Celulă galvanică

Diagrama unei celule galvanice de Daniel-Jacobi

Celulă galvanică- pe baza interacțiunii a două metale și (sau) oxizilor acestora într-un electrolit, ducând la apariția unui curent electric într-un circuit închis. Numit după Luigi Galvani.

Fenomenul apariției unui curent electric la contactul cu diferite metale a fost descoperit de fiziologul italian, profesor de medicină la Universitatea din Bologna Luigi Galvani în 1786. Galvani a descris contracțiile mușchilor picioarelor posterioare ale unei broaște proaspăt disecate, atașate de cârlige de cupru, atunci când sunt atinse cu un bisturiu de oțel. Observațiile au fost interpretate de descoperitor ca o manifestare a „electricității animalelor”.

Generatoare electrochimice (pile de combustie) sunt elemente în care energia chimică este transformată în energie electrică. Agentul de oxidare și agentul de reducere sunt stocate în afara celulei și sunt furnizate în mod continuu și separat electrozilor în timpul funcționării. În timpul funcționării celulei de combustie, electrozii nu sunt consumați. Agentul reducător este hidrogenul (H2), metanolul (CH3OH), metanul (CH4) în stare lichidă sau gazoasă. Agentul de oxidare este de obicei oxigenul din aer sau oxigenul pur. Într-o pilă de combustibil oxigen-hidrogen cu un electrolit alcalin, energia chimică este transformată în energie electrică. Centralele electrice sunt folosite pe nave spațiale, ele furnizează energie navelor spațiale și astronauților.

Aplicație

• baterii utilizate în sistemul de alarmă, lanterne, ceasuri, calculatoare, sisteme audio, jucării, radiouri, echipamente auto, telecomenzi.
• baterii sunt folosite pentru pornirea motoarelor mașinilor, fiind și posibilă utilizarea lor ca surse temporare de energie electrică în locuri îndepărtate de așezări.
• celule de combustibil sunt utilizate în producția de energie electrică (la centralele electrice), sursele de energie de urgență, alimentarea autonomă, transportul, alimentarea la bord, dispozitivele mobile.

Vezi si

Literatură

• Akhmetov N.S. Chimie generală și anorganică
• Aksenovich L. A. Fizica în liceu: Teorie. Sarcini.

Legături

Ministerul Educației și Științei al Federației Ruse

Universitatea Națională de Cercetare Nucleară MEPhI

Institutul de Inginerie și Tehnologie Balakovo

CELULELE GALVANICE

Instrucțiuni

la cursul „Chimie”

toate formele de educație

Balakovo 2014

Scopul lucrării: studierea principiului de funcționare a celulelor galvanice.

NOȚIUNI DE BAZĂ

PROCESE ELECTROCHIMICE LA INTERFATA

La nodurile rețelelor cristaline ale metalelor se află ioni ai atomilor. Când un metal este scufundat într-o soluție, începe o interacțiune complexă a ionilor de metal de suprafață cu moleculele de solvent polar. Ca rezultat, metalul este oxidat, iar ionii săi hidratați (solvatați) intră în soluție, lăsând electroni în metal:

Eu + m H 2 O Me (H 2 O) +ne-

Metalul este încărcat negativ, iar soluția este încărcată pozitiv. Există o atracție electrostatică între cei care au trecut în lichid prin cationi hidratați și suprafața metalului și la interfața metal-soluție se formează un strat electric dublu, caracterizat printr-o anumită diferență de potențial - potenţialul electrodului.

Orez. 1 Strat electric dublu la interfața metal-soluție

Odată cu această reacție, are loc și reacția inversă - reducerea ionilor metalici la atomi.

Eu (H2O) +ne
Me + m H 2 O -

La o anumită valoare a potențialului electrodului se stabilește un echilibru:

Me + m H2O
Eu (H2O) +ne-

Pentru simplitate, apa nu este inclusă în ecuația reacției:

Pe mine
eu 2+ +ne-

Potențialul stabilit în condițiile de echilibru al reacției electrodului se numește potențial electrodului de echilibru.

CELULELE GALVANICE

Celulele galvanice- surse chimice de energie electrică. Sunt sisteme formate din doi electrozi (conductori de primul fel) cufundați în soluții de electroliți (conductori de al doilea fel).

Energia electrică în celulele galvanice se obține datorită procesului redox, cu condiția ca reacția de oxidare să se desfășoare separat pe un electrod și reacția de reducere pe celălalt. De exemplu, atunci când zincul este scufundat într-o soluție de sulfat de cupru, zincul este oxidat și cuprul este redus.

