Какие превращения происходят в гальванических элементах

Какие превращения энергии происходят при работе гальванического элемента?

Как быстро выучить стихотворение наизусть? Запоминание стихов является стандартным заданием во многих школах.

Как научится читать по диагонали? Скорость чтения зависит от скорости восприятия каждого отдельного слова в тексте.

Как быстро и эффективно исправить почерк? Люди часто предполагают, что каллиграфия и почерк являются синонимами, но это не так.

Как научится говорить грамотно и правильно? Общение на хорошем, уверенном и естественном русском языке является достижимой целью.

Принцип работы гальванического элемента

Концентрационный гальванический элемент – это источник тока в состав которого входит 2 однотипных металлических электродов помещенных в смесь солей этого металла в различных концентрациях.

Цинк и медь обладают разной активностью и поэтому их заряд по величине будет различным. В итоге уровень электродов также не однозначен. Это позволяет им перемещаться и производить электрический или гальванический ток. Он начинает протекать, когда любой человек или изобретатель тока хранящего аппарата присоединяет нагрузку. В качестве нее может быть лампочка, приемник, компьютерная мышка и другие электрические устройства.

Схема гальванического элемента

Под схемой подразумевают его состав и устройство. Он может быть выполнен из нескольких химических элементов с применением вспомогательных приспособлений. Ниже об строение гальванического элемента будет рассказано кратко. Подробнее о нем читайте в этой статье!

Устройство гальванического элемента

Самый простой энергетический накопитель состоит из:

1. Стрежня из угля.
2. Двух разнородных металлов.
3. Электролита.
4. Смола или пластик.
5. Изолятора.

Устройство и принцип работы гальванического элемента

Металл, погруженный в раствор электролита, называется электродом.

Электроды — это система двух токопроводящих тел — проводников первого и второго рода.

К проводникам первого рода относятся металлы, сплавы, оксиды с металлической проводимостью, а также неметаллические материалы, в частности графит; носители заряда — электроны.

К проводникам второго рода относятся расплавы и растворы электролитов; носители заряда — ионы.

Устройство, состоящее из двух электродов, называется гальваническим элементом.

Рис. 2. Схема медно-цинкового гальванического элемента

Рассмотрим гальванический элемент Якоби—Даниэля (схема приведена на рис. 2). Он состоит из цинковой пластины, погруженной в раствор сульфата цинка, и медной пластины, погружен­ной в раствор сульфата меди. Для предотвращения прямого взаимодействия окислителя и восстановителя электроды отделены друг от друга пористой перегородкой.

В гальваническом элементе электрод, сделанный из более активного металла, т.е. металла, расположенного левее в ряду напряжений, называют анодом, а электрод, сделанный из менее активного металла — катодом.

На поверхности цинкового электрода (анода) возникает двойной электрический слой и устанавливается равновесие:

В результате протекания этого процесса возникает электродный потенциал цинка.

На поверхности медного электрода (катода) также возникает двойной электрический слой и устанавливается равновесие:

Cu2+ + 2ē ←→ Cu0.

В результате возникает электродный потенциал меди.

Так как потенциал цинкового электрода имеет более отрицательное значение, чем потенциал медного электрода, то при замыкании внешней цепи, т.е. при соединении цинка с медью металлическим проводником, электроны будут переходить от цинка к меди. В результате этого процесса равновесие на цинковом электроде смещается вправо, поэтому в раствор перейдет дополнительное количество ионов цинка. В то же время равновесие на медном электроде сместится влево и произойдет разряд ионов меди.

Таким образом, при замыкании внешней цепи возникают самопроизвольные процессы растворения цинка на цинковом электроде и выделения меди на медном электроде. Данные процессы будут продолжаться до тех пор, пока не выровняются потенциалы или не растворится весь цинк или не высадится на медном электроде вся медь.

Итак, при работе гальванического элемента Якоби—Даниэля протекают следующие процессы:

1. Анодный процесс, процесс окисления:

2. Катодный процесс, процесс восстановления:

3. Движение электронов во внешней цепи.

4. Движение ионов в растворе: анионов SO42– к аноду, катионов Cu2+ к катоду. Движение ионов в растворе замыкает электрическую цепь гальванического элемента.

Суммируя электродные реакции, получим:

Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu.

В результате протекании данной реакции в гальваническом элементе возникает движение электронов во внешней цепи и ионов внутри элемента, т.е. электрический ток. Поэтому суммарную химическую реакцию, протекающую в гальваническом элементе, называют токообразующей реакцией.

Электрический ток в гальваническом элементе возникает за счет окислительно-восстановительной реакции, протекающей так, что окислительные и восстановительные процессы оказываются пространственно разделенными: на отрицательном электроде (аноде) происходит процесс окисления, на положительном электроде (катоде) — процесс восстановления.

Необходимым условием работы гальванического элемента является разность потенциалов электродов. Максимальная разность потенциалов электродов, которая может быть получена при работе гальванического элемента, называется электродвижущей силой (ЭДС) элемента. Она равна разности между потенциалом катода и потенциалом анода элемента:

ЭДС элемента считается положительной, если токообразующая реакция в данном направлении протекает самопроизвольно. Положительной ЭДС отвечает и определенный порядок в записи схемы элемента: записанный слева электрод должен быть отрицательным. Например, схема элемента Якоби—Даниэля записывается в виде:

Zn │ ZnSO4 ║ CuSO4 │ Cu .

Гальванический элемент: схема, принцип работы, применение

Для того чтобы составить схему гальванического элемента, необходимо понять принцип его действий, особенности строения.

Потребители редко обращают внимание на аккумуляторы и батарейки, при этом именно эти источники тока являются самыми востребованными.

Химические источники тока

Что собой представляет гальванический элемент? Схема его основывается на электролите. В устройство входит небольшой контейнер, где располагается электролит, адсорбируемый материалом сепаратора. Кроме того, схема двух гальванических элементов предполагает наличие катода и анода. Как называется такой гальванический элемент? Схема, связывающая между собой два металла, предполагает наличие окислительно-восстановительной реакции.

