ГАЛВАНИЧНИ ЕЛЕМЕНТИ

Галваничните елементи могат да бъдат съставени от два напълно идентични електрода, потопени в разтвори на същия електролит, но с различни концентрации. Такива елементи се наричат ​​концентрация, например:

(-) Ag | AgNO 3 || AgNO3 | Ag(+)

В концентрационните вериги за двата електрода стойностите на n и E 0 са еднакви, следователно, за да се изчисли ЕМП на такъв елемент, може да се използва

, (4)

където C 1 е концентрацията на електролита в по-разреден разтвор;

C 2 - концентрация на електролит в по-концентриран разтвор

ПОЛЯРИЗАЦИЯ НА ЕЛЕКТРОДА

Равновесните потенциали на електродите могат да бъдат определени при липса на ток във веригата. Поляризация- промяна в потенциала на електрода по време на преминаване на електрически ток.

E = E i - E p , (5)

където Е - поляризация;

E i - електроден потенциал при преминаване на електрически ток;

E p - равновесен потенциал. Поляризацията може да бъде катодна E K (при катода) и анодна E A (при анода).

Поляризацията може да бъде: 1) електрохимична; 2) химически.

ИЗИСКВАНИЯ ЗА БЕЗОПАСНОСТ

1. Експериментите с неприятно миришещи и токсични вещества трябва да се извършват в камина.

2. Когато разпознавате отделения газ по миризма, насочете струята с движения на ръката от съда към вас.

3. При извършване на експеримента е необходимо да се гарантира, че реагентите не попаднат върху лицето, дрехите и близкия другар.

4. Когато нагрявате течности, особено киселини и основи, дръжте тръбата с отвора далеч от вас.

5. Когато разреждате сярна киселина, не добавяйте вода към киселината, изсипете киселината внимателно, на малки порции в студена вода, като разбърквате разтвора.

6. След приключване на работата измийте добре ръцете си.

7. Отпадъчните разтвори на киселини и основи се препоръчва да се отцеждат в специално приготвени съдове.

8. Всички бутилки с реактиви трябва да бъдат запушени с подходящи запушалки.

9. Останалите след работа реактиви не трябва да се изсипват или наливат в бутилки с реактиви (за да се избегне замърсяване).

Работна поръчка

Упражнение 1

ПРОУЧВАНЕ НА АКТИВНОСТТА НА МЕТАЛИТЕ

Инструменти и реактиви: цинк, гранулиран; меден сулфат CuSO4, 0,1 N разтвор; епруветки.

Потопете парче гранулиран цинк в 0,1 N разтвор на меден сулфат. Оставете го да стои неподвижно в статива и гледайте какво се случва. Напишете уравнение за реакцията. Направете извод кой метал може да се вземе като анод и кой като катод за следващия опит.

Задача 2

ГАЛВАНИЧНА КЛЕТКА

Инструменти и реактиви: Zn, Cu -метали; цинков сулфат, ZnSO4, 1 М разтвор; меден сулфат CuSO4, 1 М разтвор; калиев хлорид KCl, концентриран разтвор; галванометър; очила; U-образна тръба, памук.

Изсипете до ¾ обем 1 М разтвор на метална сол, който е анодът, в едното стъкло и същия обем 1 М солев разтвор на метала, който е катод, в другото. Напълнете U-образната тръба с концентриран разтвор на KCl. Затворете краищата на тръбата с плътни парчета памучна вата и ги спуснете в двете чаши, така че да бъдат потопени в приготвените разтвори. В едната чаша спуснете метално-анодната плоча, в другата - метално-катодната плоча; монтирайте галваничната клетка с галванометър. Затворете веригата и маркирайте посоката на тока върху галванометъра.

Направете диаграма на галванична клетка.

Напишете електронните уравнения за реакциите, протичащи на анода и катода на дадена галванична клетка. Изчислете ЕДС.

Задача 3

ОПРЕДЕЛЯНЕ НА АНОДА ОТ ОПРЕДЕЛЕНИЯ КОМПЛЕКТ ПЛОЧИ

Инструменти и реактиви: Zn, Cu, Fe, Al - метали; цинков сулфат, ZnSO4, 1 М разтвор; меден сулфат CuSO4, 1 М разтвор; алуминиев сулфат Al 2 (SO 4) 3 1 М разтвор; железен сулфат FeSO4, 1 М разтвор; калиев хлорид KCl, концентриран разтвор; очила; U-образна тръба, памук.