Zn + CuSO 4 \u003d Cu + ZnSO 4

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

Este posibil să se efectueze această reacție în așa fel încât procesele de oxidare și reducere să fie separate spațial; atunci transferul de electroni de la agentul reducător la agentul de oxidare nu se va produce direct, ci printr-un circuit electric. Pe fig. 2 prezintă o diagramă a unei celule galvanice Daniel-Jacobi, electrozii sunt scufundați în soluții de sare și sunt în stare de echilibru electric cu soluțiile. Zincul, ca metal mai activ, trimite în soluție mai mulți ioni decât cuprul, drept urmare electrodul de zinc, datorită electronilor care rămân pe el, este încărcat mai negativ decât cel de cupru. Soluțiile sunt separate printr-o partiție care este permeabilă numai la ionii într-un câmp electric. Dacă electrozii sunt legați între ei printr-un conductor (sârmă de cupru), atunci electronii de la electrodul de zinc, acolo unde sunt mai mulți, vor curge prin circuitul extern către cel de cupru. Există un flux continuu de electroni - electricitate. Ca urmare a plecării electronilor din electrodul de zinc, zincul Zn începe să treacă în soluție sub formă de ioni, compensând pierderea de electroni și, prin urmare, căutând să restabilească echilibrul.

Electrodul la care are loc oxidarea se numește anod. Electrodul în care are loc reducerea se numește catod.

Anod (-) Catod (+)

Orez. 2. Schema unei celule galvanice

În timpul funcționării unui element cupru-zinc, au loc următoarele procese:

1) anodic - procesul de oxidare a zincului Zn 0 - 2e → Zn 2+;

2) catodic - procesul de reducere a ionilor de cupru Cu 2+ + 2e→Cu 0;

3) mișcarea electronilor de-a lungul circuitului extern;

4) mișcarea ionilor în soluție.

În paharul din stânga este lipsă de anioni SO 4 2-, iar în paharul din dreapta este un exces. Prin urmare, în circuitul intern al unei celule galvanice de lucru, are loc o mișcare a ionilor de SO 4 2- de la sticla dreaptă la sticla stângă prin membrană.

Însumând reacțiile electrodului, obținem:

Zn + Cu 2+ = Cu + Zn 2+

Pe electrozi au loc următoarele reacții:

Zn+SO 4 2- →Zn 2+ +SO 4 2- + 2e(anod)

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

Zn + CuSO 4 → Cu + ZnSO 4 (reacție totală)

Diagrama unei celule galvanice: (-) Zn/ZnSO 4 | |CuSO 4 /Cu(+)

sau sub formă ionică: (-) Zn/Zn 2+ | | Cu 2+ /Cu (+), unde bara verticală indică interfața dintre metal și soluție și două linii - interfața dintre două faze lichide - o partiție poroasă (sau un tub de legătură umplut cu o soluție de electrolit).

Lucru electric maxim (W) în timpul transformării unui mol dintr-o substanță:

W=nF E, (1)

unde ∆E este forța electromotoare a celulei galvanice;

F este numărul Faraday, egal cu 96500 C;

n este sarcina ionului metalic.

Forța electromotoare a unei celule galvanice poate fi calculată ca diferență de potențial dintre electrozii care alcătuiesc celula galvanică:

EMF \u003d E oxid. - E restaurare \u003d E k - E a,

unde EMF este forța electromotoare;

E oxidat. este potențialul electrodului metalului mai puțin activ;

E restaurare - potențialul electrod al metalului mai activ.

POTENȚIALELE STANDARD DE ELECTROD ALE METALELE

Valorile absolute ale potențialelor electrodului metalelor nu pot fi determinate direct, dar diferența de potențial electrodului poate fi determinată. Pentru a face acest lucru, găsiți diferența de potențial dintre electrodul măsurat și electrod, al cărui potențial este cunoscut. Electrodul de referință cel mai frecvent utilizat este un electrod de hidrogen. Prin urmare, se măsoară EMF al unei celule galvanice, compusă din electrodul de hidrogen investigat și standard, al cărui potențial electrod se presupune a fi zero. Schemele celulelor galvanice pentru măsurarea potențialului unui metal sunt următoarele:

H2, Pt|H + || Eu n + |Eu

Deoarece potențialul electrodului de hidrogen este condiționat egal cu zero, atunci EMF-ul elementului măsurat va fi egal cu potențialul electrodului metalului.

Potențialul electrod standard al metalului numit potențialul său de electrod, care apare atunci când un metal este scufundat într-o soluție de ion propriu cu o concentrație (sau activitate) egală cu 1 mol/l, în condiții standard, măsurată în comparație cu un electrod standard de hidrogen, al cărui potențial la 25 0 C se ia conditionat egal cu zero. Așezând metalele într-un rând pe măsură ce potențialele lor standard ale electrodului (E°) cresc, obținem așa-numita serie de tensiuni.

Cu cât potenţialul sistemului Me/Me n+ este mai negativ, cu atât metalul este mai activ.

Potențialul electrod al unui metal scufundat într-o soluție de sare proprie la temperatura camerei, depinde de concentrația ionilor similari și este determinată de formula Nernst:

, (2)

unde E 0 este potenţialul normal (standard), V;

R este constanta universală a gazului, egală cu 8,31 J (mol.K);

F este numărul Faraday;

T - temperatura absolută, K;

C este concentrația ionilor metalici în soluție, mol/l.