Простейший гальванический элемент

Он подразумевает наличие двух пластин либо стержней, выполненных из разных металлов, которые погружены в раствор сильного электролита. В процессе работы данного гальванического элемента, на аноде осуществляется процесс окисления, связанный с отдачей электронов.

На катоде – восстановление, сопровождающееся принятием отрицательных частиц. Происходит передача электронов по внешней цепи к окислителю от восстановителя.

Пример гальванического элемента

Для того чтобы составить электронные схемы гальванических элементов, необходимо знать величину их стандартного электродного потенциала. Проанализируем вариант медно-цинкового гальванического элемента, функционирующего на основе энергии, выделяющейся при взаимодействии сульфата меди с цинком.

Этот гальванический элемент, схема которого будет приведена ниже, называют элементом Якоби-Даниэля. Он включает в себя медную пластинку, которая погружена в раствор медного купороса (медный электрод), а также он состоит из цинковой пластины, находящейся в растворе его сульфата (цинковый электрод). Растворы соприкасаются между собой, но для того, чтобы не допускать их смешивания, в элементе используется перегородка, выполненная из пористого материала.

Принцип действия

Как функционирует гальванический элемент, схема которого имеет вид Zn ½ ZnSO4 ½½ CuSO4 ½ Cu? Во время его работы, когда замкнута электрическая цепь, происходит процесс окисления металлического цинка.

На его поверхности соприкосновения с раствором соли наблюдается превращение атомов в катионы Zn2+. Процесс сопровождается выделением «свободных» электронов, которые передвигаются по внешней цепи.

Реакцию, протекающую на цинковом электроде, можно представить в следующем виде:

Восстановление катионов металла осуществляется на медном электроде. Отрицательные частицы, которые попадают сюда с цинкового электрода, объединяются с катионами меди, осаждая их в виде металла. Данный процесс имеет следующий вид:

Если сложить две реакции, рассмотренные выше, получается суммарное уравнение, описывающее работы цинково-медного гальванического элемента.

В качестве анода выступает цинковый электрод, катодом служит медь. Современные гальванические элементы и аккумуляторы предполагают применение одного раствора электролита, что расширяет сферы их применения, делает их эксплуатацию более комфортной и удобной.

Разновидности гальванических элементов

Самыми распространенными считают угольно-цинковые элементы. В них применяется пассивный угольный коллектор тока, контактирующий с анодом, в качестве которого выступает оксид марганца (4). Электролитом является хлорид аммония, применяемый в пастообразном виде.

Он не растекается, поэтому сам гальванический элемент называют сухим. Его особенностью является возможность «восстанавливаться» на протяжении работы, что позитивно отражается на продолжительности их эксплуатационного периода. Такие гальванические элементы имеют невысокую стоимость, но невысокую мощность. При понижении температуры они снижают свою эффективность, а при ее повышении происходит постепенное высыхание электролита.

Щелочные элементы предполагают использование раствора щелочи, поэтому имеют довольно много областей применения.

В литиевых элементах в качестве анода выступает активный металл, что позитивно отражается на сроке эксплуатации. Литий имеет отрицательный электродный потенциал, поэтому при небольших габаритах подобные элементы имеют максимальное номинальное напряжение. Среди недостатков подобных систем можно выделить высокую цену. Вскрытие литиевых источников тока является взрывоопасным.

Конспект лекции
«Гальванические элементы»

