Принципът на работа на галваничната клетка накратко. Галванични елементи - устройство, принцип на действие, видове и основни характеристики. Батериите се използват широко за захранване на различни електронни устройства, устройства, цифрова техника и се разделят на три вида

В съвременните условия най-често срещаните химически източници на ток са галваничните клетки. Въпреки индивидуалните си недостатъци, те се използват широко в електрониката и непрекъснато се работи за подобряването им. Принципът на работа на галваничния елемент е доста прост. Във воден разтвор на сярна киселина се потапят медни и цинкови плочи, които след това играят ролята на положителен и отрицателен полюс.

Принципът на действие на галваничния елемент

Когато полюсите са свързани с проводник, се появява най-простата електрическа верига. Токът вътре в елемента ще възникне от отрицателен заряд към положителен, тоест от цинкова плоча към медна. Движението на заредени частици по външната верига ще се извършва в обратна посока.

При излагане електрически токдвижението на остатъците от сярна киселина, както и на водородните йони, ще се случи в различни посоки. В този случай водородът пренася заряда върху медната плоча, а останалата киселина - върху цинковата плоча. Така напрежението ще се поддържа на клемите. В същото време мехурчетата водород се утаяват върху медната плоча, отслабвайки цялостния ефект на елемента и създавайки допълнително напрежение. Това напрежение е известно като поляризационна електродвижеща сила. За да се избегне това явление, в състава се въвежда вещество, което е способно да абсорбира водородни атоми и да изпълнява функцията на деполяризация.

Галванични клетки: предимства и недостатъци

За производството на съвременните галванични елементи се използват различни материали. Най-често срещаните са материали, базирани на въглеродно-цинкови елементи, използвани за нокти.

Основното им положително качество се счита за относително ниска цена. Такива елементи обаче имат ниска мощност и кратък срок на годност. Най-добрият вариант е използването на алкални елементи. Тук не въглища, а алкален разтвор действа като електролит. При разреждане не се отделя газ, което осигурява пълна херметичност. Алкалните елементи имат по-дълъг срок на годност.

Общият принцип на работа на галванична клетка за всичките им видове е абсолютно еднакъв. Например елементите на базата на живачен оксид структурно наподобяват алкалните. Характеризират се с повишена устойчивост на високи температури, висока механична якост и стабилна стойност на напрежението. Недостатъкът е токсичността на живака, което изисква внимателно боравене с отработените елементи.

Министерство на образованието и науката на Руската федерация

Национален изследователски ядрен университет МИФИ

Балаковски инженерно-технологичен институт

ГАЛВАНИЧНИ ЕЛЕМЕНТИ

Насоки

по курс "Химия"

всички форми на обучение

Балаково 2014г

Целта на работата: да се проучи принципът на работа на галваничните клетки.

ОСНОВНИ ПОНЯТИЯ

ЕЛЕКТРОХИМИЧНИ ПРОЦЕСИ НА ГРАНИЦАТА

Във възлите на кристалните решетки на металите има йони на атоми. Когато метал се потопи в разтвор, започва сложно взаимодействие на повърхностни метални йони с молекули на полярния разтворител. В резултат на това металът се окислява и неговите хидратирани (солватирани) йони преминават в разтвор, оставяйки електрони в метала:

Me + m H 2 O Me (H 2 O) +не-

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

Ориз. 1 Двоен електрически слой на границата метал-разтвор

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

Me(H2O) +не
Me + m H 2 O -

При определена стойност на потенциала на електрода се установява равновесие:

Me + m H2O
Me(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 ЕЛЕМЕНТИ

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 клетки се получава поради окислително-редукционния процес, при условие че реакцията на окисление се извършва отделно на един електрод и реакцията на редукция на другия. Например, когато цинкът се потопи 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 е показана схема на галваничен елемент 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 медния. Има непрекъснат поток от електрони - електрически ток. В резултат на напускането 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, на който протича окислението, се нарича анод. Електродът, където се извършва редукция, се нарича катод.

Анод (-) Катод (+)

Ориз. 2. Схема на галваничен елемент

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

1) аноден - процесът на окисляване на цинка Zn 0 - 2e → Zn 2+;

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

3) движението на електрони по външната верига;

4) движение на йони в разтвора.

