Redoksreaktsioonid- reaktsioonid, mis kaasnevad elementide oksüdatsiooniastmete muutumisega.

Oksüdatsioon on elektronide loobumise protsess.

Taastumine on elektronide lisamise protsess.

Oksüdeerija Aatom, molekul või ioon, mis võtab vastu elektrone.

Redutseeriv aine Aatom, molekul või ioon, mis loovutab elektrone.

Oksüdeerivad ained, mis võtavad vastu elektrone, lähevad redutseeritud kujul:

F2 [umbes ] + 2ē → 2F¯ [taastada].

Redutseerivad ained, mis loovutavad elektrone, lähevad oksüdeeritud kujul:

Na0 [taastada ] – 1ē → Na+ [umbes].

Tasakaalu oksüdeeritud ja redutseeritud vormide vahel iseloomustab Nernsti võrrandid redokspotentsiaali jaoks:

kus E0 on redokspotentsiaali standardväärtus; n on ülekantud elektronide arv; [puh. ] ja [ca. ] on ühendi molaarne kontsentratsioon vastavalt redutseeritud ja oksüdeeritud kujul.

Elektroodide standardpotentsiaalide väärtused E0 on toodud tabelites ja iseloomustavad ühendite oksüdeerivaid ja redutseerivaid omadusi: seda positiivsem on väärtus E0, mida tugevamad on oksüdeerivad omadused ja seda negatiivsem on väärtus E0, seda tugevamad on taastavad omadused.

Näiteks F2 + 2ē ↔ 2F¯ jaoks E0 = 2,87 volti ja Na + + 1ē ↔ Na0 korral E0 =-2,71 volti (redutseerimisreaktsioonide jaoks registreeritakse alati protsess).

Redoksreaktsioon on kombinatsioon kahest poolreaktsioonist, oksüdatsioonist ja redutseerimisest, ning seda iseloomustab elektromotoorjõud (emf) Δ E0: Δ E0 = Δ E0ok – Δ E0rest, kus E0ok ja Δ E0rest on oksüdeeriva aine ja redutseerija standardpotentsiaalid antud reaktsiooni jaoks.

emf reaktsioonid Δ E0 on seotud Gibbsi vaba energia ΔG ja reaktsiooni tasakaalukonstandi muutusega SAADA:

∆G = – nF Δ E0 või Δ E = (RT/nF) ln K.

emf reaktsioonid mittestandardsetel kontsentratsioonidel Δ E võrdub: ∆ E =Δ E0 - (RT / nF) × Ig K või Δ E =Δ E0 -(0,059/n)lg K .

Tasakaalu korral ΔG = 0 ja ΔE = 0, kust Δ E =(0,059/n)lg K ja K = 10nAE/0,059.

Et reaktsioon kulgeks spontaanselt, peavad olema täidetud järgmised seosed: ΔG< 0 или K >> 1, mis vastavad tingimusele Δ E0> 0. Seetõttu on antud redoksreaktsiooni võimalikkuse kindlakstegemiseks vaja arvutada Δ väärtus E0. Kui Δ E0 > 0, reaktsioon on sisse lülitatud. Kui Δ E0< 0, reaktsioon puudub.

Keemilised vooluallikad

Galvaanilised rakud Seadmed, mis muudavad keemilise reaktsiooni energia elektrienergiaks.

Danieli galvaaniline element koosneb vastavalt ZnSO4 ja CuSO4 lahusesse sukeldatud tsingi- ja vaseelektroodidest. Elektrolüütide lahused suhtlevad läbi poorse vaheseina. Samal ajal toimub tsinkelektroodil oksüdatsioon: Zn → Zn2+ + 2ē ja redutseerimine vaskelektroodil: Cu2+ + 2ē → Cu. Üldiselt toimub reaktsioon: Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu.

Anood- elektrood, millel oksüdatsioon toimub. Katood- elektrood, millel redutseerimine toimub. Galvaanilistes elementides on anood negatiivselt laetud ja katood positiivselt laetud. Elementdiagrammidel on metall ja lahus eraldatud vertikaalse joonega ning kaks lahendust kahekordse vertikaalse joonega.