Înlocuind valorile lui R, F, temperatura standard T = 298 0 K și factorul de conversie din logaritmii naturali (2,303) în zecimali, obținem o formulă convenabilă pentru utilizare:

(3)

CONCENTRAȚIE ELEMENTE GALVANICE

Celulele galvanice pot fi compuse din doi electrozi complet identici scufundati in solutii ale aceluiasi electrolit, dar de concentratii diferite. Astfel de elemente se numesc concentrare, de exemplu:

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

În circuitele de concentrare pentru ambii electrozi, valorile lui n și E 0 sunt aceleași, prin urmare, pentru a calcula EMF-ul unui astfel de element, se poate folosi

, (4)

unde C1 este concentrația de electrolit într-o soluție mai diluată;

C 2 - concentrația electrolitului într-o soluție mai concentrată

POLARIZAREA ELECTRODULUI

Potențialele de echilibru ale electrozilor pot fi determinate în absența curentului în circuit. Polarizare- modificarea potențialului electrodului în timpul trecerii unui curent electric.

E = E i - E p , (5)

unde E - polarizare;

E i - potenţialul electrodului în timpul trecerii curentului electric;

E p - potenţial de echilibru. Polarizarea poate fi E K catodică (la catod) și anodă E A (la anod).

Polarizarea poate fi: 1) electrochimică; 2) chimic.

CERINȚE DE SIGURANȚĂ

1. Experimentele cu substanțe toxice și cu miros neplăcut trebuie efectuate într-o hotă.

2. Când recunoașteți gazul degajat după miros, direcționați jetul cu mișcări ale mâinii de la vas spre dvs.

3. La efectuarea experimentului, este necesar să se asigure că reactivii nu ajung pe față, haine și un tovarăș din apropiere.

4. Când încălziți lichide, în special acizi și alcaline, țineți tubul cu orificiul departe de dvs.

5. La diluarea acidului sulfuric, nu se adaugă apă la acid, acidul trebuie turnat cu grijă, în porții mici, în apă rece, amestecând soluția.

6. După terminarea lucrărilor, spălați-vă bine mâinile.

7. Soluțiile reziduale de acizi și alcaline se recomandă să fie scurse în vase special pregătite.

8. Toate sticlele de reactivi trebuie să fie acoperite cu dopuri adecvate.

9. Reactivii lăsați după lucru nu trebuie turnați sau turnați în sticle de reactivi (pentru a evita contaminarea).

Comandă de lucru

Exercitiul 1

STUDIUL ACTIVITĂȚII METALELOR

Instrumente și reactivi: zinc, granular; sulfat de cupru CuS04, soluție 0,1 N; eprubete.

Se scufundă o bucată de zinc granulat într-o soluție 0,1 N de sulfat de cupru. Lăsați-l nemișcat în trepied și urmăriți ce se întâmplă. Scrieți o ecuație pentru reacție. Faceți o concluzie care metal poate fi luat ca anod și care dintre ele ca catod pentru următorul experiment.

Sarcina 2

CELULA GALVANICĂ

Instrumente si reactivi: Zn, Cu -metale; sulfat de zinc, ZnS04, soluție 1 M; sulfat de cupru CuS04, soluție 1 M; clorură de potasiu KCl, soluție concentrată; galvanometru; ochelari; Tub în U, bumbac.

Într-un pahar, turnați până la ¾ volum dintr-o soluție de sare 1 M a metalului care este anodul, iar în celălalt - același volum de soluție de sare 1 M a metalului care este catodul. Umpleți tubul în U cu soluție concentrată de KCl. Închideți capetele tubului cu bucăți dense de vată și coborâți-le în ambele pahare, astfel încât să fie scufundate în soluțiile preparate. Într-un pahar, coboară placa metal-anod, în celălalt, placa metal-catod; se montează celula galvanică cu un galvanometru. Închideți circuitul și marcați direcția curentului pe galvanometru.

Faceți o diagramă a unei celule galvanice.

Scrieți ecuațiile electronice pentru reacțiile care au loc la anodul și catodul unei celule galvanice date. Calculați emf.

Sarcina 3

DETERMINAREA ANODULUI DIN SETUL DE PLACI SPECIFICAT

Instrumente și reactivi: Zn, Cu, Fe, Al - metale; sulfat de zinc, ZnS04, soluție 1 M; sulfat de cupru CuS04, soluție 1 M; sulfat de aluminiu Al 2 (SO 4) 3 1 M soluție; sulfat de fier FeS04, soluție 1 M; clorură de potasiu KCl, soluție concentrată; ochelari; Tub în U, bumbac.

Alcătuiți perechi galvanice:

Zn/ZnSO 4 ||FeSO 4 /Fe

Zn/ZnSO 4 || CuSO4 / Cu

Al/Al 2 (SO 4) 3 || ZnS04/Zn

Din setul specificat de plăci și soluții de săruri ale acestor metale, asamblați o celulă galvanică în care zincul ar fi catodul (sarcina 2).

