Химические источники тока

Химические источники тока (ХИТ) – это системы для непосредственного превращения химической энергии окислительно-восстановительной реакции в электрическую. В настоящее время существует очень большое число типов ХИТ: гальванические, комбинированные, резервные, топливные элементы, аккумуляторы. Основной отличительной особенностью аккумуляторов является то, что реакции, протекающие в них, являются обратимыми, поэтому их можно заряжать и использовать не один раз. Условное обозначение ХИТ:

(а) / электролит // электролит / (к)

или (а) / электролит / (к) ,

где (а) – материал анода (электрода, на котором идет процесс окисления);

(к) – материал катода (электрода, на котором идет процесс восстановления);

/ – поверхность раздела электролит - раствор или расплав электролита;

// – поверхности раздела пространственно удалены друг от друга. При работе источников тока в них протекают достаточно сложные, многостадийные процессы. Условия, необходимые для получения электрического тока в ХИТ:

· ХИТ должен содержать два электрода с различными потенциалами;

· процессы окисления и восстановления должны быть пространственно разделены;

· внешняя и внутренняя цепи должны быть замкнуты.

 

Далее будут рассмотрены примеры только гальванических элементов.

Пример 1. Схема гальванического элемента:

Zn / ZnSO4 // H2SO4 / H2 (Pt) .

Слева – цинковый электрод, погружённый в раствор сульфата цинка, справа – стандартный водородный электрод (платиновая пластина в растворе серной кислоты). Условия работы гальванического элемента будем считать стандартными, т.е. потенциал электрода из цинка потенциал водородного (платинового) электрода В. Условие самопроизвольного протекания окислительно-восстановительной реакции - > , следовательно, на правом электроде будет идти полуреакция восстановления (платина - катод), а на левом – окисления (цинк - анод):

· анодный процесс - Zn - 2ē = Zn2+;

· катодный процесс - 2Н+ + 2ē = Н2 .

Ионное и молекулярное уравнения реакции, на которой основана работа гальванического элемента:

Zn + 2Н+ = Zn2+ + Н2 ; Zn + Н2SO4 = ZnSO4 + Н2 .

Электроны, отдаваемые цинком, по внешней цепи перемещаются к катоду, а в противоположном направлении, по внутренней цепи, перемещаются отрицательно заряженные ионы SO42—:

ē

(-) (+)

(а) Zn / ZnSO4 // H2SO4 / H2 (Pt) (к)

SO42—

 
 


ЭДС любого ХИТ рассчитывается как разность = . Значение ЭДС должно быть больше нуля.

Пример 2. Схема гальванического элемента:

Al / Al2(SO4)3 0,005M // KСlO3; KCl; H2SO4 / (C)

Слева – алюминиевый электрод, погружённный в раствор сульфата алюминия с концентрацией 0,005 моль/л (при обозначении молярной концентрации обозначение размерности моль/л часто заменяют буквой М), справа – графитовый электрод в растворе двух солей при стандартных условиях. Потенциал алюминиевого электрода необходимо рассчитать по уравнению (2):

.

В условиях указана концентрация соли, ионы алюминия образуются при её диссоциации: Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42—, поэтому [Al3+] = = . Таким образом,

.

Потенциал на графитовом электроде равен стандартному потенциалу окислительно-восстановительной пары СlO3/Cl: =1,45 В.

> , т.е. в левом полуэлементе находится восстановитель (идёт полуреакция окисления, алюминий – анод), в правом – окислитель (идёт полуреакция восстановления, графитовый электрод – анод).

Анодный процесс Al - 3ē = Al3+ 2

катодный процесс - СlO3 + 6H+ + 6ē = Cl + 3H2O 1

Ионное и молекулярное уравнения реакции:

2Al + ClO3 + 6H+ = 2Al3+ + Cl + 3H2O,

2Al + KClO3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + KCl + 3H2O.

Условная схема работы гальванического элемента:

ē

 
 


(-) (+)

(а) Al / Al2(SO4)3 // KСlO3; KCl; H2SO4 / (C) (к)

SO42—

 
 


ЭДС = 1,45 – (-1,70) = 3,15 В.

КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ

 

Коррозия - процесс самопроизвольного нежелательного разрушения металлов при взаимодействии с компонентами окружающей среды, выполняющими роль окислителей. В литературе по коррозии окислители принято называть деполяризаторами. Процессы коррозии сложные, очень часто многостадийные. В пределах данного курса они будут рассмотрены в упрощенной форме.

Рассмотрим реакции окисления металлов при взаимодействии их с растворами кислот, щелочей и водой. Для решения вопроса о возможности окисления металла необходимо сравнить потенциалы окислителя (Ox) и металла (Red) в рассматриваемой среде. Электродные потенциалы некоторых металлов, а также водорода и кислорода в кислой, нейтральной и щелочной среде приведены в табл. 4. Таблица 4

 

Среда
кислая (рН=0) нейтральная (рН=7) щелочная (рН=14)
Red/Ox пара Е0, В Red/Ox пара Е, В Red/Ox пара Е0, В
2H+/H2 0,00 2H2O/H2 - 0,41 2H2O/H2 - 0,83
O2/2H2O + 1,22 O2/4OH- + 0,81 O2/4OH- + 0,40
Mg2+/Mg - 2,36 Mg(OH)2/Mg - 2,38 Mg(OH)2/Mg - 2,69
Al3+/Al - 1,66 Al(OH)3/Al - 1,88 AlO2-/Al - 2,36
Zn2+/Zn - 0,76 Zn(OH)2/Zn - 0,81 ZnO22-/Zn - 1,22
Cr3+/Cr - 0,74 Cr(OH)3/Cr - 0,93 CrO2-/Cr - 1,32
Fe2+/Fe - 0,44 Fe(OH)2/Fe - 0,46 Fe(OH)2/Fe - 0,87
Cd2+/Cd - 0,40 Cd(OH)2/Cd - 0,41 Cd(OH)2/Cd - 0,82
Ni2+/Ni - 0,25 Ni(OH)2/Ni - 0,30 Ni(OH)2/Ni - 0,72
Sn2+/Sn - 0,14 Sn(OH)2/Sn - 0,50 SnO22-/Sn - 0,91
Cu2+/Cu +0,34 Cu(OH)2/Cu + 0,19 Cu(OH)2/Cu - 0,22

Если выполняется условие самопроизвольного протекания окислительно-восстановительной реакции, т.е. > , то процесс коррозии может начаться самопроизвольно. Написание уравнений будем выполнять по правилам составления уравнений ОВР (см. подраздел 6.2).








Дата добавления: 2015-12-16; просмотров: 750;


Поиск по сайту:

При помощи поиска вы сможете найти нужную вам информацию.

Поделитесь с друзьями:

Если вам перенёс пользу информационный материал, или помог в учебе – поделитесь этим сайтом с друзьями и знакомыми.
helpiks.org - Хелпикс.Орг - 2014-2024 год. Материал сайта представляется для ознакомительного и учебного использования. | Поддержка
Генерация страницы за: 0.008 сек.