Лекция 11. Часть 1. Гальванические элементы В ОВР злектроны переходят от восстановителя к окислителю, а направленное движение электронов – электрический ток. Таким образом, на основе ОВР можно создавать химические источники тока. Химические источники тока – это устройства для непосредственного превращения химической энергии активных веществ в электрическую. К их достоинствам относятся высокий КПД, безвредность, возможность использования в различных областях техники: космосе, , под водой, в переносных устройствах, на транспорте и т.п. Для создания таких устройств необходимы следующие условия: наличие 2-х электродов с электронной проводимостью и различающихся потенциалами, твердый или жидкий электролит с ионной проводимостью и металлический проводник, образующий внешнюю цепь. Химические источники тока так же называют гальваническими элементами. Гальванические элементы – это электрическое устройство, в котором энергия химической окислительно-восстановительной реакции превращается в электрическую энергию. Вы постоянно используете такие устройства – батарейки. Одним из первых таких устройств был гальванический элемент Даниэля-Якоби. Рассмотрим ОВР 0 +2 +2 0 Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu Zn0  2ē  Zn +2 Cu+2 + 2ē  Cu0 Через некоторое время Zn покроется налетом Cu (металлическим) , т.е. прошла обычная окислительно-восстановительная реакция (электроны от Zn перешли к ионам Cu+2) и восстановили их до свободного металла, а в растворе остались ионы Zn+2 . Во что превращается энергия окислительно-восстановительной реакции ? В тепловую? Однако, этот опыт можно усложнить. Разделим процессы окисления и восстановления. И создадим такие условия, чтобы электроны переходили к Cu+2 не через раствор, а по металлическому проводнику, а именно: Медная пластинка погружена в стакан с раствором сульфата меди, цинковая – в стакан с раствором сульфата цинка. Электроды отделены друг от друга. Растворы солей соединены между собой электролитическим ключем («солевым мостиком»)– U – образной трубкой, заполненной раствором KCl , которая обеспечивает ионную проводимость. Если замкнуть внешнюю цепь, включив в нее амперметр, то по отклонению стрелки мы будем наблюдать прохождение электрического тока. В чем причина появления электрического тока? 0 Zn /Zn = — 0,76 B восстановитель 0 Cu /Cu = + 0,34 B окислитель (А, анод) Zn0  2ē  Zn +2 процесс окисления или анодный процесс (К, катод) Cu+2 + 2ē  Cu0 процесс восстановления или катодный процесс Zn0 + Cu+2 = Zn+2 + Cu0 2ē Zn0 + CuSO4 = ZnSO4 + Cu растворение цинка осаждение Cu Условная схема гальванического элемента Zn | ZnSO4 || CuSO4 | Cu граница раздела между граница раздела между проводниками проводниками второго рода первого и второго рода На цинковой пластинке – анод, на медной пластинке – катод. Электроны движутся от восстановителю к окислителю. Таким образом, внутри гальванического элемента идет химическая реакция, а во внешней цепи протекает электрический ток. Это свидетельствует о том, что в гальваническом элементе происходят превращения химической энергии в электрическую. Е = Ек – Еа = φох – φred = + 0,34 – (– 0,76) = 0,34 + 0,76 = 1,1 В (ЭДС) G0 = — nFE , т.е. Е ˃ 0 , только тогда G0 < 0 , т.е. выполняется условие самопроизвольного протекания процесса. Таким образом, действие гальванического элемента Даниэля – Якоби основано на разности потенциалов 2-х металлических электродов (см лекция 10). Число реакций, практически используемых в гальванических элементах невелико. Это связано с тем, что не всякая ОВР позволяет создать химический источник тока, обладающий ценными техническими свойствами: высокой и практически постоянной ЗДС, длительной сохранностью, компактностью и т.д. Аккумуляторы Аккумуляторы – гальванические элементы многоразового и обратимого действия. В отличии от гальванического элемента, в котором протекают необратимые реакции (разрядка), в аккумуляторах могут под действием внешнего источника постоянного тока происходить обратные реакции восстановления исходных веществ (аккумуляция энергии, процесс зарядки). Наибольшее распространение получил свинцовый (или кислотный) аккумулятор. В основе его действия лежит следующая реакция: разрядка Pb + PbO2 + 2H2SO4 2PbSO4 + 2H2O Зарядка Свинцовый аккумулятор прост в эксплуатации, обладает устойчивым режимом работы и КПД 80%. Номинальное напряжение 2В. Обычно аккумуляторы последовательно соединяют в батареи. Автомобильный аккумулятор состоит из 6 свинцовых ячеек (ЭДС 12В). Часть 2. Коррозия металлов. Способы защиты металлов от коррозии Коррозия ( от лат. «разъедать») — это процесс самопроизвольного разрушения металлов под воздействием окружающей среды. Сущность коррозии – самопроизвольное окисление металлов в процессе окислительно-восстановительного взаимодействия их с окружающей средой. Химическая коррозия – разрушение металлов окислением его при непосредственном контакте с окислителем, окружающей среды без возникновения электрического тока. Обычно возникает при взаимодействии металлов с сухими газами (О2 воздуха, Cl2 и др.) при повышенной температуре Например, химическая коррозия металлов в газовой атмосфере кислорода (например, резка металла «болгаркой»). nMe + m/2 O2 = MenOm Me0  nē  Me+n m/2 O2 + 2mē  mO 2 G =  RT lnK Химическая коррозия обуславливается взаимодействием металлов с сухими газами или жидкостями, не проводящими электрический ток. Химическая коррозия — образование окалины на Fe при высокой температуре. Оксиды FeO , Fe3O4 , Fe2 O3 не защищают металл от дальнейшего окисления, т.к. содержат трещины, поры. Наоборот, на Al и Cr образуются хорошие защитные пленки, полностью препятствующие проникновению газов к поверхности, поэтому эти металлы в атмосферных условиях коррозионно стойки, несмотря на их высокую химическую активность (Al2O3 , Cr2O3 ). Меры защиты от химической коррозии: — легирование металлов, т.е. введение в состав материала (металла, сплава, полупроводника) определенных примесей для изменения или улучшения физических и химических свойств металлов; — замена агрессивной газовой среды (сварка в атмосфере инертного газа ит.п.); — создание жаропрочных сплавов; — насыщение поверхности изделий металлами, дающими защитные оксиды на повехности (насыщение алюминием – алитерирование, хромом – термохромирование). Ежегодно в мире за счет коррозии теряется 10 – 15% продукции стали. Основные потери происходят за счет коррозии, протекающей по электрохимическому типу. Электрохимическая коррозия (ЭХК) – разрушение металла при соприкосновении с электролитом, но при отсутствии прямого контакта с окислителем окружающей среды, и с возникновением вследствие этого в системе электрического тока. При ЭХК наряду с химическими процессами (отдачей электронов) протекают и электрические – перенос электронов от одного участка металла к другому. Для протекания коррозии по электрохимическому типу необходимы следующие условия: 1. Наличие разности потенциалов на поверхности металла. Она возникает при контакте 2-х различных металлов, наличии в металле примесей, неровно обработанной поверхности. 2. Присутствии токопроводящей среды (замыкающей разность потенциалов). Это может быть вода (влага воздуха), раствор электролита (морская вода ит.п.) 3. Наличие окислителя (деполяризатора). Обычно это – кислород воздуха, присутствующий также и в воде водоемов, или Н+ («кислотные дожди»). 1. наличие в металле примесей; Механизм электрохимической коррозии Пример: железо покрыто медью (или железо, содержащее примеси меди). В случае разрушения покрытия оно находится в контакте с медью. Если поместить эту систему в электропроводящую среду (раствор электролита), то ее можно представить в виде короткозамкнутого микрогальванического элемента (который можно рассматривать как коррозионную гальванопару): Fe электролит Cu Рассмотрим в общем случае природу процессов, протекающих в системе. E0Fe / Fe = – 0,44 B , E0Cu / Cu = + 0,34 B Т.к. его 0Fe / Fe < 0Cu / Cu , т.к. Fe – более активный металл. 1. Первая стадия процесса – процесс окисления (или анодный процесс). (А) – анод – металл или участок металла с меньшим потенциалом. Fe0  2ē  Fe+2 Окислитель и восстановитель не имеют контакта, поэтому: 2. Вторая стадия процесса – перенос электронов от А к К, в результате чего (К) поляризуется (или заряжается) отрицательно (К  ) . К  К – И третий процесс, без которого немыслимо составление окислительно-восстановительных реакций: 3. Третья стадия процесса – процесс восстановления (или катодный процесс). Окружающая среда – она поставляет окислитель! ox + nē  red окисл. восст-ая форма В результате катодного процесса окислитель принимает на себя электроны и тем самым снимает отрицательный заряд с катода, т.