1. Procesele de conversie a energiei chimice a unei reacții în energie electrică - este procese în baterii și pile de combustie.
2. Procesele de conversie a energiei electrice în energie chimică - este procesele care apar în timpul trecerii curentului prin soluție sau topi (electroliza).
Conceptul de potențialul de electrod
Să considerăm sistemul de electrozi: electrod metalic imersat în electrolit - soluție de sare.
1. Când imersate suficient metale active (de Zn, Fe, etc.) La soluția apoasă pe suprafața interacțiunii ionilor metalici cu dipolii de apă. Ca rezultat, ionii metalici sunt hidratate și trec în soluție, în timp ce electronii rămân în placa metalică și încărcătura metalică este negativ. ionii metalici rămân în stratul adiacent lângă suprafața metalică a soluției. Aceasta are ca rezultat un strat dublu electric. Ktorov poate fi asemănat cu un condensator.
Fig.24. Apariție stratului dublu electric la Zn - soluție.
[Zn2 +. 2e] + m H2O = Zn2 + x m H2O
cristal ¯ aquated ion
rămân cristaline. zăbrele,
otritsat necompensate. încărca
Abreviat: Zn 0 - 2e = Zn 2+
Deoarece concentrația ionilor metalici în soluție la suprafața sa, ieșirea lor din scăderile de metal și probabilitatea crește procesul invers. Un echilibru dinamic reversibil. Rezultată din metal soluția în condiții de echilibru se numește diferența de potențial de echilibru al potențialului de electrod al sistemului E (Me n + / Me).
metale active (. zinc, fier etc.) continuă să trimită ionii săi, chiar și în soluții concentrate de săruri ale acestora și este întotdeauna încărcat negativ - sunt numite electronegativ. o picătură de potențial la metal soluția este considerată în mod convențional o valoare negativă, de exemplu, Zn - 2e = Zn2 +. E (Zn 2+ / Zn) <0.
2. La imersare metalic inactiv, de exemplu, cupru, în soluția sărurilor sale (CuSO4), ionii de cupru trec în soluție, ci dimpotrivă, o parte a cationilor din soluția trece la electrodul de cupru prin încărcarea se polozhitelno.Rastvor aceeași despre suprafața metalică din cauza excesului SO4 2- anioni au sarcină negativă în exces. La metal soluție strat electric dublu. Metale, care derivă ionii lor din dilua în mod arbitrar soluții ale sărurilor lor și întotdeauna încărcate pozitiv, numit electropozitiv.
Fig.25. Apariție stratului dublu electric la Cu - soluție
Cu 2+ + 2e = Cu. E (Cu 2+ / Cu)> 0
3. Printre metalul electropozitiv ocupă un platină special, care nu este niciodată, în nici un caz, trimite ionii săi în soluție (un foarte puternic rețea cristalină). In schimb, se poate prelua toate cationilor din soluție și rețelelor cristaline servește ca un rezervor de electroni, iar pe suprafața tipului de platină au loc procese:
Fe 3+ + e = Fe2 + sau Sn 2+ - 2e = Sn 4+
În acest caz, potențialul care rezultă din metal soluția va fi determinată de proprietățile ionilor implicați în proces, de exemplu, E (Fe 3+ / Fe 2 +)> 0, E (Sn 4+ / Sn 2 +)> 0.
Astfel de sisteme de electrozi numite electrozi redox (Red - formă redusă, Ox - formă oxidată).
4. Dacă negrul platină capac de platină (strat de platină fin divizat), dobândește proprietățile de dizolvare și atomizarea gaze (hidrogen și oxigen). Dacă platină cufundat în soluția de acid și pentru a satura cu hidrogen gazos, atunci procesul va merge la interfața:
potențial Equilibrium al unui astfel de sistem în condiții standard (P = 101,3 kPa, T = 298K, concentrația activă a ionilor de hidrogen în soluția de acid sulfuric de 1 mol / l) iau în mod convențional zero, dar sistemul în sine este numit electrod standard de hidrogen: E 0 (2H + / H2) = 0 volți.