Съставете галванични двойки:

Zn/ZnSO 4 ||FeSO 4 /Fe

Zn/ZnSO 4 || CuSO4 / Cu

Al/Al 2 (SO 4) 3 || ZnSO4/Zn

От посочения набор от плочи и разтвори на соли на тези метали, съберете галванична клетка, в която цинкът ще бъде катод (задача 2).

Съставете електронните уравнения за реакциите, протичащи на анода и катода на сглобената галванична клетка.

Напишете редокс реакцията, която е в основата на работата на тази галванична клетка. Изчислете ЕДС.

ДИЗАЙН НА ОТЧЕТ

Лабораторният дневник се попълва по време на лабораторните занятия по време на изпълнение на работата и съдържа:

дата на завършване на работата;

наименованието на лабораторната работа и нейния номер;

наименованието на експеримента и целта на провеждането му;

наблюдения, реакционни уравнения, схема на инструмента;

контролни въпроси и задачи по темата.

КОНТРОЛНИ ЗАДАЧИ

1. Кои от следните реакции са възможни? Напишете реакционните уравнения в молекулярна форма, съставете електронни уравнения за тях:

Zn(NO 3) 2 + Cu →

Zn(NO 3) 2 + Mg →

2. Направете диаграма на галванични елементи, за да определите нормалните електродни потенциали Al/Al 3+ ,Cu/Cu 2+ в двойка с нормален водороден електрод.

3. Изчислете ЕМП на галваничен елемент

Zn/ZnSO4 (1M)| |CuSO 4 (2M)

Какви химични процеси протичат по време на действието на този елемент?

4. Химически чистият цинк почти не реагира със солна киселина. Когато оловен нитрат се добави към киселина, се получава частично отделяне на водород. Обяснете тези явления. Напишете уравнения за реакциите, които протичат.

5. Медта е в контакт с никел и е потопена в разреден разтвор на сярна киселина, какъв процес протича при анода?

6. Начертайте диаграма на галванична клетка, която се основава на реакцията, протичаща според уравнението: Ni + Pb (NO 3) 2 \u003d Ni (NO 3) 2 + Pb

7. Мангановият електрод в неговия солев разтвор има потенциал 1,2313 V. Изчислете концентрацията на Mn 2+ йони в mol / l.

Време, отредено за лабораторна работа

литература

Основен

1. Глинка. НА. Обща химия: учеб. надбавка за университети. - М.: Интеграл - Прес, 2005. - 728 с.

2. Коржуков Н. Г. Обща и неорганична химия. – М.: МИСИС;

ИНФРА-М, 2004. - 512 с.

Допълнителен

3. Фролов В.В. Химия: учебник. надбавка за университети. - М .: По-високо. училище, 2002 г. -

4. Коровин Н.В. Обща химия: учебник за тех. посока и специални университети. - М .: По-високо. училище, 2002.–559с.: ил.

4. Ахматов Н.С. Обща и неорганична химия: учебник за университети. - 4-то изд., коригирано. - М .: Vyssh. училище, 2002. -743 с.

5. Глинка Н.А. Задачи и упражнения по обща химия. - М.: Интеграл-Прес, 2001. - 240 с.

6. Metelsky A. V. Химия във въпроси и отговори: справочник. – Минск: Бел.Ен., 2003. – 544 с.

галванични клетки

Насоки

за лабораторна работа

по курс "химия"

за студенти от технически направления и специалности,

"Обща и неорганична химия"

за студенти от направление "Химична технология"

всички форми на обучение

Съставител: Синицина Ирина Николаевна

Тимошина Нина Михайловна

Галваничната клетка е химичен източник на електрически ток, базиран на взаимодействието на два метала и/или техните оксиди в електролит, кръстен на италианския учен Луиджи Галвани.

По-късно ученият сглобява батерия от медно-цинкови клетки, която по-късно е наречена Волтаев стълб (виж фигурата). Състои се от няколко десетки цинкови и медни чаши, сгънати по двойки и разделени от плат, напоен с киселина. Това изобретение впоследствие е използвано от други учени в техните изследвания. Така, например, през 1802 г. руският академик В. В. Петров проектира гигантска батерия от 2100 клетки, която създава напрежение от около 2500 волта и се използва за производство на мощна електрическа дъга, която създава толкова висока температура, че може да стопи метали.