е. разряжает или деполяризует катод. Поэтому при электрохимической коррозии окислитель называют обычно деполяризатором. Коррозия будет протекать только в том случае, если выполняется условие: Еокисл.(среда) > Евосст.(металл) В зависимости от характера среды различают Электрохимическая коррозия с водородной деполяризацией Обратимся к тому же примеру, но зададим характер среды. Среда кислая – водный раствор HCℓ. Fe HCl Cu E0Мe / Ме  0,44 В + 0,34 В Fe – восстановитель , Н+ — окислитель , E02Н / Н = 0 Еокисл. > Евосст. Процесс будет протекать. (А) Fe  2ē  Fe +2 (анодный процесс) (К) 2H+ + 2ē  H2 (катодный процесс) Fe + 2H+ = Fe +2 + H2 Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 Электрохимическая коррозия в кислородной деполяризацией Опять наш пример, но среда уже – нейтральная (вода или растворы солей) или щелочная. Fe влажный воздух Cu Fe NaOH Cu O2 ; H2O O2 ; H2O Изменение характера среды не повлияет на выбор (А) и (К) и на сам анодный процесс. Поэтому анодный процесс тот же самый.. (А) Fe  2ē  Fe +2 2 (анодный процесс) Но природа окислителя изменилась, поэтому и катодный процесс будет иным. на медном (К) O2 + 2H2O + 4ē  4ОН 1 (катодный процесс) 2Fe + O2 + 2H2O = 2Fe +2 + 4ОН 2Fe(OH) 2 Под действием окружающей среды корродирует железо, а на поверхности меди идет восстановление O2 . Следует отметить, что ионы Fe +2 могут также подвергаться окислению со стороны O2 , т.е. 4Fe(OH) 2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH) 3 Fe+2  ē  Fe +3 4 O2 + 4ē  2О2 1 4 Fe+2 + O2 = 4Fe +3 + 2О2 2Fe(OH) 3 = Fe2O3 + 3H2O распад ржавчина – истинный продукт коррозии, причина коррозии Заметим, что при взаимодействии железа с кислородом, как и при химической коррозии, образуется оксид металла. Но коррозия протекает через анодные и катодные процессы с движением электронов и ионов (электрический ток), т.е. аналогично процессам в гальваническом элементе, поэтому коррозия по такому механизму называется электрохимической коррозией. Основное отличие электрохимической коррозии от химической коррозии – стадийность процесса через анодные и катодные реакции, возможном при контакте металлов с раствором электролита. Поскольку поверхность активного металла меньше покрывается продуктами восстановления (они выделяются на катоде) скорость коррозии по этому типу возрастает. По коррозионной устойчивости (по термодинамической нестабильности) все металлы можно разделить на 5 групп: 1 Металлы повышенной т\д нестабильности. E0Мe / Меn+ ˂ — 0,41В Литий, калий, натрий, барий, кальций, магний, алюминий, титан, марганец, хром, цинк и др. Корродируют в нейтральных средах, окисляются водой (но часть из них обладает прочной оксидной оболочкой). 2. Металлы т\д нестабильные. — 0,41В ˂ E0Мe / Меn+ ˂ 0,0В Кадмий, никель, кобальт, молибден, свинец, вольфрам, железо и др.. В кислых средах окисляются Н+, в нейтральных – О2. 3. Металлы промежуточной т\д стабильности. 0,0В ˂ E0Мe / Меn+ ˂ +0,82В Висмут, сурьма, медь, серебро, родий и др. Не окисляются Н+, в нейтральных окисляются – О2. 4. Металлы высокой стабильности +0,82В ˂ E0Мe / Меn+ ˂ +1,23В Ртуть, палладий, иридий, платина. Устойчивы во влажной атмосфере в нейтральных средах, но окисляются кислородом в кислых средах. 5. Металл полной стабильности: золото. Окисляется только при снижении потенциала (см. леция по ОВР). Способы защиты металлов от коррозии Анализируя условия для протекания электрохимической коррозии (см. стр.5). становится понятным, что устранение даже одного из факторов замеляет коррозию. Чем меньше влажность воздуха, тем медленнее коррозия (тундра или тропики). В пресной воде коррозия медленнее, чем в морской воде (с электролитами). Часто используют различные покрытия: неметаллические (лаки, краски, полимерные покрытия, краски и т.д) и металлические. Металлические покрытия предпочтительны, т.к. вследствие ковкости металла не разрушаются при деформации, а также некоторые из них могут защищать изделие от коррозии при нарушении целостности покрытия. Основные способы защиты от коррозии приведены ниже. 1. Нанесение защитных металлических покрытий Катодные покрытия – это покрытие основного металла менее активным, защищающим его лишь при условии целостности покрытия (Е0 покр. Ме > Е0осн. Ме) Вспомним исходный пример:железо было покрыто медью основной Ме — Fe покрытие — Cu Металлическое покрытие предназначено для защиты металла от электрохимической коррозии. В данном случае это покрытие называется катодным. Другой пример катодного покрытия: железо покрыто никелем. Кислая среда: Fe H2SO4 Ni Разб. (А) Fe0  2ē  Fe +2 на никелевом (К) 2H+ + 2ē  H2 Fe + 2H+ = Fe +2 + H2 Fe + H2SO4 = FeSO 4 + H2 Анодное покрытие – это покрытие основного металла более активным (Еосн.. > Епокр.), защищающий металл от коррозии даже при нарушении покрытия (Е0 покр. Ме < Е0осн. Ме). Zn влажный воздух Fe O2 ; H2O E0Мe / Ме  0,76 В  0,44 В (А) Zn  2ē  Zn +2 2 на железном (К) O2 + 2H2O + 4ē  4ОН 1 2Zn + O2 + 2H2O = 2Zn +2 + 4ОН 2Zn(OH) 2 Zn – анодное покрытие 2.Антикоррозионное легирование металла (введение в основу металлов, пассивирующих матрицу, чаще всего более активных Ме). 3. Защита путем изменения коррозионной среды. а) удаление окислителя (кипячение, использование инертных газов и нейтрализующих кислых растворов; б) понижение скорости анодных и катодных процессов – введение ингибиторов – замедлителей коррозии. 4Электрохимическая защита. Она заключается в том, что на защищаемый металл подают электроны с целью предотвратить его окисление за счет отрицательно поляризации: а) катодная защита – защищаемое изделие подключается к отрицательному полюсу источника постоянного тока  ē  ē + защищаемый расходуемый металл металл (окисляется) б) протекторная защита – защищаемое изделие приводят в контакт с более активным металлом – протектором ē  протектор защищаемый металл 4. Легирование – это введение в металл компонентов, вызывающих его пассивирование (легирующие элементы для защиты железа от коррозии – Cr , Ni , W , Al и др.). Стали, содержащие более 14% хрома, относятся к классу коррозионно-стойких (нержавеющих).` Контрольная работа №11 (3 балла) Указания: В билете приведены 2 схемы гальванических элементов и одна коррозионная микро-гальванопара. Для гальванического элемента нужно — выписать потенциалы металлов (Е0 см. таблицу в лекции 10), — сосчитать Е для данной концентрации соли по уравнению Нернста. В нашем случае растворы 1М, т.е. Е=Е0. -найти анод и катод и написать анодный и катодный процессы -желательно записать всю реакцию в молекулярном виде. -сосчитать ЭДС для данного элемента. Для коррозионного элемента также найти анод и катод. Записать анодный процесс окисления металла и катодный процесс (тут 2 варианта – с водородной или кислородной деполяризацией. ЭДС не считаем! Билет № 1 Билет № 2 Ni NiCl2 CuCl2 Cu Sn SnCl2 ZnCl2 Zn Ni NiCl2 ZnCl2 Zn Sn  SnCl2  CuCl2 Cu Ni HCl Cu Sn NaCl,H2O, O2 Zn Билет № 3 Билет № 4 Fe FeCl2 CrCl3 Cr H2 H2SO4 FeSO4 Fe Mg MgCl2 CrCl3 Cr Ni NiSO4  SnCl2 Sn Mg HCl Cr Ni CaCl2 H2O, O2 Cu Билет № 5 Билет № 6 Sn SnCl2 ZnCl2 Zn Ni NiSO4 ZnSO4 Zn Mg MgCl2 ZnCl2 Zn Cd CdSO4 ZnSO4 Zn Mg  H2SO4 Zn Cd NaCl, H2O, O2 Zn Билет № 7 Билет № 8 Mg MgSO4 NiSO4 Ni H2 H2SO4 CuSO4 Cu Ag AgNO3 CuSO4 Cu H2 H2SO4 ZnSO4 Zn Ag NaCl, H2O, O2 Cu Fe H2SO4 Zn Билет № 9 Билет № 10 Cd CdCl2 ZnCl2 Zn Co CoCl2 FeCl2 Fe Mn MnCl2 ZnCl2 Zn Co  CoCl2 CuCl2 Cu Mg HCl Zn Co HCl Fe Билет № 11 Билет № 12 Al AlCl3 ZnCl2 Zn Fe FeSO4 MgSO4 Mg Al HCl Zn H2 HCl MgCl2 Mg Al AlCl3  MgCl2  Mg Fe  KNO3, H2O, O2 Mg Билет № 13 Билет № 14 Cd CdSO4 ZnSO4 Zn Cr CrCl3 HCl H2 Cu H2SO4 Zn Ni NaCl, H2O, O2 Fe Al AlCl3  MgCl2  Mg Ni NiCl2  CrCl3 Cr Билет № 15 Билет № 16 Cr CrCl3 SnCl2 Sn Mn MnCl2  ZnCl2 Zn Cr HCl Sn Ag  AgNO3  Zn(NO3)2 Zn Cr CrCl3 AlCl2 Al Mn KCl, H2O, O2 Zn Билет № 17 Билет № 18 Sn SnCl2 ZnCl2 Zn Ni NiSO4 ZnSO4 Zn Mg MgCl2 ZnCl2 Zn Cd CdSO4 ZnSO4 Zn Mg  H2SO4 Zn Cd NaCl, H2O, O2 Zn Билет № 19 Билет № 20 Mg MgSO4 NiSO4 Ni H2 H2SO4 CuSO4 Cu Ag AgNO3 CuSO4 Cu H2 H2SO4 ZnSO4 Zn Ag NaCl, H2O, O2 Cu Fe H2SO4 Zn