Niisiis, reaktsiooni jaoks Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu kirjutatakse galvaanilise elemendi ahel: (-) Zn | ZnSO4 || CuSO4 | Cu(+).

Reaktsiooni elektromotoorjõud (emf) on Δ E0 \u003d E0ok - E0rest = E0(Cu2+/Cu) – E0(Zn2+ / Zn) = 0,34 - (-0,76) = 1,10 V. Kadude tõttu on elemendi tekitatav pinge veidi väiksem kui Δ E0. Kui lahuste kontsentratsioonid erinevad standardsetest, võrdub 1 mol/l, siis E0ok ja E0rest arvutatakse Nernsti võrrandi järgi ja seejärel arvutatakse emf. vastav galvaaniline element.

kuiv element koosneb tsinkkorpusest, tärklise või jahuga NH4Cl pastast, MnO2 segust grafiidiga ja grafiitelektroodist. Selle töö käigus toimub järgmine reaktsioon: Zn + 2NH4Cl + 2MnO2 = Cl + 2MnOOH.

Elementide diagramm: (-)Zn | NH4Cl | MnO2, C(+). emf element - 1,5 V.

Oksüdatsiooni ja redutseerimise elektroonilised esitused. Keemilised reaktsioonid võivad toimuda muutumatult või elementide oksüdatsiooniastme muutumisega, näiteks:

Kui esimeses näites (neutraliseerimisreaktsioon) ei muuda ükski element oksüdatsiooniastet, siis teises - tsingi oksüdatsiooniaste muutub +2-lt 0-le ja süsiniku oksüdatsiooniaste 0-lt +2-le.

Reaktsioone, mis tekivad elementide oksüdatsiooniastme muutumisel, nimetatakse redoksreaktsioonideks.

Oksüdatsiooniastmete muutus oli ilmselt tingitud kahe elektroni üleminekust süsinikult tsinki, mida saab väljendada oksüdatsiooni ja redutseerimise poolreaktsioonide elektroonilised võrrandid, mis kokku liitmisel annavad redoksreaktsiooni võrrand:

redutseerija oksüdatsioon;

oksüdeerija taastumine;

element, andes nimetatakse elektronideks redutseerija reaktsiooni käigus oksüdeerub tema kraad oksüdatsioon suureneb.

element, saamine nimetatakse elektronideks oksüdeeriv aine reaktsiooni käigus taastumas, tema kraad oksüdatsioon väheneb.

Oksüdeeriva aine ja redutseerija mõisted kehtivad ka vastavaid elemente sisaldavate liht- ja kompleksainete kohta. Antud näites on redutseerijaks lihtaine: süsinik C, oksüdeerijaks on kompleksaine: tsinkoksiid ZnO.

Üldjuhul võib redoksreaktsioon olla pöörduv, mille tulemusena muutub redutseerija oksüdeerijaks ja oksüdeerija redutseerijaks:

redutseerija - ne ↔ oksüdeerija

oksüdeerija + ne ↔ reduktor

Seega on redoksreaktsioon kahe poolreaktsiooni – oksüdatsiooni ja redutseerimise – lahutamatu ühtsus ning redutseerija poolt loovutatud ja oksüdeeriva aine poolt vastuvõetud elektronide arv on võrdne.

Liht- ja kompleksainete redoksomadused. Lihtsad ained - metallid, millel on väike elektronegatiivsus, kaotavad suhteliselt kergesti elektrone, näidates eranditult taastavad omadused. Need on kõige enam väljendunud leelismetallides. Lihtsate ainete puhul on iseloomulikud kõrge elektronegatiivsusega mittemetallid oksüdeerivad omadused. Fluor on absoluutne oksüdeeriv aine ja hapnikul on ka väljendunud oksüdeerivad omadused (v.a reaktsioon fluoriga, kus hapnik mängib redutseerija rolli). Siiski võivad suhteliselt madala elektronegatiivsusega mittemetallid, nagu süsinik, vesinik, koos oksüdeerivate omadustega avaldada ka redutseerivaid omadusi, andes elektrone tugevamatele oksüdeerivatele ainetele.

Komplekssed ained võivad olla oksüdeerivad või redutseerivad ained, olenevalt nende koostises olevate elementide oksüdatsiooniastmest.