Има галванични елементи и други дизайни. Помислете за друга медно-цинкова галванична клетка, но захранвана от енергия химическа реакциямежду разтвор на цинк и меден сулфат (елемент на Якоби-Даниел). Този елемент се състои от медна плоча, потопена в разтвор на меден сулфат и цинкова плоча, потопена в разтвор на цинков сулфат (виж фигурата). И двата разтвора са в контакт един с друг, но за да се предотврати смесването, те са разделени от мембранна преграда, изработена от порест материал.

Друг вид галванични клетки са така наречените "сухи" манганово-цинкови клетки Leclanche (виж фигурата). Вместо течен електролит, такава клетка използва гелообразна паста от амоняк и нишесте. За да може влагата да се изпари възможно най-малко, горната част на такъв елемент се запълва с восък или смола с малък отвор за излизане на газове. Обикновено елементите на Leclanchet се изработват в цилиндрични чаши, които едновременно служат като отрицателен електрод и съд.
Всички химически източници на ток (галванични елементи и батерии от тях) са разделени на две групи - първични (за еднократна употреба) и вторични (многократни или обратими). В първичните източници на ток (разговорно батерии) химичните процеси протичат необратимо, така че зарядът им не може да бъде възстановен. Батериите са класифицирани като вторични химически източници на ток, зарядът им може да бъде възстановен. За широко използвани батерии цикълът на зареждане-разреждане може да се повтори около 1000 пъти.

Батериите имат различно напрежение и капацитет. Например традиционните алкални батерии имат номинално напрежение от около 1,5 V, а по-модерните литиеви батерии имат номинално напрежение около 3 V. Електрическият капацитет зависи от много фактори: броя на клетките в батерията, нивото на зареждане, температурата на околната среда, тока на прекъсване (при който устройството не работи дори при наличния заряд). Например батерия, която вече не работи във фотоапарат, често продължава да работи в часовници или дистанционно управление.
Количеството електричество (заряд) в батериите се измерва в ампер-часове. Например, ако батерията има заряд от 1 ампер-час и електрическото устройство, което захранва, изисква 200 mA, тогава животът на батерията се изчислява по следния начин: 1 Ah / 0,2 A = 5 часа.
Благодарение на технологичния прогрес разнообразието от миниатюрни устройства, захранвани с батерии, се увеличи. За много от тях бяха необходими по-мощни батерии, като същевременно бяха доста компактни. Литиевите батерии са отговорът на тази нужда: дълъг срок на годност, висока надеждност и отлична производителност в широк температурен диапазон. Към днешна дата най-модерните са литиево-йонните източници на енергия. Потенциалът на тази технология все още не е напълно разкрит, но непосредствените перспективи са свързани с тях.

Особено ценни в технологиите са никел-кадмиевите батерии, изобретени през далечната 1899 г. от шведския учен В. Юнгнер. Но едва до средата на 20-ти век инженерите измислят почти модерна схема за такива запечатани батерии. Благодарение на своята компактност и автономност акумулаторните батерии се използват в автомобили, влакове, компютри, телефони, фотоапарати, видеокамери, калкулатори и др.
Основните характеристики на батерията са нейният капацитет и максимален ток. Капацитетът на батерията в ампер-часове е равен на произведението на ограничителния ток и продължителността на разреждането. Например, ако батерията може да подава ток от 80 mA за 10 часа, тогава капацитетът е: 80 mA 10 h = 800 mAh (или, в международен план, 800 mAh, вижте фигурата).

Кузнецова Алла Викторовна (Самара)

1. Галванична клетка

Галваничната клетка е химичен източник на електрически ток, наречен на името на Луиджи Галвани. Принципът на действие на галваничния елемент се основава на взаимодействието на два метала през електролит, което води до появата на електрически ток в затворена верига. ЕМП на галваничния елемент зависи от материала на електродите и състава на електролита. Това са първични НР, които поради необратимостта на протичащите в тях реакции не могат да се презареждат.

Галваничните елементи са източници на електрическа енергия с едно действие. Реагентите (окислител и редуциращ агент) са пряко част от галваничния елемент и се изразходват по време на неговата работа. Галваничната клетка се характеризира с ЕМП, напрежение, мощност, капацитет и енергия, дадени на външна верига, както и устойчивост и безопасност на околната среда.