Acest electrod este stabil în funcțiune și are un potențial bine reproductibil.
CONCLUZII: la metal soluția strat electric dublu - electrod
potențial. Valoarea absolută a potențialului de echilibru nu poate fi măsurat. putea
măsurate sau valori ale potențialelor relative calculate.
redox normală sau standard (OM) capabilități.
Potențialul relativ al oricărui al sistemului de electrozi poate fi calculat din valoarea măsurată a forței electromotoare a celulei, compus dintr-un electrod de dorit și un potențial standard, care este cunoscut în mod convențional.
Orice sistem potențial de electrod menținut în condiții standard (P = 101,3 kPa, T = 298K, concentrațiile active ale tuturor ionilor într-o soluție de 1 mol / l) și măsurat față de un electrod standard de hidrogen, numit potential normale sau standard OB. și notat ± E ° (Ox / Red), volt (sau j °).
Ox - oxidate formă,
Roșu - formă redusă.
Semnul potențialului de electrod al electrodului coincide cu semnul in celula, compus dintr-un anumit electrod și hidrogen. Toate potențialele normale standard sunt prezentate pe scurt în tabelul sau rânduri.
EXEMPLU. elment galvanic (-) Zn½ZnSO4 ½½H2 SO4 ½Pt (H2) (+),
Condiții standard, EMF = 0,764 volți, E 0 (Zn 2+ / Zn) = -0,764 volți.
In loc de un electrod de hidrogen poate fi utilizat alți electrozi de referință, potențialele care la rândul lor sunt cunoscute în raport cu electrodul de hidrogen (hloridserebryany, calomel și colab.).
Trebuie avut în vedere faptul că, de regulă, aceste potențiale nu sunt măsurate, ci calculate din datele termodinamice.
Măsurarea directă a potențialelor este dificilă din cauza următorilor factori:
1. Metale conțin în mod obișnuit impurități.
2. Suprafețele lor sunt acoperite cu pelicula de oxid.
3. Echilibrul este stabilit foarte lent.
4. procese adverse posibile (de exemplu, metale active, se dizolvă în apă).
Mai multe tensiuni de metale (număr de activitate).
În cazul în care metalele aranjate în ordinea standardului potențial E OB 0 (Me n + / Me 0) în creștere, obținem un număr de stres metalic. În această serie plasat, de asemenea, hidrogen, care, cum ar fi metalele, donează un electron pentru a forma un ion încărcat pozitiv.
Me 0 K. Ca. Al. Zn. Fe. Pb. H2. Cu. Ag. Au
E 0. V -2,92 -2,87 -1,66 -0,76 -0,44 -0,13 0 +0,34 +0,8 +1,5
1) dislocă fiecare săruri metalice ale altor metale din seria electrochimică spre dreapta acestuia;
2) toate metalele, lăsate să stea într-un rând de hidrogen deplasează-l din acizii neokislitelyah și orientat spre dreapta - nu solubil în acești acizi;
3) mai mult la stânga în seria electrochimică este un metal, deci este activ, agentul de reducere mai puternic și acționează astfel încât ionii săi dificili restaurat.
Dependența capacității de concentrația ionilor în soluție. ecuația Nernst
R = 8,315 J / (K x mol) -molyarnaya gaz constant, F = 96500 Cl -, T temperatura absolută constantă Faraday, n - numărul de electroni implicate în proces, [Ox] și [Red] - concentrațiile molare ale oxidate și reduse formează mol / l (x și y - coeficienții din ecuația reacției). Activă concentrația substanței în stare de condensat este luată egală cu 1.
La 25 ° C (298 K), ecuația Nernst ia forma:
celule galvanice (ET)
Aparatul, în care energia de reacție chimică este transformată în energie electrică. Se compune din două sisteme de electrozi (două jumătăți de celule).