Kui elemendi oksüdatsiooniaste antud ühendis on kõrge, on sellel võime elektrone vastu võttes seda alandada. Aine on sel juhul oksüdeeriv aine. Olulisemad oksüdeerivad ained on: lämmastikhape H EI h ja selle soolad - nitraadid, lämmastiktetraoksiid N 2 O 4 , perkloorhappe soolad HC1O 4 - perkloraadid, kaaliumpermanganaat KMnO 4 jne.

Kui ühend sisaldab madala oksüdatsiooniastmega elementi, võib see elektrone loovutades seda suurendada. Sellist elementi sisaldaval keerulisel ainel on redutseerivad omadused. Ammoniaak on kõige olulisem redutseerija. NH3, hüdrasiin N2H4 ja selle orgaanilised derivaadid, süsivesinikud, alkoholid, amiinid ja muud ained.

Ilmselgelt, kui ühend sisaldab vahepealse oksüdatsiooniastmega elementi, võib see elektrone vastu võttes seda langetada või elektrone loovutades tõsta. Oksüdeeriva aine ja redutseerija mõisted muutuvad sel juhul suhteliseks: ainel on olenevalt reaktsioonipartneri omadustest kas oksüdeerivad või redutseerivad omadused. Näiteks on vesinikperoksiid H 2 O 2, mille hapniku oksüdatsiooniaste on -1. Selle väärtus võib väheneda -2-ni ühe elektroni lisamisel või suureneda 0-ni, kui see ära anda. Seetõttu käitub vesinikperoksiid energeetiliste redutseerivate ainetega suheldes oksüdeeriva ainena, energiliste oksüdeerijatega reageerides aga redutseerijana.

Redoksreaktsioonide võrrandite koostamine.

Redoksreaktsioone väljendatakse sageli keeruliste võrranditega. Nendes olevate koefitsientide valimiseks kasutatakse kahte meetodit: elektronvõrrandite meetodit ja elektronioonvõrrandite meetodit.

Elektrooniliste võrrandite meetod oksüdatsiooniastme kontseptsiooni alusel. See on universaalne ja rakendatav igat tüüpi redoksreaktsioonide jaoks. Meetod sisaldab järgmisi toiminguid:

1. Kirjutage üles reaktsiooniskeem, mis näitab elementide oksüdatsiooniastet, näiteks:

2. Määrake oksüdatsiooniastet muutnud elemendid. Selles reaktsioonis muutsid oksüdatsiooniastet süsinik ja lämmastik, samas kui vesiniku ja hapniku puhul jäi oksüdatsiooniaste muutumatuks.

3. Koostage elektroonilised võrrandid oksüdatsiooni ja redutseerimise poolreaktsioonide jaoks masside ja laengute võrdsus:

Redutseerija poolt loovutatud ja oksüdeerija poolt vastuvõetud elektronide arv peab olema võrdne, seega tuleks esimene võrrand korrutada kolmega ja teine ​​​​neljaga. Näidatud kordajad on redutseeriva aine C, oksüdeerija, koefitsiendid HNO3 ja nende muundumiste saadused CO ja EI:

3C + 4HNO 3 ® 3CO 2 + 4NO + H 2 O,

4. Ülejäänud, konstantse oksüdatsiooniastmega elementidest koosnevate ainete koefitsiendid leitakse võrrandi vasakul ja paremal küljel olevate vastavate aatomite tasakaalust. Vaadeldavas reaktsioonis on selliseks aineks vesi, mille valemi ette peate panema koefitsiendi kaks. Lõppvõrrand kirjutatakse järgmiselt:

3C + 4HNO3® 3CO2 + 4NO + 2H2O

Elektronioonide võrrandite meetod kasutatakse elektrolüütide lahustes toimuvate reaktsioonide võrrandite koostamiseks. Sel juhul oksüdatsiooniastet ei määrata ning oksüdatsiooni- ja redutseerimisprotsessid registreeritakse päriselt ioonid ja molekulid lahuses.

Massi tasakaalu säilitamiseks kasutatakse aine osakesi, milles reaktsioon kulgeb. Mis tahes vesilahustes on need veemolekulid, happelistes lahustes täiendavad H + ioonid ja leeliselistes lahustes OH - ioonid.