ЕМП се определя от естеството на процесите, протичащи в галваничния елемент. Напрежението на галваничната клетка U винаги е по-малко от нейната ЕМП поради поляризацията на електродите и загубите на съпротивление:

U = Ee – I(r1–r2) – ΔE,

където Ee е ЕДС на елемента; I е силата на тока в режима на работа на елемента; r1 и r2 са съпротивлението на проводници от I и II вид вътре в галваничния елемент; ΔЕ е поляризацията на галванична клетка, която се състои от поляризациите на нейните електроди (анод и катод). Поляризацията се увеличава с увеличаване на плътността на тока (i), определена по формулата i = I/S, където S е площта на напречното сечение на електрода и с увеличаване на съпротивлението на системата.

По време на работа на галванична клетка нейната ЕМП и съответно напрежението постепенно намаляват поради намаляване на концентрацията на реагенти и увеличаване на концентрацията на продуктите от редокс процеси върху електродите (припомнете си уравнението на Нернст). Въпреки това, колкото по-бавно намалява напрежението при разреждането на галванична клетка, толкова повече възможности за прилагането му на практика. Капацитетът на клетката е общото количество електричество Q, което галваничният елемент е в състояние да отдели по време на работа (при разреждане). Капацитетът се определя от масата на съхраняваните в галваничния елемент реагенти и степента на тяхното преобразуване. С увеличаване на разрядния ток и понижаване на работната температура на елемента, особено под 0°C, степента на преобразуване на реагентите и капацитетът на елемента намаляват.

Енергията на една галванична клетка е равна на произведението на нейния капацитет и напрежение: ΔН = Q.U. Елементите с висока стойност на ЕМП, ниска маса и висока степен на преобразуване на реагентите имат най-висока енергия.

Постоянството е продължителността на периода на съхранение на елемент, през който характеристиките му остават в рамките на посочените параметри. С повишаване на температурата на съхранение и работа на елемента, неговата устойчивост намалява.

Съставът на галваничния елемент: като правило цинк Zn, литий Li, магнезий Mg служат като редуциращи агенти (аноди) в преносимите галванични елементи; окислители (катоди) са оксиди на манган MnO2, мед CuO, сребро Ag2O, сяра SO2, както и соли CuCl2, PbCl2, FeS и кислород O2.

Най-масовото в света е производството на манганово-цинкови елементи Mn-Zn, широко използвани за захранване на радиооборудване, комуникационни устройства, магнетофони, фенерчета и др. Конструкцията на такава галванична клетка е показана на фигурата.

Реакциите, генериращи ток в този елемент са:

При анода (–): Zn – 2ē → Zn2+ (на практика цинковата обвивка на тялото на клетката постепенно се разтваря);

На катода (+): 2MnO2 + 2NH4+ + 2ē → Mn2O3 + 2NH3 + H2O.

Следните процеси също протичат в електролитното пространство:

При анода Zn2+ + 2NH3 →2+;

На катода Mn2O3 + H2O → или 2.

В молекулярна форма химическата страна на действието на галваничния елемент може да бъде представена чрез общата реакция:

Zn + 2MnO2 + 2NH4Cl → Cl2 + 2.

Схема на галванична клетка:

(–) Zn|Zn(NH3)2]2+|||MnO2 (С) (+).

ЕДС на такава система е E = 1,25 ÷ 1,50V.

Галваничните елементи с подобен състав на реагенти в алкален електролит (KOH) имат по-добри изходни характеристики, но не са приложими в преносими устройства поради опасности за околната среда. Сребърно-цинковите елементи Ag-Zn имат още по-благоприятни характеристики, но са изключително скъпи и поради това не са икономически ефективни. В момента са известни повече от 40 различни вида преносими галванични елементи, които в ежедневието се наричат ​​"сухи батерии".

2. Електрически батерии

Електрическите батерии (вторични HIT) са акумулаторни галванични елементи, които могат да се зареждат с помощта на външен източник на ток (зарядно устройство).

Батериите са устройства, при които под въздействието на външен източник на ток химическата енергия се натрупва (натрупва) в системата (процесът на зареждане на батерията), а след това, когато устройството работи (разрежда се), химическата енергия отново е преобразувани в електрическа енергия. Така при зареждане батерията работи като електролизер, а при разреждане – като галванична клетка.

В опростен вид батерията се състои от два електрода (анод и катод) и йонен проводник между тях - електролит. Реакциите на окисление протичат на анода както по време на разреждане, така и по време на зареждане, а реакциите на редукция протичат на катода.

Доскоро киселинните оловни и алкални никел-кадмиеви и никел-железни батерии остават най-разпространени в Русия, а и в Приднестровието.

