38. Гальванические элементы. Электродвижущая сила (эдс) гальванических элементов. Токообразующая реакция гальванических элементов.
Гальванические элементы- устройства, позволяющие получать электрический ток за счёт хим реакции.
ЭДС г.э – это разность потенциалов на электродах источн тока, при условии равновесн и обратимой работы
Iг.э.→0 (хит)Eг.э.=Eкатод-Еанод(равновесные потенциалы)
Iхит→0
ECu/Zn=ECu-EZn=E0Cu+(RT/2F)lnC(Cu2+)-E0Zn-(RT/2F)lnC(Zn2+)= E0Cu-Zn+(RT/2F)ln(C(Cu2+)/C(Zn2+)) (E0Cu-Zn= E0Cu-E0Zn)
Урни-е Нернста для ЭДС г.э.:
Eг.э.= E0г.э+(RT/nF)ln(Ciкатод)/Cjанод), где Ciкатод, Cjанод- концентрации ионов катодной и анодной р-ции; n-число e в токообразующей р-ции; E0г.э-стандартная ЭДС при Ci=Cj=1 моль/л
39. Обратимые гальванические эл-ты (аккумуляторы), необратимые гальванические эл-ты (сухие элементы).
Обратимые ХИТ(хим. источник тока)- источники, у которых прямая токообразующая р-ция и обратная р-ция потребления энергии представляют один и тот же процесс. Ресурс обратимых хит возобновляем.
Пр: анод(-)Zn|ZnSO4||CuSO4|Cu (+) катод
1) Прямой процесс(работа, т.Е. Получение эл. Тока )
анод Zn0-2e→Zn+2
катод Cu2++2e→Cu0 Zn+Cu2+→Zn2++Cu0 ∆GI<0, ∆EI>0
2) Обратный процесс(приобретение эл. Энергии (зарядка))
На Электроды г.э. от внешнего источника тока подают потенциалы превышающие равновесные, и заставляющие идти процессы в обратном направлении.
на Zn: Zn2++2e→Zn0
на Cu: Cu0-2e→ Cu2+
Zn2++Cu0→ Zn0+ Cu2+ ∆GII>0, ∆GII=-∆GI,EII=-EI
Пр: свинцовый кислотный аккумулятор EII=-EI
Схема: анод(-) Pb|H2SO4|PbO2 (+)катод
Pb+PbO2+2H2SO4↔2PbSO4+2H2O (в теории выдержит 100÷300 циклов но на практике не больше 60)
Необратимые ХИТ- такие источники тока у которых прямая токобразующая р-ция и обратная р-ция потребления хим энергии не соответствуют друг другу. Расходуются электроды и ресурс таких источников тока не возобновляется.
анод(-)Zn|CuSO4|Cu(+)катод
1) прямой процесс(генерация эл. тока)
анод: Zn-2e→Zn2+
катод: Cu2++2e→Cu0 ∑ Cu2++Zn→Cu0+Zn2+ CuSO4+Zn=Cu+ZnSO4, ∆Gовр<0
2) Обратный процесс
на Zn: Cu2++2e→Cu0
на Cu: Cu0-2e→Cu2+ ∑ Cu2++Cu0→ Cu2++Cu0, ∆GII≠-∆GI, EII≠-EI
Схема мраганцово-цинкового г.э
С
Zn+2MnO2+2NH4Cl→ZnCl2+Mn2O3+2NH3↑+H2O
Zn (-)
анод
NH4Cl+крахмал
40. Коррозия. Хим и электрохим коррозия Ме. Электрохим коррозия Ме в кислой среде ( Fe/Zn и Fe/Sn).
Коррозия Ме- это процесс разрушения материалов (Ме, пластмасса) в результате физико-хим воздействия со средой.
Хим коррозия Ме- это процесс разруш Ме под действием окислителей в средах, не проводящ электрич ток.
Скорость хим коррозии определяется скоростью проникновения или диффузии окислителя среды через поверхностную пленку продуктов коррозии к слоям чистого Ме. Ме которые образуют защитную пленку называются коррозивно стойкими. Электрохим коррозия возникает в средах с ионной проводимостью, за счет образования гальванических микроэлементов и протекания электрического тока.
Среды ионной проводимости: 1. Технологические р-ры электролитов.
2. Природные среды(водные, влажный воздух).
Электрохим коррозия возникает в средах с ионной проводимостью при наличии контакта разнородных Ме или Ме с НеМе в результате образования гальванического эл-та. При электрохим коррозии происходит разрушение(окисление) более активного Ме(с меньшим Е), за счет восстановления окислителя среды на участках менее активн Ме или НеМе. Скорость растворения при электрохим коррозии более активного Ме ↑, а скорость растворения менее активного Ме ↓.
При контакте Fe с более активным Ме(Zn) разрушается более активный Ме, а Fe остается в защите.
При контакте Fe с менее активным Ме(Sn) при коррозии будет разрушаться само Fe.