В лявото стъкло има липса на SO 4 2-аниони, а в дясното има излишък. Следователно във вътрешната верига на работеща галванична клетка има движение на SO 4 2- йони 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)

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

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

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 изграждат галваничния елемент:

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

където EMF е електродвижещата сила;

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

Е възстанови - електродния потенциал на по-активния метал.

СТАНДАРТНИ ЕЛЕКТРОДНИ ПОТЕНЦИАЛИ НА МЕТАЛИ

Абсолютните стойности на електродните потенциали на металите не могат да бъдат директно определени, но може 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 нула. Схемите на галванични клетки за измерване на потенциала на метал са както следва:

H 2, Pt|H + || Аз n + | Аз

Тъй като потенциалът на водородния електрод е условно равен на нула, тогава ЕМП на измерения елемент ще бъде равен на потенциала на електрода на метала.

Стандартният електроден потенциал на металанаречен негов електроден потенциал, който възниква, когато метал се потопи в разтвор на собствен йон с концентрация (или активност), равна на 1 mol / l, при стандартни условия, измерен в сравнение със стандартен водороден електрод, чийто потенциал при 25 0 С условно се приема равно на нула. Подреждайки металите в редица с нарастване на техните стандартни електродни потенциали (E°), получаваме така наречената серия от напрежение.

Колкото по-отрицателен е потенциалът на Me/Me n+ системата, 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 разтвор, mol/l.

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

(3)

КОНЦЕНТРАЦИОННИ ГАЛВАНИЧНИ ЕЛЕМЕНТИ

Галваничните клетки могат да бъдат съставени от два напълно идентични електрода, потопени в разтвори на един и същ електролит, но с различна концентрация. 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 EMF 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 ЕЛЕКТРОД

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

E = E i - E p , (5)

където E - поляризация;

E i - електроден потенциал по време на преминаване на електрически ток;

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

2. При разпознаване на 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 реактивите не попадат върху лицето, дрехите и близкия другар.

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

5. При разреждане на сярна киселина не трябва да се добавя вода към киселината, киселината трябва да се излива внимателно, на малки порции, в студена вода, като разтворът се разбърква.

6. След приключване на работа измийте добре ръцете си.

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

8. Всички бутилки с реагент трябва да бъдат затворени с подходящи запушалки.

9. Реагентите, останали след работа, не трябва да се изливат или наливат в бутилки с реагенти (за да се избегне замърсяване).

Работен ред

Упражнение 1

ИЗСЛЕДВАНЕ НА АКТИВНОСТТА НА МЕТАЛИ

Инструменти и реактиви: цинк, гранулиран; меден сулфат CuSO 4, 0,1 N разтвор; епруветки.

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

Задача 2

ГАЛВАНИЧЕН КЛЕТЪК

Уреди и реактиви: Zn, Cu -метали; цинков сулфат, ZnSO 4, 1 М разтвор; меден сулфат CuSO 4, 1 М разтвор; калиев хлорид KCl, концентриран разтвор; галванометър; очила; U-образна тръба, памук.

В едната чаша се налива до ¾ обем 1 М разтвор на сол на метала, който е анод, а в другата - същият обем 1 М разтвор на сол на метала, който е катод. 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 се потопят в приготвените разтвори. В едната чаша спуснете плочата с метален анод, а в другата - плочата с метален катод; монтирайте галваничния елемент с галванометър. Затворете веригата и маркирайте посоката на тока върху галванометъра.

Направете схема на галваничен елемент.

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

Задача 3

ОПРЕДЕЛЯНЕ НА АНОДА ОТ ПОСОЧЕНИЯ КОМПЛЕКТ ПЛОЧИ

Уреди и реактиви: Zn, Cu, Fe, Al - метали; цинков сулфат, ZnSO 4, 1 М разтвор; меден сулфат CuSO 4, 1 М разтвор; алуминиев сулфат Al 2 (SO 4) 3 1 М разтвор; железен сулфат FeSO 4, 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 пластини и разтвори на соли на тези метали сглобете галваничен елемент, в който катод ще бъде цинкът (задача 2).