Fig.26. Schema ET Daniel Jacobi
Electrozii sunt conectate la un conductor (lanț exterior - lumina, clopot). Circuitul intern este închis prin deplasarea ionilor printr-o membrană poroasă sau prin cheie electrolitică.
Procesele electrozi GE apar:
(+) Cu 2+ + 2e = Cu - primirea de electroni de recuperare catod
Zn + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu - energia de reacție OB brută totală este transformată în curent electric.
procesele de flux continuu pe electrozi contribuie la menținerea unei diferență de potențial constant, și transferul, prin urmare, continuă a electronilor cu Zn Cu (curent electric).
Intrare Condiționată ET: (-) Zn½ZnSO4 ½½CuSO4 ½Cu (+)
Sign ½½ - simbolul contactului electrolitului printr-o membrană poroasă sau cheie electrolitică.
E 0 (Zn 2+ / Zn) = -0764 B E 0 (Cu 2+ / Cu) = +0,34 B
pol negativ ET (-) este un sistem de electrozi cu o valoare de capacitate mai mică.
Potențialele diferență OM hrakterizuyuschih catod și anod procese, determină forța electromotoare celulei (emf). EMF este întotdeauna o valoare pozitivă.
Ca element de lucru scade tensiunea și curentul. Acest lucru se datorează variației potențiale din cauza polarizarea de concentrație a electrozilor. În electrodul din spațiul de evacuare datorită ionilor are loc o modificare a concentrațiilor lor. Lângă electrod de zinc crește concentrația de ion metalic datorită dizolva, și în jurul unui cupru - cade, ceea ce conduce la o modificare potențială, și, prin urmare, EMF.
Caracteristici de măsurare EMF.
1. Este necesar să se asigure absența curentului din circuitul pentru a preveni electrozii de concentrare polarizare (metoda de compensare poate fi utilizată sau utilizați înaltă impedanță voltmetru).
2. Este necesar să se reducă la minimum denaturarea forței electromotoare datorită potențialului de difuzie care are loc la interfața dintre cele două electroliții de compoziție diferită și de concentrare. Datorită diferitelor rate de difuzie ale ionilor la interfața dintre stratul dublu electrolit electric și un potențial salt £ DIF.
Apoi, EDSizmer. E = (+) - E (-) + £ DIF. Pentru a reduce la nulu difuzie contactul potențial între electrolitul prin electrolitic organizarea cheie - conectarea unui vas umplut cu o soluție concentrată de KC1. Datorită concentrației mari de K + și ionii C1 - sunt difuzate în ambele electrolit și deoarece mobilitatea acestor ioni este aceeași, stratul dublu electric este format și £ DIF .®0.
Aceste celule galvanice, în care reacția de ardere este transformat direct într-un curent electric: combustibil - H2. CO, gaze combustibile naturale și artificiale, etc.; okislitel - oxigen sau aer (mai puțin fluor și clor).
In celula de combustibil, la fel ca în convențional anod ET pentru care un agent de reducere este alimentat (combustibil) și catod la care este alimentat un comburant, sunt separate prin ioni conductiv electrolitice (acizi și baze, săruri topite, oxidul solid).
Electrozii în cazul produselor gazoase sunt de obicei realizate din tuburi goale de grafit poros și plăci. Catalizatori aplicate electrozilor. - metale platina, argintul, nichel, cobalt și alte procese de curent formatoare are loc la limita electrodului de contact cu electrolitul.
EXEMPLU. Celula de combustie cu hidrogen-oxigen. Combustibil - H2. comburant - O2. electrolit -
Soluție alcalină: Anod: 2H2 + 4OH - - 4e = 4H2O
Reacția generală: 2H2 + O2 = 2H2O, energia care în acest caz nu este alocat sub formă de căldură, și este transformată direct în energie electrică.
Eficiență ridicată de ardere, continuitatea acțiunii, o gamă largă de temperatură permite acum să utilizeze celule de combustibil în sateliți și nave spațiale, precum și în scopuri militare.