Compuneți ecuațiile electronice pentru reacțiile care au loc la anodul și catodul celulei galvanice asamblate.

Scrieți reacția redox care stă la baza funcționării acestei celule galvanice. Calculați emf.

PROIECTAREA RAPORTULUI

Jurnalul de laborator este completat în timpul orelor de laborator pe măsură ce se efectuează lucrări și conține:

data finalizării lucrării;

denumirea lucrării de laborator și numărul acesteia;

denumirea experimentului și scopul desfășurării acestuia;

observatii, ecuatii de reactie, schema instrumentului;

controlează întrebările și sarcinile pe tema.

SARCINI DE CONTROL

1. Care dintre următoarele reacții sunt posibile? Scrieți ecuațiile de reacție în formă moleculară, compuneți ecuații electronice pentru ele:

Zn(NO3)2 + Cu →

Zn(NO3)2 + Mg →

2. Realizați o diagramă a celulelor galvanice pentru a determina potențialele normale ale electrodului Al/Al 3+ ,Cu/Cu 2+ împerecheate cu un electrod normal de hidrogen.

3. Calculați EMF-ul unei celule galvanice

Zn/ZnS04 (1M)| |CuSO 4 (2M)

Ce procese chimice au loc în timpul funcționării acestui element?

4. Zincul pur chimic reacționează greu cu acidul clorhidric. Când azotat de plumb este adăugat la acid, are loc o degajare parțială de hidrogen. Explicați aceste fenomene. Scrieți ecuații pentru reacțiile care au loc.

5. Cuprul este în contact cu nichelul și scufundat într-o soluție de acid sulfuric diluat, ce proces are loc la anod?

6. Desenați o diagramă a unei celule galvanice, care se bazează pe reacția care decurge conform ecuației: Ni + Pb (NO 3) 2 \u003d Ni (NO 3) 2 + Pb

7. Electrodul de mangan din soluția sa de sare are un potențial de 1,2313 V. Calculați concentrația ionilor Mn 2+ în mol/l.

Timp alocat pentru munca de laborator

Literatură

Principal

1. Glinka. PE. Chimie generală: manual. indemnizație pentru universități. - M.: Integral - Presă, 2005. - 728 p.

2. Korzhukov N. G. Chimie generală și anorganică. – M.: MISIS;

INFRA-M, 2004. - 512 p.

Adiţional

3. Frolov V.V. Chimie: manual. indemnizație pentru universități. - M .: Mai sus. scoala, 2002. -

4. Korovin N.V. Chimie generală: manual pentru tehnologie. direcţie si deosebita universități. - M .: Mai sus. şcoală, 2002.–559p.: ilustraţie.

4. Ahmatov N.S. Chimie generală și anorganică: un manual pentru universități. - Ed. a IV-a, corectată - M .: Vyssh. şcoală, 2002. -743 p.

5. Glinka N.A. Sarcini și exerciții de chimie generală. - M.: Integral-Press, 2001. - 240 p.

6. Metelsky A. V. Chimie în întrebări și răspunsuri: o carte de referință. - Minsk: Bel.En., 2003. - 544 p.

celule galvanice

Instrucțiuni

pentru munca de laborator

la cursul „Chimie”

pentru studenții din domeniile și specialitățile tehnice,

„Chimie generală și anorganică”

pentru studenții direcției „Tehnologie chimică”

toate formele de educație

Alcătuit de: Sinitsyna Irina Nikolaevna

Timoshina Nina Mihailovna

O celulă galvanică este o sursă chimică de curent electric bazată pe interacțiunea a două metale și/sau a oxizilor acestora într-un electrolit, numit după omul de știință italian Luigi Galvani.

Mai târziu, omul de știință a asamblat o baterie de celule cupru-zinc, care mai târziu a fost numită Stâlpul Voltaic (vezi figura). Era alcătuită din câteva zeci de căni de zinc și cupru, pliate în perechi și separate prin pânză înmuiată în acid. Această invenție a fost folosită ulterior de alți oameni de știință în cercetările lor. Deci, de exemplu, în 1802, academicianul rus V.V. Petrov a proiectat o baterie uriașă de 2100 de celule, care a creat o tensiune de aproximativ 2500 de volți și a fost folosită pentru a produce un arc electric puternic care a creat o temperatură atât de ridicată încât ar putea topi metalele.

Există celule galvanice și alte modele. Luați în considerare o altă celulă galvanică cupru-zinc, dar alimentată de energie reactie chimicaîntre soluția de zinc și sulfat de cupru (element Jacobi-Daniel). Acest element constă dintr-o placă de cupru scufundată într-o soluție de sulfat de cupru și o placă de zinc scufundată într-o soluție de sulfat de zinc (vezi figura). Ambele soluții sunt în contact una cu cealaltă, dar pentru a preveni amestecarea, ele sunt separate printr-o membrană despărțitoare realizată dintr-un material poros.