Электродные потенциалы. Гальванические элементы

Люди довольно часто сталкиваются с электрохимическими элементами в повседневной жизни: от одноразовых батареек АА в пультах дистанционного управления ТВ до литий-ионных батарей в смартфонах. Существует два типа таких ячеек: гальванические и электролитические. Первые получают свою энергию от самопроизвольных окислительно-восстановительных реакций (ОВР), в то время как вторые требуют внешний источник электронов, например, блока питания переменного тока. Оба элемента состоят из анода (А) и катода (К), изготавливаемых из разнородных металлов и электролитов.

Что это такое

В любом электрохимическом процессе электроны переходят из одного вещества в другое, что обусловлено ОВР. Восстановитель представляет собой вещество, которое теряет электроны и в процессе окисляется. Связанная энергия определяется разностью потенциалов между валентными электронами в атомах различных элементов.

Принцип работы

Гальванический элемент — это устройство, которое преобразует химическую энергию в электрическую, используя электрохимию, а в быту называется батареей.

В такой ячейке есть контейнер, в котором содержится раствор концентрированного сульфата меди (CuSO4), а внутри раствора вставлен медный стержень — катод. Внутри контейнера находится пористый сосуд, заполненный концентрированной серной кислота (H2SO4), в нее вставлен цинковый стержень — анод. Таким образом, когда провод соединяет медный и цинковый стержни, по нему начинает протекать электрический ток.

Дополнительная информация. Реакции окисления и восстановления разделяются на части, называемые полуреакциями. Внешняя цепь используется для проведения потока электронов между электродами гальванического элемента. Электроды изготавливают из любых проводящих материалов, таких как металлы, полупроводники, графит и даже полимеры.