Електродите в него са оловни решетки, едната от които е запълнена в порите с прах от оловен оксид IV - PbO2. Електродите са свързани към електролита чрез порест сепаратор. Цялата батерия се поставя в резервоар от ебонит или полипропилен.

По време на работа на такова устройство в него протичат следните електродни процеси:

НО). Разреждане или работа на батерия като източник на електрическа енергия.

При анода: (–) Pb – 2ē → Pb2+;

на катода: (+) PbO2 + 4H+ + 2ē → Pb2+ + 2H2O.

Оловните катиони, образувани върху електродите, взаимодействат с анионите на електролита с отделянето на бяла утайка от оловен сулфат

Pb2+ + SO42– = ↓PbSO4.

Общата генерираща ток реакция на процеса на разреждане на батерията:

Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4↓ + 2H2O,

а веригата на работеща батерия като галванична клетка има формата (-) Pb|PbSO4||PbO2 (+).

Напрежението на клемите на работеща батерия достига стойност от 2,0 ÷ 2,5V. По време на работа на устройството електролитът се изразходва и в системата се натрупва утайка. Когато концентрацията на активни водородни йони [H+] стане критична за реакцията на катода, батерията спира да работи.

Б). Зареждане или възстановяване на химическия потенциал на батерията за последващото й преобразуване в електрическа енергия. За да направите това, батерията е свързана към външен източник на ток по такъв начин, че отрицателен полюс се захранва към терминала "анод", а положителен полюс - към терминала "катод". В този случай под действието на външно напрежение върху електродите възникват обратни процеси, които ги възстановяват в първоначалното им състояние.

Металното олово възстановява повърхността на електрода (–): PbSO4 + 2ē → Pb + SO42;

Полученият оловен оксид IV запълва порите на оловната решетка (+): PbSO4 + 2H2O – 2ē → ↓PbO2 + 4H+ + SO42.

Обща реакция на редукция: 2PbSO4 + 2H2O = Pb + PbO2 + 2H2SO4.

Можете да определите края на процеса на зареждане на батерията по появата на газови мехурчета над нейните терминали („кипене“). Това се дължи на появата на странични процеси на редукция на водородни катиони и окисление на вода с повишаване на напрежението по време на редукция на електролита:

2Н+ + 2ē → Н2; 2Н2О – 4ē → О2 + 2Н2.

Ефективността на батерията достига 80% и работното напрежение запазва стойността си за дълго време.

ЕДС на батерията може да се изчисли с помощта на уравнението:

RT α4(H+) α2(SO42–)

EE = EE0 + –––– ℓn –––––––––––––– (твърди вещества в комп.

2F α2(H2O) се вземат предвид).

Трябва да се отбележи, че концентрирана сярна киселина (ω(H2SO4) > 30%) не може да се използва в батерията, т.к. в същото време неговата електропроводимост намалява и разтворимостта на металното олово се увеличава. Оловните батерии се използват широко в моторни превозни средства от всички видове, в телефони и електроцентрали. Въпреки това, поради високата токсичност на оловото и неговите продукти, оловно-киселинните батерии изискват запечатана опаковка и пълна автоматизация на работните им процеси.

А) При алкалните батерии положителният електрод е направен от никелова решетка, импрегнирана с гелообразен никелов хидроксид II Ni (OH) 2; и отрицателен - от кадмий или желязо. Йонният проводник е 20% разтвор на калиев хидроксид КОН. Общите ток-генериращи и генериращи реакции в такива батерии имат формата:

2NiOOH + Cd + 2H2O ◄====== 2Ni(OH)2 + Cd(OH)2; EE0 = 1,45V.

2NiOOH + Fe + 2H2O ◄====== 2Ni(OH)2 + Fe(OH)2; EE0 = 1,48V.

Предимствата на тези батерии включват дългия им живот (до 10 години) и висока механична якост, а недостатъците са ниската ефективност и работно напрежение. Алкалните батерии се използват за захранване на електрически автомобили, товарачи, минни електрически локомотиви, комуникационно и електронно оборудване и радиостанции. Припомнете си също, че кадмият е силно токсичен метал, който изисква спазване на правилата за безопасност при изхвърляне на използвани устройства.

ЕМП и ток. Трябва да се помни, че елементите със същите характеристики трябва да бъдат свързани към батерията. Работен план Начертайте еквивалентни вериги: Реостатни комутационни вериги Вериги за превключване на потенциометър Схеми на свързване на галванични елементи. Заключение От конструираните вериги и условия всяка верига има своя собствена стойност на ЕМП, която на всяка верига се определя по различни начини. Отговори на...