Un alt tip de celule galvanice sunt așa-numitele celule Leclanche cu mangan-zinc „uscate” (vezi figura). În loc de un electrolit lichid, o astfel de celulă folosește o pastă asemănătoare unui gel de amoniac și amidon. Pentru ca umiditatea să se evapore cât mai puțin posibil, partea superioară a unui astfel de element este umplută cu ceară sau rășină cu un mic orificiu pentru ca gazele să scape. De obicei, elementele Leclanchet sunt realizate în cupe cilindrice, care servesc simultan atât ca electrod negativ, cât și ca vas.
Toate sursele de curent chimic (pile galvanice și baterii de la acestea) sunt împărțite în două grupe - primare (de unică folosință) și secundare (reutilizabile sau reversibile). În sursele primare de curent (în mod colocvial, baterii), procesele chimice decurg ireversibil, astfel încât încărcarea lor nu poate fi restabilită. Bateriile sunt clasificate ca surse secundare de curent chimic, încărcarea acestora poate fi restabilită. Pentru bateriile utilizate pe scară largă, ciclul de încărcare-descărcare poate fi repetat de aproximativ 1000 de ori.

Bateriile au tensiuni și capacități diferite. De exemplu, bateriile alcaline tradiționale au o tensiune nominală de aproximativ 1,5 V, iar bateriile cu litiu mai moderne au o tensiune nominală de aproximativ 3 V. Capacitatea electrică depinde de mulți factori: numărul de celule din baterie, nivelul de încărcare, temperatura ambientală, curentul de întrerupere (la care dispozitivul nu funcționează nici cu încărcarea disponibilă). De exemplu, o baterie care nu mai funcționează într-o cameră continuă adesea să funcționeze în ceasuri sau telecomenzi.
Cantitatea de electricitate (încărcare) din baterii este măsurată în amperi-ore. De exemplu, dacă o baterie are o încărcare de 1 amper-oră și dispozitivul electric pe care îl alimentează necesită 200 mA, atunci durata de viață a bateriei se calculează după cum urmează: 1 Ah / 0,2 A = 5 ore.
Datorită progresului tehnologic, varietatea dispozitivelor miniaturale alimentate cu baterii a crescut. Pentru mulți dintre ei, au fost necesare baterii mai puternice, în același timp destul de compacte. Bateriile cu litiu au devenit răspunsul la această nevoie: durată lungă de valabilitate, fiabilitate ridicată și performanță excelentă pe o gamă largă de temperaturi. Până în prezent, cele mai avansate sunt sursele de alimentare cu litiu-ion. Potențialul acestei tehnologii nu a fost încă pe deplin dezvăluit, dar perspectivele imediate sunt asociate cu acestea.

De o valoare deosebită în tehnologie sunt bateriile cu nichel-cadmiu, inventate încă din 1899 de omul de știință suedez V. Jungner. Dar abia la mijlocul secolului al XX-lea inginerii au venit cu o schemă aproape modernă pentru astfel de baterii sigilate. Datorită compactității și autonomiei lor, bateriile reîncărcabile sunt folosite în mașini, trenuri, calculatoare, telefoane, camere, camere video, calculatoare etc.
Principalele caracteristici ale unei baterii sunt capacitatea sa și curentul maxim. Capacitatea bateriei în amperi-ore este egală cu produsul dintre curentul de limitare și durata descărcării. De exemplu, dacă o baterie poate furniza un curent de 80 mA timp de 10 ore, atunci capacitatea este: 80 mA 10 h = 800 mAh (sau, în termeni internaționali, 800 mAh, vezi figura).

Kuznetsova Alla Viktorovna (Samara)

1. Celulă galvanică

O celulă galvanică este o sursă chimică de curent electric numită după Luigi Galvani. Principiul de funcționare al unei celule galvanice se bazează pe interacțiunea a două metale printr-un electrolit, ducând la apariția unui curent electric într-un circuit închis. EMF-ul unei celule galvanice depinde de materialul electrozilor și de compoziția electrolitului. Acestea sunt HP primare, care, din cauza ireversibilității reacțiilor care apar în ele, nu pot fi reîncărcate.

Celulele galvanice sunt surse de energie electrică cu o singură acțiune. Reactivii (agent oxidant și agent reducător) fac parte direct din celula galvanică și sunt consumați în timpul funcționării acesteia. O celulă galvanică se caracterizează prin EMF, tensiune, putere, capacitate și energie dată unui circuit extern, precum și persistență și siguranță de mediu.