Electroliza - un set de procese chimice ce au loc în timpul fluxului de curent continuu, prin soluția de electrolit sau se topesc. Energia curentului electric este transformată în energia unei reacții chimice.
Fig.27. Celula electrolitică
Instalatie pentru electroliza se numește electroliză sau celulă electrolitică (baie).
DC extern îndeplinește rolul unei pompe cu „pompe“ electronii electrodului conectat la (-) pol, și „pompe“ electroni de la un electrod conectat la (+).
Electrodul (-) ionii sunt evacuate, electronii sunt capabili de a ridica (recuperare), - un catod.
Electrodul (+) ionii sunt evacuate donează electroni capabili (oxida) - este un anod.
EXEMPLU. (-) C ½rasplav MgCl2 ½ C (+) MgCl2 ¾¾¾® Mg 2+ + 2CI -
Semnul (-) indică faptul că acest electrod este conectat la polul negativ al sursei de curent continuu, adică, „pompate“ electroni pe electrodul. Ionii, care pot primi electroni care se reduce la acest electrod.
(-) Mg 2+ + 2e = Mg electroni receptie recuperare catod;
Achita radarul care marchează polii catod și anod nu coincid cu semnele din FTMA. Dar, în orice caz, la catod sunt procese întotdeauna de recuperare, iar la anod - oxidare.
Diferența de potențial, care trebuie să fie aplicată electrozilor, în scopul de a începe descompunerea apei, numit potential de expansiune. La orice Erazl pH. teor. (H 2O) @ 1,23 volți.
Erazl. reale> Erazl. teor. Motivul - supra-tensiune electrozi.
Pentru procesele la o rată a procedat semnificativ, este necesar să se aplice un astfel de potențial, care va oferi o anumită densitate de curent la catod (JK) și anodul (JA). Cu cât mai mare densitatea de curent, cu atât mai mare viteza de reacție (până la o anumită limită). Un grafic al E (j) - numita polarizare (aceasta este o parcelă experimentală) curba. Din Fig.28 este evident că procesul de descompunere a apei pe
Pt-electrozi la pH 7 va avea loc la o rată apreciabilă, în cazul în care potențialul transfer catod într-o regiune mai negativă în raport cu teoretice (-0.41 volți) și potențialul anod - într-o regiune pozitivă în ceea ce privește valoarea teoretică (0,815 Volt ). Offset reale de descărcare potențiale de ioni la acest electrod este numit electrodul suprapotențial valoarea teoretică.
Figura 28. Curbele de polarizare catodică și anodică de descompunere a apei
pe Pt-electrozi la pH = 7, și electrozi de carbon la pH = 7
Supratensiunii electrodului este dependentă de mai mulți factori (compoziția de electrolit, concentrația de ioni, densitatea de curent), dar mai ales de tipul de electrod.
La suprapotențialul Pt-electrod de hidrogen și oxigen este mică, prin urmare, este posibil să se utilizeze valorile tabelate, ținând seama de potențialul mediului.
La toate celelalte electrozi (cărbune, metal) - supratensiune de hidrogen și oxigen este mare și trebuie să fie luate în considerare. potențial de hidrogen deplasează până la valoarea (-0.8)¸(-1.0) volți (în orice mediu), și capacitatea de oxigen - până la valoarea (+1.8) volți (în orice mediu).
Electroliza soluțiilor apoase de sare.
Sare disociază în întregime în cationi și anioni de soluții (anioni), care pot participa la procesele de la catod și anod concurente.
Catodică Procesele - procesele de recuperare au loc la electrodul (-). Din pot fi restaurate soluții apoase de sare:
a) cationi metalici, Me n + + ne = Me 0 ¯ - din metal depozit catod;
b) ioni de hidrogen. 2H + + 2e = H2 (pH <7)
2H2O + 2e = H2 + 2OH - (³ pH 7)