7.4 Химические источники тока
В гальваническом элементе за счет убыли энергии Гиббса совершается электрическая работа, то есть химическая энергия превращается в электрическую. При электролизе обычно, наоборот, электрическая энергия превращается в химическую.
Химический источник тока (ХИТ) позволяет почти полностью превращать химическую энергию в электрическую (если победить поляризацию электродов). Различают три вида ХИТ:
1) Первичные элементы - после израсходования активных веществ выбрасываются, т.к. зарядка неэффективна.
Марганцево-цинковый элемент Лекланше:
(+)C,MnO2½водный NH4Cl с крахмалом½Zn(-).
Анодный процесс: Zn ® Zn2+ + 2e;
Катодный процесс: NH4+ + e + MnO2 ® HMnO2 + NH3;
Суммарно: Zn + 2NH4Cl + 2MnO2 ® 2HMnO2 + 2NH3 + ZnCl2.
Щелочные: электролит – KOH
(-)Zn| KOH |MnO2 (+)
2 MnO2 + Zn + H2O = 2 MnOOH + ZnO
Литиевые:
(-) Li | LiClO4 в пропиленкарбонате | MnO2 (+)Li + MnO2 = LiMnO2
(-) Li | LiBF4 в гамма-бутиролактоне | (CFx)n (+) n Li + (CFx)n = xn LiF + n C
2) Вторичные (перезаряжаемые) элементы - аккумуляторы. После израсходования активных веществ могут быть опять заряжены от внешнего источника постоянного тока, то есть можно провести обратный процесс (разновидность электролиза).
Cвинцовый аккумулятор
PbO2, PbSO4½р-р H2SO4½PbSO4, Pb.
ЭДС мин. 2,1 В; зарядный ток = 1/10 емкости; емкость 3-4 Ач/кг
Щелочные аккумуляторы: ЭДС мин. 1,1 В; зарядный ток = 1/4 емкости; емкость 3,5-8 Ач/кг
|
2 Ni(OH)3 |
+ KOH + |
Cd (Fe) |
↔2
Ni(OH)2
+ KOH + Cd(OH)2
|
|
(+) |
|
(-) |
|
разряд
Серебряно-цинковые акумуляторы: ЭДС мин. 1,5 В; зарядный ток = 1/10 емкости; емкость 50-70 Ач/кг
|
Ag2O |
+ KOH + |
Zn |
|
|
(+) |
|
(-) |
|
2
Ag + KOH + ZnO
разряд
Литий-ионный аккумулятор (такие аккумуляторы работают в мобильных телефонах и портативных компьютерах) :
(+)C,LixCoO2½р-р LiAsF6 в смеси эфиров½Li(-).
Отрицательный полюс (при заряде - катод, при разряде - анод): Li = Li+ +e;
Положительный полюс (при заряде - анод, при разряде - катод):
(1-х)Li+ + (1-х)e + LixCoO2 = LiCoO2
Суммарно: (1-х)Li + LixCoO2 = LiCoO2.
3) Топливные элементы. Это ХИТ, в которые можно непрерывно подавать восстановитель и окислитель, обычно в виде газов при повышенных температурах. Например:
(+)O2,Pt½твердый проводник ионов О2-½Ni,CH4(-)
(или вместо Pt - Ni1-xLixO -полупроводниковый электрод, а вместо твердого электролита - расплав K2CO3+Li2CO3).
На аноде: CH4 + 4О2- ® СО2 + 2Н2О + 8е
На катоде: О2 + 4е ® 2О2-
Суммарно: CH4 + 2О2 ® СО2 + 2Н2О.
Задачи и упражнения
1. ЭДС гальванической цепи (Е), отвечающей химической реакции
Zn + Pb(NO3)2 = Pb + Zn(NO3)2,
при стандартных условиях равна 0,63 В. Рассчитать изобарный потенциал реакции ΔG˚реакц и сделать вывод об ее существовании.
Решение: Величину изобарного потенциала реакции вычисляем по формуле:
ΔG˚реакц = - nFЕ,
Где n = 2, Е = 0,63 В и F = 96500 Кл. Подставляем эти числа в формулу:
ΔG˚реакц = -2 ∙ 96500 ∙ 0,63 = - 121590 Дж = -121,59 кДж.
Отрицательное значение изобарного потенциала (ΔG˚реакц <0) позволяет сделать вывод о том, что приведенная выше химическая реакция осуществима.
2. Сколько граммов серебра выделится на катоде электролизера при пропускании через раствор соли серебра AgNO3 тока силой 0,5 А в течение 5 часов?
Решение: Определяем количество электричества прошедшего через раствор электричества:
Q = I∙τ,
Где I – сила тока, А; τ – время, с.
Q = 0,5 ∙ 18 000 = 9000 Кл.
Атомная масса серебра 107,88; серебро одновалентно, поэтому грамм-эквивалент серебра равен грамм-атому, следовательно, 96 500 Кл выделяют 107,88 г серебра. Искомое количество серебра находим из пропорции
107,88 96 500
——— = ———
x 9000
Ответ: x = 9,4 г.
3. Привести схему электролиза водного раствора сульфата калия.
Решение: K2SO4
↑↓
(C) К (-) ← 2К+ + SO42- → (+) А (С)
← Н2О →
2Н2О + 2e = Н2↑ + 2ОН- 2Н2О - 4e = О2↑ + 4Н+
щелочная среда кислая среда
2К+ + 2ОН- ↔ 2КОН 2Н+ + SO42- ↔ H2SO4.
Суммарное уравнение электролиза:
K2SO4 + 2Н2О ——› Н2↑ + О2↑ +2КОН + H2SO4