Toimingute jada on järgmine:

1. Koostage ioonreaktsiooni skeem, kirjutades tugevad elektrolüüdid ioonide kujul, gaasilised, lahustumatud ained ja nõrgad elektrolüüdid molekulide kujul:

C + H + + NO 3 - ® CO 2 + NO + H 2 O

2. Kirjutage üles oksüdatsiooni poolreaktsioonide elektronioonide võrrandid ja taastumine.

Selles reaktsioonis toimib süsinik C redutseerijana, mis oksüdeerumisel muutub süsinikdioksiidiks CO 2. Massi tasakaalu säilitamiseks lisatakse võrrandi vasakule poolele kaks H 2 O molekuli ja paremale poole neli H - iooni. Laengu tasakaalu säilitamiseks lahutatakse võrrandi vasakpoolsest servast neli elektroni:

C + 2H 2O-4e® C02 + 4H+

Oksüdant on ioon. EI 3 - , muutudes EI , Massibilanss saadakse sel juhul kahe molekuli lisamisega H2O võrrandi paremale küljele ja neli H + iooni selle vasakule küljele. Kuna võrrandi vasakul poolel olevate osakeste kogulaeng on pluss kolm ja paremal pool on see null, tuleb vasakule küljele lisada kolm elektroni:

NO 3 - + 4Н + + 3е ® NO + H 2 O

3. Tehke poolreaktsioonide võrrandid kokku, olles eelnevalt võrdsustanud antud ja vastuvõetud elektronide arvud:

Pärast sarnaste mõistete vähendamist saadakse iooniline võrrand:

ZS + 4H + + 4 NO 3 - ® ZSO 2 + 4 NO + 2H 2 O

4. Ühendage ioonid molekulideks ja saage lõplik molekulaarvõrrand reaktsioonid:

3C + 4H NO 3 ® 3CO 2 + 4 NO + 2H 2 O

Võrreldes vaadeldud meetodeid redoksreaktsioonide võrrandite koostamiseks, tuleb märkida, et mõlemad annavad sama lõpptulemuse. Kuid elektronioonide võrrandite meetod on informatiivsem, see ei tööta mitte hüpoteetiliste, vaid reaalsete ioonide ja molekulidega, mis eksisteerivad elektrolüütide lahustes. See on eriti kasulik elektrokeemiliste protsesside kirjeldamisel.

5.2. Elektrokeemilised süsteemid.

Elektroodide potentsiaalid. Elektrokeemilisi protsesse nimetatakse keemilise ja elektrienergia vastastikuse muundamise protsessideks. Need transformatsioonid viiakse läbi redoksreaktsioonide tulemusena, mis toimuvad elektrooniliste ja ioonjuhtide vahelisel faasipiiril. Ioonjuhiga kontaktis olevat elektroonikajuhti nimetatakse elektrood.

Mõelge elektroodile, mis koosneb aktiivse metalli - tsingi plaadist, mis on sukeldatud tsinksulfaadi vesilahusesse ja mis dissotsieerub ioonideks:

ZnSO 4 ↔ Zn 2+ SO 4 2-

Plaadi pinnal paiknevad positiivselt laetud tsingi katioonid, interaktsiooni tulemusena polaarsete veemolekulidega, murduvad plaadist lahti ja lähevad lahusesse, elektronid jäävad metalli. Oksüdatsioon toimub:

Zn 0 – 2e ® Zn 2+

Samal ajal toimub ka pöördprotsess: lahusest pärit tsingi katioone tõmbab metalli pind ja need on osa selle kristallvõrest. Restaureerimine pooleli:

Zn 2+ +2е ® Zn 0

Tsingi katioonide kontsentratsiooni suurenemisega lahuses väheneb ioonide metallist vabanemise kiirus ja suureneb nende metalliks ülemineku kiirus. Kui nende protsesside kiirused muutuvad võrdseks, luuakse metalli ja elektrolüüdi liideses redokstasakaalu metalli ja selle ioonide vahel, mille me nõustusime kirjutama pöörduva redutseerimisprotsessina:

Elektroodi elektrokeemilise vooluringi salvestamisel eraldatakse selle oksüdeeritud vorm redutseeritud vormist joonega: Zn +2 / Zn .