Принцип действия

Основу химических источников тока составляют два электрода (отрицательно заряженный анод, содержащий восстановитель, и положительно заряженный катод, содержащий окислитель), контактирующие с электролитом. Между электродами устанавливается разность потенциалов — электродвижущая сила, соответствующая свободной энергии окислительно-восстановительной реакции. Действие химических источников тока основано на протекании при замкнутой внешней цепи пространственно-разделённых процессов: на отрицательном аноде восстановитель окисляется, образующиеся свободные электроны переходят по внешней цепи к положительному катоду, создавая разрядный ток, где они участвуют в реакции восстановления окислителя. Таким образом, поток отрицательно заряженных электронов по внешней цепи идет от анода к катоду, то есть от отрицательного электрода (отрицательного полюса химического источника тока) к положительному. Это соответствует протеканию электрического тока в направлении от положительного полюса к отрицательному, так как направление тока совпадает с направлением движения положительных зарядов в проводнике.

Советуем изучить Последовательное соединение конденсаторов

В современных химических источниках тока используются:

• в качестве восстановителя (материал анода) — свинец Pb, кадмий Cd, цинк Zn и другие металлы;
• в качестве окислителя (материал катода) — оксид свинца(IV) PbO2, гидроксооксид никеля NiOOH, оксид марганца(IV) MnO2 и другие;
• в качестве электролита — растворы щелочей, кислот или солей.

Источник токов

Существует два типа электрохимических элементов: гальванические и электролитические. Гальваническая клетка использует энергию, выделяемую во время спонтанной окислительно-восстановительной реакции для выработки электроэнергии.

Электролитическая ячейка потребляет энергию от внешнего источника, используя ее, чтобы вызвать непредвиденную окислительно-восстановительную реакцию.

Два типа ячеек

Гальванический элемент, история создания которого официально началась в 18 веке, дал старт развития науки электротехники. Во время проведения экспериментов с электричеством в 1749 году Бенджамин Франклин впервые ввел термин «батарея» для описания связанных конденсаторов. Однако его устройство не стала первой ячейкой. Находки археологов «батареи Багдада» в 1936 году имеют возраст более 2000 лет, хотя точное назначение их до сих пор спорно.

Луиджи Гальвани в честь которого названа гальваническая ячейка, впервые описал «электричество животных» в 1780 году, когда пропускал ток через лягушку. В то время он не знал об этом, но его устройство работало по принципу батареи. Его современник Алессандро Вольта в честь которого названа «вольтовая ячейка» был убежден, что «животное электричество» исходило не от лягушки, а от чего-то другого, он много работал над этим и в 1800 году изобрел первую настоящую батарею — «вольтовую кучу».

Александро Вольт

В 1836 году Джон Фредерик Даниэль, исследуя способы преодоления проблем вольтовой кучи создал свою ячейку. За этим открытием последовало создание ячейки Уильяма Роберта Гроува в 1844 году. Первая аккумуляторная батарея была изготовлена из свинцово-кислотного элемента в 1859 году компанией Gaston Plante, далее появились гравитационная ячейка Калло в 1860 и ячейка Лекланш Жоржа Лекланша в 1866 году.

Вам это будет интересно Розетка с таймером: инструкция по применению и принцип работы

До этого момента все батареи были мокрого типа. В 1887 году Карл Гасснер создал первую сухую батарею, изготовленную из углеродно-цинковой батареи. Никель-кадмиевая батарея была представлена в 1899 году Вальдмаром Юнгнером вместе с никель-железной батареей. Однако Юнгнер не смог запатентовать ее и в 1903 году изобретатель Томас Эдисон запатентовал свой слегка измененный дизайн.

Русский ученый-физик Василий Петров в 1802 году соорудил крупнейшую гальваническую батарею в мире, дающую напряжение 1500В. Для сооружения потребовалось около 4200 цилиндров из меди и цинка с диаметром 35.0 мм м толщиной 2.5 мм. Батарея была размещена в ящике из красного дерева, обработанного несколькими слоями различных смол. Опыты Петрова положили начало современной электрометаллургии в дуговых печах.

Обратите внимание! Крупный прорыв в гальваническом направлении источников тока произошел в 1955 году, когда Льюис Урри, сотрудник , представил общую щелочную батарею. 1970-е годы привели к никель-водородной батарее, а 1980-е годы к никель-металлогидридной батарее.

Литиевые батареи были впервые созданы еще в 1912 году, однако наиболее успешный тип, литий-ионный полимерный аккумулятор, используемый сегодня в большинстве портативных электронных устройств, был выпущен только в 1996 году.

История создания

Первый химический источник тока был изобретён итальянским учёным Алессандро Вольта в 1800 году. Это был «элемент Вольта» — сосуд с солёной водой с опущенными в него цинковой и медной пластинками, с проволочными токовыводами. Затем учёный собрал батарею из этих элементов, которая впоследствии была названа «вольтовым столбом». Это изобретение впоследствии использовали другие учёные в своих исследованиях. Так, например, в 1802 году русский академик В. В. Петров сконструировал вольтов столб из 2100 элементов для получения электрической дуги. В 1836 году английский химик Джон Даниель усовершенствовал элемент Вольта, поместив цинковый и медный электроды в раствор серной кислоты. Эта конструкция стала называться «элементом Даниеля».

В 1859 году французский физик Гастон Плантэ изобрёл свинцово-кислотный аккумулятор, поместив скрученную в рулон тонкую свинцовую пластину в серную кислоту. Этот тип элемента и по сей день используется в автомобильных аккумуляторах.

В 1865 году французский химик Ж. Лекланше предложил свой гальванический элемент (элемент Лекланше), состоявший из цинкового стаканчика, заполненного водным раствором хлористого аммония или другой хлористой соли, в который был помещён агломерат из оксида марганца(IV) MnO2 в качестве деполяризатора с угольным токоотводом. Модификация этой конструкции используется до сих пор в солевых батарейках для различных бытовых устройств.

Советуем изучить Металлоискатель Терминатор 3

В 1890 году в Нью-Йорке Конрад Хьюберт, иммигрант из России, создаёт первый карманный электрический фонарик. А уже в 1896 году компания National Carbon приступает к массовому производству первых в мире сухих элементов Лекланше «Columbia».

Самый старый, поныне работающий гальванический элемент — серебряно-цинковая батарея, изготовленная в Лондоне в 1840 году. Подключенный к двум таким последовательно соединенным батареям звонок работает и по сей день в Кларендонской лаборатории Оксфорда.