EMF este determinată de natura proceselor care au loc în celula galvanică. Tensiunea celulei galvanice U este întotdeauna mai mică decât EMF din cauza polarizării electrozilor și a pierderilor de rezistență:

U = Ee – I(r1–r2) – ΔE,

unde Ee este EMF al elementului; I este puterea curentului în modul de funcționare al elementului; r1 și r2 sunt rezistența conductoarelor de tip I și II din interiorul celulei galvanice; ΔЕ este polarizarea unei celule galvanice, care este formată din polarizările electrozilor săi (anod și catod). Polarizarea crește odată cu creșterea densității de curent (i), determinată de formula i = I/S, unde S este aria secțiunii transversale a electrodului și cu o creștere a rezistenței sistemului.

În timpul funcționării unei celule galvanice, EMF-ul acesteia și, în consecință, tensiunea scad treptat datorită scăderii concentrației de reactivi și creșterii concentrației produselor proceselor redox pe electrozi (amintim ecuația Nernst). Cu toate acestea, cu cât tensiunea scade mai lent în timpul descărcării unei celule galvanice, cu atât mai multe oportunități pentru aplicarea ei în practică. Capacitatea celulei este cantitatea totală de energie electrică Q pe care celula galvanică este capabilă să o dea în timpul funcționării (la descărcare). Capacitatea este determinată de masa reactivilor stocați în celula galvanică și de gradul de conversie a acestora. Odată cu creșterea curentului de descărcare și scăderea temperaturii de funcționare a elementului, în special sub 0°C, gradul de conversie a reactivilor și capacitatea elementului scad.

Energia unei celule galvanice este egală cu produsul capacității și tensiunii sale: ΔН = Q.U. Elementele cu o valoare EMF mare, masă scăzută și un grad ridicat de conversie a reactivilor au cea mai mare energie.

Persistența este durata perioadei de stocare a unui element, timp în care caracteristicile acestuia rămân în parametrii specificați. Odată cu creșterea temperaturii de depozitare și funcționare a elementului, persistența acestuia scade.

Compoziția celulei galvanice: de regulă, zinc Zn, litiu Li, magneziu Mg servesc ca agenți reducători (anozi) în celulele galvanice portabile; agenții de oxidare (catozii) sunt oxizii de mangan MnO2, cupru CuO, argint Ag2O, sulf SO2, precum și sărurile CuCl2, PbCl2, FeS și oxigen O2.

Cea mai masivă din lume este producția de elemente mangan-zinc Mn-Zn, utilizate pe scară largă pentru alimentarea echipamentelor radio, dispozitivelor de comunicare, casetofonelor, lanternelor etc. Designul unei astfel de celule galvanice este prezentat în figură.

Reacțiile generatoare de curent în acest element sunt:

La anod (–): Zn – 2ē → Zn2+ (în practică, învelișul de zinc al corpului celular se dizolvă treptat);

La catod (+): 2MnO2 + 2NH4+ + 2ē → Mn2O3 + 2NH3 + H2O.

În spațiul electrolitic au loc și următoarele procese:

La anodul Zn2+ + 2NH3 →2+;

La catodul Mn2O3 + H2O → sau 2.

Sub formă moleculară, partea chimică a funcționării unei celule galvanice poate fi reprezentată de reacția totală:

Zn + 2MnO2 + 2NH4Cl → Cl2 + 2.

Diagrama unei celule galvanice:

(–) Zn|Zn(NH3)2]2+|||MnO2 (С) (+).

FEM a unui astfel de sistem este E = 1,25 ÷ 1,50V.

Celulele galvanice cu o compoziție similară de reactivi într-un electrolit alcalin (KOH) au caracteristici de ieșire mai bune, dar nu sunt aplicabile în dispozitivele portabile din cauza pericolelor pentru mediu. Elementele argint-zinc Ag-Zn au caracteristici și mai favorabile, dar sunt extrem de scumpe și, prin urmare, nu sunt eficiente din punct de vedere economic. În prezent, sunt cunoscute peste 40 de tipuri diferite de celule galvanice portabile, care sunt numite „baterii uscate” în viața de zi cu zi.

2. Baterii electrice

Bateriile electrice (HIT secundare) sunt celule galvanice reîncărcabile care pot fi reîncărcate folosind o sursă de curent externă (încărcător).

Bateriile sunt dispozitive în care, sub influența unei surse externe de curent, se acumulează (acumulează) energie chimică în sistem (procesul de încărcare a bateriei), iar atunci când dispozitivul funcționează (se descarcă), energia chimică este din nou transformată în energie electrică. Astfel, la încărcare, bateria funcționează ca un electrolizor, iar la descărcare funcționează ca o celulă galvanică.

Într-o formă simplificată, bateria constă din doi electrozi (anod și catod) și un conductor ionic între ei - un electrolit. Reacțiile de oxidare apar la anod atât în ​​timpul descărcării, cât și în timpul încărcării, iar reacțiile de reducere au loc la catod.

Până de curând, bateriile cu plumb acid și bateriile alcaline nichel-cadmiu și nichel-fier rămân cele mai comune în Rusia, precum și în Transnistria.