Развитието на галваничното покритие през XIX - XX век. остава до голяма степен отворена. Изглежда, че може да бъде решен на базата на реконструкцията на процеса на създаване на галванично производство; проследяване на кои области на науката и технологиите, техните конкретни постижения, дължи своето формиране; разглеждане на социално-икономическите предпоставки за възникване и развитие на галванопластика. ...

Токът е по-нисък, отколкото при галваничното покритие; в железни галванопластични вани не надвишава 10–30 A/m2, докато по време на гладене (галванично покритие) плътността на тока достига 2000–4000 A/m2. Покритията с галванично покритие трябва да имат финозърнеста структура и еднаква дебелина в различни области на покритите продукти - издатини и вдлъбнатини. Това изискване е особено важно при галваничното покритие...

Днес галваничните елементи са едни от най-разпространените химически елементи.Въпреки своите недостатъци, те се използват активно в електротехниката и непрекъснато се усъвършенстват.

Принцип на действие

Най-простият пример за работа на галванична клетка изглежда така. Две плочи се потапят в стъклен буркан с воден разтвор на сярна киселина: едната е медна, втората е цинк. Те се превръщат в положителни и отрицателни полюси на елемента. Ако тези полюси са свързани с проводник, ще се получи най-простият.Вътре в елемента токът ще тече от цинковата пластина, която има отрицателен заряд, към медната пластина, която е положително заредена. Във външната верига движението на заредените частици ще се случи в обратна посока.

Под действието на тока водородните йони и киселинният остатък на сярната киселина ще се движат в различни посоки. Водородът ще даде зарядите си на медната плоча, а киселинният остатък - на цинка. Така напрежението ще се поддържа в скобите на елемента. В същото време на повърхността на медната плоча ще се утаят водородни мехурчета, което ще отслаби ефекта на галваничната клетка. Водородът създава, заедно с метала на плочата, допълнително напрежение, което се нарича електродвижеща сила на поляризация. Посоката на заряда на това ЕМП е противоположна на посоката на заряда на ЕМП на галваничната клетка. Самите мехурчета създават допълнително съпротивление в елемента.

Елементът, който разгледахме, е класически пример. В действителност такива галванични елементи просто не се използват поради голямата поляризация. За да се предотврати това, при производството на елементи в състава им се въвежда специално вещество, което абсорбира водородни атоми, което се нарича деполяризатор. По правило това са препарати, съдържащи кислород или хлор.

Предимства и недостатъци на съвременните галванични елементи

Съвременните галванични елементи са изработени от различни материали. Най-често срещаният и познат тип са въглеродно-цинкови клетки, използвани в батериите за пръсти. Техните предимства включват относителна евтиност, недостатъците са кратък срок на годност и ниска мощност.

По-удобен вариант са алкалните галванични елементи. Наричат ​​се още манганово-цинкови. Тук електролитът не е сухо вещество като въглища, а алкален разтвор. При разреждане такива елементи практически не отделят газ, така че да могат да бъдат направени херметични. Срокът на годност на такива елементи е по-висок от въглеродно-цинковите.

Живачните елементи са подобни по конструкция на алкалните елементи. Тук се използва живачен оксид. Такива източници на ток се използват например за медицинско оборудване. Предимствата им са устойчивост на високи температури (до +50, а в някои модели до +70 ˚С), стабилно напрежение, висока механична якост. Недостатъкът е токсичните свойства на живака, поради което отработените елементи трябва да се обработват много внимателно и да се изпращат за рециклиране.

В някои елементи сребърният оксид се използва за направата на катоди, но поради високата цена на метала използването им не е икономически изгодно. По-често се срещат клетки с литиеви аноди. Те също се отличават с висока цена, но имат най-високото напрежение сред всички разглеждани видове галванични елементи.

Друг вид галванични клетки са концентрационните галванични клетки. При тях процесът на движение на частиците може да протича със или без пренос на йони. Първият тип е елемент, в който два еднакви електрода са потопени в различни концентрации, разделени от полупропусклива преграда. В такива елементи ЕМП възниква поради факта, че йоните се прехвърлят в разтвор с по-ниска концентрация. При елементите от втория тип електродите са изработени от различни метали, като концентрацията се изравнява поради химични процеси, които протичат на всеки от електродите. тези елементи са по-високи от елементите от първия тип.