Гальванические элементы классифицируются, как щелочные и нещелочные. Стандартная щелочная сухая батарея имеет цинковый А и К из диоксида марганца. Электролит выполнен в виде некислотной пасты. Обычно электролитом, используемым в щелочных батарейках — есть гидроксид калия. Она выполнена в форме стальной банки, заполненной диоксидом марганца в самой внутренней области К, и заполнена цинком и электролитом в центральной области А. Электролит, окружающий А, запускает химреакцию между ними.

График окислительно-восстановительной реакции

Типичная нещелочная батарея с сухими элементами имеет цинковый А и К из углеродного стержня/ диоксида марганца. Электролит обычно представляет собой кислое пастообразное вещество из смеси хлорида аммония и хлорида цинка. Физически она имеет обратную щелочной батареи конструкцию. Цинковый контейнер служит внешним анодом, тогда как углеродный стержень/ диоксид марганца занимает внутреннюю область в качестве К. Электролит смешивается с К и обеспечивает химическую реакцию между К и А.

Общее мнение специалистов говорит о том, что химически щелочная батарея имеет преимущества по отношению к нещелочной. Хотя последние более надежные и дешевые, тем не менее, щелочные, нужны, когда требуется быстрое, сильнотоковое потребление, например, вспышка на камере с быстрой перезарядкой.

Щелочные батареи

Эта конструкция ячейки получила свое название благодаря использованию щелочных водных растворов в качестве электролитов. Химия щелочных устройств была впервые введена в начале 60-х годов. И сразу стала крупнейшим конкурентом цинк-углеродной ячейки. Эти элементы обладают многими признанными преимуществами по сравнению с цинк-углеродом, включая более высокую плотность энергии, длительный срок хранения, превосходное сопротивление утечке, лучшие характеристики, как в непрерывном, так и в прерывистых рабочих циклах, и более низкое внутреннее сопротивление, что позволяет им работать при высоких скоростях разряда.

Щелочные батареи

Цинк в порошкообразной форме увеличивает площадь поверхности анода, что обеспечивает большее взаимодействие частиц. Это снижает внутреннее сопротивление и увеличивает плотность мощности. Катод, MnO2, произведен синтетически из-за его превосходства над природным MnO2, что дает рост плотности энергии. Как и в цинковой в углеродной ячейке, графит добавляется к катоду для увеличения проводимости.

Вам это будет интересно Все о свободной энергии

Электролит КОН, обеспечивает высокую ионную проводимость. Оксид цинка часто включают для замедления коррозии цинкового анода. Производное от целлюлозы и гелеобразующего агента делают щелочной элемент более дорогим, чем цинк-углерод, но более экономичным, особенно в ситуациях с высоким расходом, когда плотность энергии щелочного элемента намного выше.

• Zn + 2OH — -> ZnO + H2O + 2 e —
• 2MnO2 + H2O + 2 e — -> Mn2O 3 + 2OH —

• Zn + 2MnO2 -> ZnO + Mn2O3 E = 1,5 В

Существуют и другие конструкции ячеек, которые относятся к категории щелочных, в том числе оксиды ртути, серебра и цинка. Ртуть и серебро дают еще более высокую плотность энергии, но стоят намного дороже и постепенно исключаются требованиями международных организаций из-за их высокой токсичности.

Солевые ячейки

Аккумуляторы с сухими элементами — это устройства, в которых используется электролит с очень низким содержанием влаги. Они контрастируют с батареями с мокрыми элементами, такими как свинцово-кислотные, в которых используется жидкий электролит. Электролит, используемый в большинстве устройств с сухими элементами, является пастой, которая, хотя и содержит влагу, тем не менее остается относительно сухой. Наиболее часто используемые формы сухих элементов — это батареи типа «С», «А», 9 вольт батарейки и для электронных часов.

Сухой элемент

Важно! Сухих элементы вырабатывают электроэнергию путем преобразования химической энергии в электричество. Выходные данные зависят от типа батареи с сухими элементами. Более популярными являются конструкции с использованием цинка и углерода или цинка и диоксида марганца.

Эти материалы помещаются в пасту электролита внутри батареи. Они реагируют друг с другом посредством химического процесса, в котором электролит, диоксид углерода или марганца реагирует с цинком, создавая электричество.

Литиевые аккумуляторы

Литий-ионная технология включает в себя несколько химических процессов: ионы лития хранятся в аноде или отрицательном электроде, и транспортируются во время разряда к катоду или положительному электроду в органическом электролите.

Наиболее популярными материалами являются графит для анода и оксид металла для катода на основе никеля, марганца и кобальта. Все эти материалы обладают хорошими свойствами интеркалирования лития, что позволяет хранить большое количество энергии.

Литий-ионный элемент

Выбор аккумуляторной технологии зависит от требований эксплуатации по производительности, сроку службы, безопасности и стоимости, причем каждый тип аккумулятора обеспечивает определенные функциональные возможности.

Преимущества литий-ионных аккумуляторов:

1. Высокая плотность энергии. Высокая плотность энергии является одним из главных преимуществ технологии литиевых батарей, для того чтобы работать дольше.
2. Саморазряд. Одной из проблем многих аккумуляторов является скорость саморазряда. Литий-ионные элементы в том, что скорость их саморазряда намного ниже, чем у Ni-Cad и NiMH. Обычно составляет около 5% в первые 4 часа после зарядки, но затем падает до 1 или 2% в месяц.
3. Низкие эксплуатационные расходы, поскольку требуют технического обслуживания для обеспечения их производительности.
4. Разнообразие типов: для бытовой электроники, для электроинструментов и электромобилей.

У таких батарей есть один существенный недостаток — им требуется встроенная схема защиты. Кроме того они страдают от старения и могут выдержать 500–1000 циклов зарядки-разрядки.

Вам это будет интересно Все об статиче6ском электричестве

Устройство гальванического элемента

Гальваническая ячейка представляет собой простое устройство, с помощью которого химическая энергия преобразуется в электрическую энергию.

Строение гальванического элемента для литиевых батарей:

1. Анод, при разряде отдает электроны во внешнюю цепь и окисляется во время электрохимической реакции. Большинство коммерческих элементов в настоящее время используют электрод на основе углерода/графита, однако можно использовать металл или сплав.
2. Катод, на разряде принимает электроны из внешней цепи и восстанавливается во время электрохимической реакции. Обычно это переходный металлический оксид или фосфат.
3. Электролит.