Съставете електронните уравнения за реакциите, протичащи на анода и катода на сглобения галваничен елемент.

Напишете редокс реакцията, която е в основата на работата на този галваничен елемент. Изчислете емф.

ДИЗАЙН НА ДОКЛАДА

Лабораторният дневник се попълва по време на лабораторните занятия в хода 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, уравнения на реакциите, уредна схема;

контролни въпроси и задачи по темата.

КОНТРОЛНИ ЗАДАЧИ

1. Кои от следните реакции са възможни? Напишете уравненията на реакциите 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+ сдвоени с нормален водороден електрод.

3. Изчислете ЕМП на галванична клетка

Zn/ZnSO4 (1М)| |CuSO 4 (2M)

Какви химични процеси протичат по време на работата 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 протичащите реакции.

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 съгласно уравнението: Ni + Pb (NO 3) 2 \u003d Ni (NO 3) 2 + Pb

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

Време, отделено за лабораторна работа

Литература

Основен

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

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

ИНФРА-М, 2004. - 512 с.

Допълнителен

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

4. Коровин Н.В. Обща химия: учебник за техн. посока и специални университети. - М .: Висше. училище, 2002.–559с.: илюстр.

4. Ахматов Н.С. Обща и неорганична химия: учебник за университетите. - 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. Метелски A. V. Химия във въпроси и отговори: справочник. - Минск: Bel.En., 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 "Химични технологии"

всички форми на обучение

Съставител: Синицина Ирина Николаевна

Тимошина Нина Михайловна

Галваничният елемент е химически източник на електрически ток, базиран на взаимодействието на два метала и/или техни оксиди в електролит, кръстен на италианския учен Луиджи Галвани.

По-късно ученият събра батерия от медно-цинкови клетки, която по-късно беше наречена Волтов стълб (виж фигурата). Състоеше се от няколко десетки цинкови и медни чаши, сгънати по двойки и разделени с 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 конструира гигантска батерия от 2100 клетки, която създава напрежение от около 2500 волта и се използва за производството на мощна електрическа дъга, която създава толкова висока температура, че може да стопи метали.

Има галванични клетки и други конструкции. Помислете за друга медно-цинкова галванична клетка, но захранвана с енергия химическа реакциямежду цинков и меден сулфатен разтвор (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 елементи 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 е пълна с восък или смола с малък отвор за излизане на газовете. 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) се разделят на две групи - първични (еднократни) 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 се класифицират 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 са с различен волтаж и капацитет. Например традиционните алкални батерии имат номинално напрежение от около 1,5 V, а по-модерните литиеви батерии имат номинално напрежение от около 3 V. Електрическият капацитет зависи от много фактори: броя на клетките в батерията, нивото на заряд, температурата на околната среда, токът на прекъсване (при който устройството не работи дори с наличния заряд). Например, батерия, която вече не работи във фотоапарат, често продължава да работи в часовници или дистанционни управления.
Количеството електричество (заряд) в батериите се измерва в амперчасове. Например, ако една батерия има заряд от 1 амперчас и електрическото устройство, което захранва, изисква 200 mA, тогава животът на батерията се изчислява, както следва: 1 Ah / 0,2 A = 5 часа.
Благодарение на технологичния прогрес разнообразието от миниатюрни устройства, захранвани от батерии, се увеличи. За много от тях бяха необходими по-мощни батерии, като същевременно бяха доста компактни. Литиевите батерии се превърнаха в отговор на тази нужда: дълъг живот на съхранение, 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 1899 г. от шведския учен В. Юнгнер. Но едва в средата на 20-ти век инженерите излязоха с почти модерна схема за такива запечатани батерии. Поради 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 акумулатора в амперчасове е равен на произведението на граничния ток и продължителността на разреждането. Например, ако една батерия може да достави ток от 80 mA за 10 часа, тогава капацитетът е: 80 mA 10 h = 800 mAh (или, в международни условия, 800 mAh, вижте фигурата).

Кузнецова Алла Викторовна (Самара)

Галваничен елемент- това е химически източник на ток, при който енергията, освободена по време на окислително-редукционната реакция върху електродите, директно се преобразува в електрическа енергия .