Electrozii din acesta sunt rețele de plumb, dintre care unul este umplut în pori cu pulbere de oxid de plumb IV - PbO2. Electrozii sunt conectați la electrolit printr-un separator poros. Întreaga baterie este plasată într-un rezervor din ebonită sau polipropilenă.

În timpul funcționării unui astfel de dispozitiv, în el au loc următoarele procese cu electrozi:

DAR). Descărcarea sau operarea unei baterii ca sursă de energie electrică.

La anod: (–) Pb – 2ē → Pb2+;

la catod: (+) PbO2 + 4H+ + 2ē → Pb2+ + 2H2O.

Cationii de plumb formați pe electrozi interacționează cu anionii electrolitului cu eliberarea unui precipitat alb de sulfat de plumb

Pb2+ + SO42– = ↓PbSO4.

Reacția totală generatoare de curent a procesului de descărcare a bateriei:

Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4↓ + 2H2O,

iar circuitul unei baterii de lucru ca celulă galvanică are forma (-) Pb|PbSO4||PbO2 (+).

Tensiunea la bornele unei baterii de lucru atinge o valoare de 2,0 ÷ 2,5V. În timpul funcționării dispozitivului, electrolitul este consumat, iar sedimentele se acumulează în sistem. Când concentrația ionilor activi de hidrogen [H+] devine critică pentru reacția la catod, bateria nu mai funcționează.

B). Încărcarea sau restabilirea potențialului chimic al bateriei pentru conversia sa ulterioară în energie electrică. Pentru a face acest lucru, bateria este conectată la o sursă de curent externă, astfel încât un pol negativ este furnizat la borna „anod”, iar un pol pozitiv la borna „catod”. În acest caz, sub acțiunea unei tensiuni externe, pe electrozi au loc procese inverse, redându-i la starea inițială.

Plumbul metalic reface suprafața electrodului (–): PbSO4 + 2ē → Pb + SO42;

Oxidul de plumb IV rezultat umple porii rețelei de plumb (+): PbSO4 + 2H2O – 2ē → ↓PbO2 + 4H+ + SO42.

Reacția de reducere totală: 2PbSO4 + 2H2O = Pb + PbO2 + 2H2SO4.

Puteți determina sfârșitul procesului de încărcare a bateriei prin apariția bulelor de gaz deasupra bornelor sale („fierbe”). Acest lucru se datorează apariției proceselor secundare de reducere a cationilor de hidrogen și oxidare a apei cu o creștere a tensiunii în timpul reducerii electroliților:

2Н+ + 2ē → Н2; 2Н2О – 4Г → О2 + 2Н2.

Eficienta bateriei ajunge la 80% iar tensiunea de functionare isi mentine valoarea pentru o perioada indelungata.

FEM bateriei poate fi calculată folosind ecuația:

RT α4(H+) α2(SO42–)

EE = EE0 + –––– ℓn –––––––––––––– (solide în Comp.

2F α2(H2O) sunt luate în considerare).

Trebuie remarcat faptul că acidul sulfuric concentrat (ω(H2SO4) > 30%) nu poate fi utilizat în baterie, deoarece în același timp, conductivitatea sa electrică scade și solubilitatea plumbului metalic crește. Bateriile cu plumb sunt utilizate pe scară largă în toate tipurile de vehicule, telefoane și centrale electrice. Cu toate acestea, din cauza toxicității ridicate a plumbului și a produselor sale, bateriile cu plumb-acid necesită ambalare sigilată și automatizarea completă a proceselor lor de funcționare.

A) În bateriile alcaline, electrodul pozitiv este alcătuit dintr-o grilă de nichel impregnată cu hidroxid de nichel II Ni (OH) 2 asemănător gelului; și negativ - din cadmiu sau fier. Conductorul ionic este o soluție 20% de hidroxid de potasiu KOH. Reacțiile totale generatoare și generatoare de curent în astfel de baterii au forma:

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

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

Avantajele acestor baterii includ durata de viață mare (până la 10 ani) și rezistența mecanică ridicată, iar dezavantajele sunt randamentul scăzut și tensiunea de funcționare. Bateriile alcaline sunt folosite pentru alimentarea mașinilor electrice, încărcătoarelor, locomotivelor electrice miniere, echipamentelor electronice și de comunicații și radiourilor. De asemenea, amintiți-vă că cadmiul este un metal extrem de toxic, care necesită respectarea regulilor de siguranță atunci când aruncați dispozitivele uzate.

EMF și curent. Trebuie reținut că elementele cu aceleași caracteristici trebuie conectate la baterie. Plan de lucru Desenați circuite echivalente: Circuite de comutare reostat Circuite de comutare potențiometru Scheme de conectare pentru celule galvanice. Concluzie Din circuitele și condițiile construite, fiecare circuit are propria sa valoare EMF; pe fiecare circuit, acesta este determinat în moduri diferite. Raspunsuri la...