Обратите внимание! Строение электролита ионный проводник, при этом электронный изолятор, разделяет два электрода и обеспечивает среду для переноса заряда внутри ячейки между анодом и катодом. Электролитом обычно является неводный неорганический растворитель, содержащий растворенную соль лития, например LiPF6 в пропиленкарбонате.

Принцип работы

Литиевая батарея известна как «электронный насос» из-за носителей заряда, перемещающихся между двумя электродами во время зарядки и разрядки. Электрическое (насосное) давление или разность потенциалов между положительной и отрицательной клеммами называется напряжением или электродвижущей силой (ЭДС). Свободная энергия, связанная с переносом электронов вокруг внешней цепи и ионов лития между двумя интеркалирующими электродами, связана с разницей в химическом потенциале лития в двух электродах.

Элементы батареи накапливают энергию химически в своих электроактивных материалах. Эта химическая энергия преобразуется в электрическую энергию по требованию, посредством электрохимической реакции окисления-восстановления.

Аккумуляторная батарейка

Клетки построены в разряженном состоянии. При зарядке положительный электрод, катод, материал окисляется, ионы Li + де-интеркалируются из слоистого интеркалирующего литиевого источника, например LiCoO2, проходят через электролит.

Когда элемент разряжается, на отрицательном электроде происходит реакция окисления, ионы Li + де-интеркалируются из анода и мигрируют через электролит, чтобы быть повторно интеркалированными в материал катода. Одновременная реакция электрохимического восстановления протекает на положительном электроде и принимает электроны из внешнего контура, ионы Li + из электролита, чтобы преобразовать исходный материал. Переход от электронного тока к ионному току происходит на границе раздела электрод/электролит.

• Реакция восстановления положительного электрода (катода): Li 1 -xCoO 2 + xLi + + xe- → LiCoO2
• Реакция окисления отрицательного электрода (анода): LiC 6 → xLi + + xC6 + e-
• Общая обратимая, окислительно-восстановительная, клеточная реакция: LiC 6 + CoO 2 C6 + LiCoO 2

Применение ячеек

Химические источники электрического тока

Химические источники тока – это устройства, работа которых обусловлена преобразованием выделяемой при окислительно-восстановительном процессе химической энергии в энергию электрическую.

К преимуществам химических источников тока относится универсальность их применения.

Источником питания многих бытовых устройств, а также приборов, используемых в научных лабораториях или на производстве, являются именно химические источники питания.

Востребованность химических источников тока в обеспечении функционирования аппаратуры связи или портативной электронной аппаратуры заслуживает особого внимания, так как в этом случае они являются незаменимыми.

Химические источники электротока

Конструктивно химические источники тока представляют собой два металлических электрода, разделенных электролитом. Электроды изготавливаются из металла, который является проводником электронов (электронная проводимость), а электролит изготавливается из жидкого или твердого вещества, являющегося проводником ионов (ионная проводимость).

Если для питания, какого либо потребителя, требуется высокое напряжение, то электрические аккумуляторы соединяются последовательно. В случае, когда для электропитания требуется большой ток, электрические аккумуляторы соединяются параллельно и носят название аккумуляторной батареи.

Советуем изучить Экспертиза электрооборудования: профессиональный подход к важнейшему вопросу

Последовательное соединение (согласное включение)

Еобщ = Е1 + Е2 + Е3

Смешанное соединение (встречное)

Еобщ = Е1 – Е2 + Е3

• Параллельное соединение источников питания. ( Такое соединение применяется
• для увеличения тока в цепи. )

Еобщ = Е1 = Е2 = Е3

В зависимости от характера работы различные типы химических источников питания носят название гальванических элементов либо электрических аккумуляторов.

К отличительной особенности химических источников тока, называемых гальваническими элементами, относится возможность одноразового применения, так как их выделяющие электрическую энергию активные вещества подлежат полному распаду в процессе химической реакции. При полном разряде гальванического элемента его дальнейшее применение невозможно.

Особенностью таких химических источников тока, как электрические аккумуляторы, является их многоразовое использование за счет обратимости основных действующих процессов.

Разряженный электрический аккумулятор обладает способностью регенерировать свои дающие электрическую энергию активные вещества за счет процесса пропускания через него постоянного тока, источником которого служит другое устройство.

При заряде электрического аккумулятора постоянный тока другого источника должен протекать в направлении, противоположном разрядному току. Такое условие способствует замене реакции окисления на реакцию восстановления на положительном электроде, и наоборот, на отрицательном электроде реакция окисления заменяется на реакцию восстановления.

К химическим источникам тока предъявляется ряд общих и специальных технических требований. Все требования оговорены в соответствующей нормативной документации.

Общими являются требования: к габаритно-массовым характеристикам; к надежности; к отсутствию вредного влияния на окружающую среду; к безопасному использованию обслуживающим персоналом; к сроку службы; к минимальному саморазряду.

Специальными техническими условиями являются требования к удельным характеристикам, к механической прочности, к температурному диапазону рабочего режима, к невысокому значению внутреннего сопротивления, к работоспособности в любом положении, к удобству в эксплуатации.

Область использования

Электрохимия имеет множество важных применений, особенно в промышленности. Ее процессы используются для изготовления электрических батарей. Они имеют множество применений, включая:

1. Топливный элемент преобразует химическую потенциальную энергию, получаемую при окислении топлива, например, газа, водорода, углеводородов, спиртов в электрическую энергию.
2. Различные виды пьезозажигалок для газа.
3. Электрические приборы, такие как мобильные телефоны.
4. Цифровые камеры-литиевые.
5. Слуховые аппараты (оксидно-серебряные).
6. Электронные часы (ртутные/оксидно-серебряные).
7. Военные источники тока (тепловые).
8. Батарейки A, AA, AAA, D, C и другие.

Использование химических реакций для производства электричества в настоящее время является приоритетом для многих исследователей. Возможность адекватно использовать химические реакции в качестве источника энергии в значительной степени поможет решить проблемы загрязнения окружающей среды.