Ориз. 9.2. Схема на галваничен елемент от Даниел - Якоби

Тук I е чаша, съдържаща разтвор на ZnSO 4 във вода с цинкова плоча, потопена в него; II - чаша, съдържаща разтвор на CuSO 4 във вода с медна плоча, потопена в нея; III - солен мост (електролитен ключ), който осигурява движението на катиони и аниони между разтворите; IV - волтметър (необходим за измерване на ЕМП, но не е включен в състава на галваничния елемент).

Стандартен електроден потенциал на цинков електрод . Стандартен електроден потенциал на меден електрод . защото , тогава цинковите атоми ще бъдат окислени:

Електродът, при който протича реакцията на редукция или който приема катиони от електролита, се нарича катод.

Чрез електролитния ключ се осъществява движението на йони в разтвора: SO 4 2- аниони към анода, Zn 2+ катиони към катода. Движението на йони в разтвора затваря електрическата верига на галваничния елемент.

Реакциите (а) и (б) се наричат ​​електродни реакции.

Добавяйки уравненията на процесите, протичащи на електродите, получаваме общото уравнение на редокс реакцията, протичаща в галваничния елемент:

В общия случай общото уравнение на редокс реакцията, протичаща в произволен галваничен елемент, може да бъде представено като:

Веригата на галваничната клетка Daniel-Jacobi има формата:

Zn | ZnSO 4 || CuSO4 | Cu

Максималната потенциална разлика на електродите, която може да се получи по време на работа на галваничен елемент, се нарича електродвижеща сила(емф) елемент д. Изчислява се по формулата;

където н- броят на електроните в елементарния редокс акт, Ее числото на Фарадей.

Големината на промяната в изобарно-изотермичния потенциал на токообразуващата реакция при стандартни условия? Ж 0 е свързано с равновесната константа на тази реакция Да сее равно на отношението

Галваничните елементи са първични (еднократни) химически източници на ток (ХТ). Вторични (многократни) HIT са батериите. Процесите, протичащи при разреждането и зареждането на батериите, са взаимно обратни.

Наричат ​​се галванични елементи, в които електродите са направени от един и същи метал и са потопени в разтвори на техните соли с различна концентрация. концентрация. Функцията на анода в такива елементи се изпълнява от метал, потопен в солен разтвор с по-ниска концентрация, например:

Пример 1Направете диаграма на галванична клетка въз основа на реакцията: Mg + ZnSO 4 = MgSO 4 + Zn. Какъв е катодът и анодът в този елемент? Напишете уравненията за процесите, протичащи на тези електроди. Изчислете ЕМП на елемента при стандартни условия. Изчислете константата на равновесие за реакцията, образуваща ток.

1. Галваничен елемент

Галваничният елемент е химически източник на електрически ток, кръстен на Луиджи Галвани. Принципът на действие на галваничния елемент се основава на взаимодействието на два метала чрез 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 HP, които поради необратимостта на протичащите в тях реакции не могат да се презареждат.

Галваничните клетки са източници на електрическа енергия с едно действие. Реагентите (окислител и редуциращ агент) са директно част от галваничната клетка и се изразходват по време на нейната работа. Галваничната клетка се характеризира с ЕМП, напрежение, мощност, капацитет и енергия, дадена на външна верига, както и устойчивост и екологична безопасност.

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

U = Ee – I(r1–r2) – ΔE,

където Ee е ЕМП на елемента; I е силата на тока в режим на работа на елемента; r1 и r2 са съпротивлението на проводници от I и II род вътре в галваничния елемент; ΔЕ е поляризацията на галваничния елемент, която се състои от поляризациите на неговите 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 галваничен елемент, неговият ЕМП и съответно напрежението постепенно намаляват поради намаляване на концентрацията на реагентите и увеличаване на концентрацията на продуктите на редокс процесите върху електродите (припомнете си уравнението на Нернст). Въпреки това, колкото по-бавно напрежението намалява по време на разреждането на галваничния елемент, толкова повече възможности за неговото приложение на практика. Капацитетът на елемента е общото количество електричество Q, което галваничният елемент може да отдели по време на работа (при разреждане). Капацитетът се определя от масата на реагентите, съхранявани в галваничния елемент, и степента на тяхното превръщане. С увеличаване на тока на разреждане и намаляване на работната температура на елемента, особено под 0°C, степента на преобразуване на реагентите и капацитетът на елемента намаляват.