Dezvoltarea galvanizării în secolele XIX - XX. rămâne în mare parte deschisă. Se pare că poate fi rezolvată pe baza reconstrucției procesului de creare a unei producții galvanice; urmărirea ce domenii ale științei și tehnologiei, realizările lor specifice, își datorează formarea; luarea în considerare a premiselor socio-economice pentru apariția și dezvoltarea galvanizării. ...

Curentul este mai mic decât în ​​galvanizare; în băile din fier galvanoplastic nu depășește 10–30 A/m2, în timp ce în timpul călcării (electroplacare), densitatea de curent ajunge la 2000–4000 A/m2. Acoperirile galvanizate trebuie să aibă o structură cu granulație fină și o grosime uniformă în diferite zone ale produselor acoperite - proeminențe și adâncituri. Această cerință este deosebit de importantă în galvanizarea...

Astăzi, celulele galvanice sunt una dintre cele mai comune celule chimice.În ciuda deficiențelor lor, acestea sunt utilizate activ în inginerie electrică și sunt în mod constant îmbunătățite.

Principiul de funcționare

Cel mai simplu exemplu de funcționare a unei celule galvanice arată astfel. Două farfurii sunt scufundate într-un borcan de sticlă cu o soluție apoasă de acid sulfuric: una este cupru, a doua este zinc. Ei devin polii pozitivi și negativi ai elementului. Dacă acești poli sunt legați printr-un conductor, obțineți cel mai simplu.În interiorul elementului, curentul va curge de la placa de zinc, care are sarcină negativă, la placa de cupru, care este încărcată pozitiv. În circuitul extern, mișcarea particulelor încărcate va avea loc în direcția opusă.

Sub acțiunea curentului, ionii de hidrogen și reziduul acid al acidului sulfuric se vor deplasa în direcții diferite. Hidrogenul își va da încărcăturile plăcii de cupru, iar reziduul acid - zincului. Deci tensiunea va fi menținută la clemele elementului. În același timp, bulele de hidrogen se vor depune pe suprafața plăcii de cupru, ceea ce va slăbi efectul celulei galvanice. Hidrogenul creează, împreună cu metalul plăcii, o tensiune suplimentară, care se numește forța electromotoare de polarizare. Direcția sarcinii acestui EMF este opusă direcției sarcinii EMF a celulei galvanice. Bulele în sine creează rezistență suplimentară în element.

Elementul pe care l-am luat în considerare este un exemplu clasic. În realitate, astfel de celule galvanice pur și simplu nu sunt utilizate din cauza polarizării mari. Pentru a preveni acest lucru, în fabricarea elementelor, în compoziția lor se introduce o substanță specială care absoarbe atomii de hidrogen, care se numește depolarizant. De regulă, acestea sunt preparate care conțin oxigen sau clor.

Avantajele și dezavantajele celulelor galvanice moderne

Celulele galvanice moderne sunt fabricate din diferite materiale. Cel mai comun și familiar tip este celulele carbon-zinc utilizate în bateriile degete. Avantajele lor includ ieftinitatea relativă, dezavantajele sunt o perioadă scurtă de valabilitate și o putere redusă.

O opțiune mai convenabilă sunt celulele galvanice alcaline. Se mai numesc mangan-zinc. Aici, electrolitul nu este o substanță uscată precum cărbunele, ci o soluție alcalină. La descărcare, astfel de elemente practic nu emit gaze, astfel încât să poată fi făcute etanșate. Perioada de valabilitate a unor astfel de elemente este mai mare decât a celor carbon-zinc.

Elementele de mercur sunt similare în construcție cu elementele alcaline. Aici se folosește oxidul de mercur. Astfel de surse de curent sunt utilizate, de exemplu, pentru echipamente medicale. Avantajele lor sunt rezistența la temperaturi ridicate (până la +50, iar în unele modele până la +70 ˚С), tensiune stabilă, rezistență mecanică ridicată. Dezavantajul este proprietățile toxice ale mercurului, din cauza cărora elementele uzate trebuie manipulate cu mare atenție și trimise spre reciclare.

În unele elemente, oxidul de argint este utilizat pentru a face catozi, dar din cauza costului ridicat al metalului, utilizarea lor nu este viabilă din punct de vedere economic. Celulele cu anozi de litiu sunt mai frecvente. De asemenea, se disting prin costul ridicat, dar au cea mai mare tensiune dintre toate tipurile considerate de celule galvanice.

Un alt tip de celule galvanice sunt celulele galvanice de concentrare. În ele, procesul de mișcare a particulelor poate continua cu sau fără transfer de ioni. Primul tip este un element în care doi electrozi identici sunt scufundați în concentrații diferite, separați printr-o partiție semi-permeabilă. În astfel de elemente, EMF apare datorită faptului că ionii sunt transferați într-o soluție cu o concentrație mai mică. În elementele de al doilea tip, electrozii sunt fabricați din diferite metale, iar concentrația este egalată datorită proceselor chimice care au loc pe fiecare dintre electrozi. aceste elemente sunt mai înalte decât elementele de primul tip.