Работа 7. Химические источники тока — КиберПедия 

Индивидуальные очистные сооружения: К классу индивидуальных очистных сооружений относят сооружения, пропускная способность которых...

Семя – орган полового размножения и расселения растений: наружи у семян имеется плотный покров – кожура...

Работа 7. Химические источники тока

2017-12-12 235
Работа 7. Химические источники тока 0.00 из 5.00 0 оценок
Заказать работу

В основе электрохимии лежат окислительно-восстановительные (редокс-) реакции, т. е. химические реакции, сопровождающиеся переходом электронов от одних атомов, ионов или молекул (восстановителей) к другим (окислителям). Любому веществу- восстановителю (red1) соответствует окисленная форма (ox1), а окислителю (ox2) − восстановленная (red2); вместе они образуют сопряженную окислительно-восстановительную пару (полуреакцию):

red1 – n ox1 окисление

ox2 + n red2 восстановление

Сложение обеих полуреакций позволяет записать реакцию в общем виде

red1 + ox2 ox1 + red2

Обычно окислительно-восстановительная реакция происходит в едином объеме, а энергия химического взаимодействия рассеивается в окружающую среду в виде тепла (DH).

Если же процессы окисления и восстановления пространственно разделить, то окислительно-восстановительную реакцию можно использовать для получения электрической энергии. Такие устройства называют химическими источниками тока (ХИТ). Простейший вариант ХИТ – гальваническая ячейка (рис. 7.1) – представляет собой сосуды, в которых два электрода, помещенные в раствор соответствующих электролитов, соединены пористой перегородкой или солевым мостиком (проводником второго рода1)). Солевой мостик, или электролитический ключ, представляет стеклянную трубку, заполненную раствором электролита, катионы и анионы которого характеризуются одинаковой подвижностью (обычно KCl). При замыкании внешней цепи проводником первого рода начинается окислительно-восстановительная реакция, о чем свидетельствует возникновение электродвижущей силы (ЭДС).

Реакция CuSO4 + Zn ↔ Cu + ZnSO4 в электрохимическом варианте является основой гальванического элемента Даниэля-Якоби, схема которого

(–) Zn |Zn2+ ||Cu2+|Cu (+),

отражает современную систему обозначений для гальванических элементов.

Анод Катод

Рис. 7.1. Гальванический элемент Даниэля-Якоби

 

Слева записывается анод:(−) Zn |Zn2+ электрод, на котором происходит процесс окисления (отдача электронов). Справа – катод: (+) Cu2+½Cu – электрод, на котором происходит процесс восстановления (приём электронов). Одна вертикальная черта изображает фазовый раздел между металлом и раствором электролита. Двойная вертикальная линия отделяет анодное пространство от катодного. Иногда её раздвигают, чтобы указать электролит проводника 2 рода, например: (−) Zn |Zn2+ │KCl│Cu2+│Cu (+).

Знаки минус (−) на аноде и плюс (+) на катоде свидетельствуют о том, что по внешнему участку цепи (проводнику первого рода) электроны движутся от анода (источника электронов) к катоду. Внешнюю цепь на схеме не изображают.

Реакции, протекающие на отдельных электродах, называют электродными реакциями. Электродные реакции протекают на границе раздела электрод − металл. Отток электронов с анода (Zn(т) - 2ē → Zn2+(р)) приводит к обогащению анодного пространства катионами Zn2+, а катодного пространства (Cu2+(р) + 2ē → Cu(т)) − анионами SO42-. В результате по внутреннему участку цепи (солевому мостику, проводнику второго рода) к аноду движутся анионы, а к катоду – катионы, что определяет их названия.

При работе элемента цинковый электрод постепенно растворяется, а на медном выделяется металлическая медь.

Электродный потенциал

Рассмотрим систему металл-электролит. В этих гетерогенных системах в зависимости от природы металла и электролита возможен переход катионов из кристаллической решётки металла в раствор или из раствора на поверхность металла. Эти процессы определяются соотношением энтальпии отрыва иона от кристаллической решетки металла (DHреш) и энтальпии сольватации этого иона Мn+ × aq (DHsolv).

В результате на фазовой границе металл½электролит устанавливается равновесие:

M +aq ↔ n ē + Мn+×aq

Если концентрация ионов металла в растворе меньше равновесной, то при погружении металла в раствор равновесие смещается вправо, что приводит к отрицательному заряду на металле по отношению к раствору. Если малоактивный металл погружен в раствор соли с концентрацией больше равновесной, то происходит переход ионов из раствора на металл, заряженный положительно (рис. 7.2). Ионы раствора по законам электростатики сосредотачиваются возле противоположно заряженной пластины. Так возникает двойной электрический слой, и на границе двух фаз возникает разность потенциалов, называемая электродным или гальвани-потенциалом.

Система, состоящая из металла, погруженного в раствор электролита, называется электродом, т.е. электроды в электрохимии – это системы из двух токопроводящих тел: проводников 1 и 2 рода.

Рис. 7.2. Схема двойного электрического слоя (а) и (б);

падение потенциала в двойном слое (в)

 


Поделиться с друзьями:

Биохимия спиртового брожения: Основу технологии получения пива составляет спиртовое брожение, - при котором сахар превращается...

История создания датчика движения: Первый прибор для обнаружения движения был изобретен немецким физиком Генрихом Герцем...

Кормораздатчик мобильный электрифицированный: схема и процесс работы устройства...

Эмиссия газов от очистных сооружений канализации: В последние годы внимание мирового сообщества сосредоточено на экологических проблемах...



© cyberpedia.su 2017-2024 - Не является автором материалов. Исключительное право сохранено за автором текста.
Если вы не хотите, чтобы данный материал был у нас на сайте, перейдите по ссылке: Нарушение авторских прав. Мы поможем в написании вашей работы!

0.01 с.