Енергията на галваничния елемент е равна на произведението от неговия 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.

Устойчивостта е продължителността на периода на съхранение на даден елемент, през който неговите характеристики остават в зададените параметри. С повишаване на температурата на съхранение и работа на елемента, неговата устойчивост намалява.

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

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

Реакциите, генериращи ток в този елемент, са:

На анода (–): Zn – 2ē → Zn2+ (на практика цинковата обвивка на клетъчното тяло постепенно се разтваря);

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

В електролитното пространство протичат и следните процеси:

На анода Zn2+ + 2NH3 →2+;

На катода Mn2O3 + H2O → или 2.

В молекулярна форма химическата страна на работата на галваничния елемент може да бъде представена от общата реакция:

Zn + 2MnO2 + 2NH4Cl → Cl2 + 2.

Диаграма 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 реагентите в алкален електролит (КОН) 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 следователно не са икономически ефективни. Понастоящем са известни повече от 40 различни вида преносими галванични клетки, които в ежедневието се наричат ​​"сухи батерии".

2. Електрически батерии

Електрическите батерии (secondary HIT) са акумулаторни галванични клетки, които могат да се презареждат с помощта на външен източник на ток (зарядно устройство).

Батериите са устройства, в които под въздействието на външен източник на ток се акумулира (натрупва) химическа енергия в системата (процесът на зареждане на батерията), а след това, когато устройството работи (разрежда се), химическата енергия отново се преобразуван в електрическа енергия. Така при зареждане батерията работи като електролизатор, а при разреждане – като галваничен елемент.

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 алкалните никел-кадмиеви и никел-железни батерии остават най-разпространени в Русия, а също 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 с 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.

На анода: (–) Pb – 2ē → Pb2+;

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

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

Pb2+ + SO42– = ↓PbSO4.

Общата реакция на генериране на ток в процеса на разреждане на батерията:

Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4↓ + 2H2O,

и 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 подава към клемата "анод", а положителен полюс към клемата "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 клеми („кипене“). Това се дължи на появата на странични процеси на редукция на водородни катиони и окисляване на водата с повишаване на напрежението по време на редукция на електролита:

2Н+ + 2ē → Н2; 2Н2О – 4ē → О2 + 2Н2.

Ефективността на батерията достига 80%, а 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 Comp.

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 във всички видове превозни средства, телефони и електроцентрали. Въпреки това, поради високата токсичност на оловото и неговите продукти, оловно-киселинните батерии изискват запечатани опаковки и пълна автоматизация на работните процеси.

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

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

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

Предимствата на тези батерии включват дългия им експлоатационен живот (до 10 години) и високата 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. Спомнете си също, че кадмият е силно токсичен метал, което изисква спазване на правилата за безопасност при изхвърляне на използвани устройства.

ЕМП и ток. Трябва да се помни, че към батерията трябва да бъдат свързани елементи със същите характеристики. План за работа Начертайте еквивалентни схеми: Схеми за превключване на реостат Схеми за превключване на потенциометър Схеми на свързване на галванични елементи. Заключение От конструираните вериги и условия всяка верига има своя собствена стойност на ЕМП; във всяка верига тя се определя по различни начини. Отговори на...

Развитие на галванопластиката през XIX - XX век. остава до голяма степен отворена. Изглежда, че може да бъде решен въз основа на реконструкцията на процеса на създаване на галванично производство; проследяване на кои области на науката и технологиите, техните специфични постижения, тя дължи своето формиране; разглеждане на социално-икономическите предпоставки за възникване и развитие на галванопластиката. ...

Токът е по-нисък, отколкото при галванопластиката; в железни галванопластични вани не надвишава 10–30 A/m2, докато по време на гладене (галванопластика) плътността на тока достига 2000–4000 A/m2. Галваничните покрития трябва да имат дребнозърнеста структура и еднаква дебелина в различните зони на покритите продукти - издатини и вдлъбнатини. Това изискване е особено важно при галванопластиката...