Kuna tsink on aktiivne metall, nihkub protsessi tasakaal vasakule, st lahusesse läheb rohkem ioone kui tagasi. Selle tulemusena omandab tsinkplaat negatiivse potentsiaali (joon. 5.1 a).

Samad protsessid toimuvad ka siis, kui madala aktiivsusega vaskmetalli plaat sukeldatakse vasksulfaadi lahusesse, mis dissotsieerub ioonideks:

Kuid sel juhul saadab metall lahusesse ebaolulise arvu katioone, domineerib katioonide metallile sadenemise protsess ja tasakaal nihkub paremale:

Vase elektrood C u 2+ /Cu omandab positiivse potentsiaali (joon. 5.1.).

Joonis 5.1. Elektroodipotentsiaali esinemise skeem

a) aktiivmetall; b) mitteaktiivne metall

Elektroodi potentsiaali absoluutväärtust ei saa mõõta, seetõttu mõõdetakse seda võrdluselektroodi potentsiaali suhtes, mida kasutatakse kui standardne vesinikelektrood (joon. 5.2). See on plaatinaplaat väävelhappe vesilahuses, mille vesinikioonide kontsentratsioon on CH + = 1 mol / l, mida pestakse vesinikuga rõhuga 101,3 kPa temperatuuril 293 K.

Plaatina on võime adsorbeerida vesinikku ja piiril

Joonis 5.2. Vesinikelektroodi skeem

faaside eraldamine, molekulide ja vesinikioonide vahel luuakse tasakaal:

2Н + + 2е ↔ Н 2

Vastav elektroodi potentsiaal võetakse tinglikult nulliks, E 0 2H + / H2 = 0.

Metalli standardne elektroodipotentsiaal on potentsiaalide erinevus antud metalli vahel, mis on sukeldatud selle soola lahusesse metalliioonide kontsentratsiooniga C M n + \u003d 1 mol / l temperatuuril 293K ja standardse vesinikelektroodiga.

Standardne elektrood potentsiaal on süsteemi redoksaktiivsuse mõõt.

FROM elektroodi standardpotentsiaali väärtuse suurenemine, süsteemi redutseeriv aktiivsus väheneb ja oksüdatiivne- kasvab.

Niisiis, metallide standardse elektroodipotentsiaali väärtuse suurenemisega väheneb nende aatomite redutseeriv aktiivsus ja suureneb ioonide oksüdeeriv aktiivsus.

Poolreaktsioonide elektroodide potentsiaalide võrdlemine võimaldab teha järelduse redoksprotsessi suuna kohta.

Vaatleme heterogeenset redoksreaktsiooni, mis tekib siis, kui tsinkplaat sukeldatakse vasksulfaadi lahusesse, mis dissotsieerub ioonideks (joonis 5.3a):

CuSO 4 ↔ Cu 2+ + SO 4 2-

Tsingi ja vase elektroodide potentsiaalidel on järgmised väärtused:

Zn 2+ + 2e ↔ Zn 0; E 0 \u003d - 0,76 B

Cu 2+ + 2 e ↔ Cu 0; E 0 \u003d +0,34 V

Nagu näha, on teise süsteemi elektroodi standardpotentsiaal kõrgem kui esimese puhul. Järelikult toimib teine ​​süsteem kokkupuutel oksüdeeriva ainena, esimene - redutseerijana. Teisisõnu, teine ​​reaktsioon kulgeb vasakult paremale ja esimene - vastupidises suunas, see tähendab, et tsink loovutab elektrone vaseoonidele, tõrjudes seega välja vase soolalahusest (joonis 5.3 a):

Elektroodi potentsiaal tekib mitte ainult metalli ja selle soolalahuse vahelise ioonivahetuse tulemusena. Igasugust redoks-poolreaktsiooni iseloomustab elektroodi potentsiaali teatud väärtus, näiteks:

CO2 + 4H+ + 4e ↔ C + 2H2O; E° = +0,21 b,

NO 3 - + 4Н + + 3 e ↔ NO + 2 H 2; E° = +0,96 B

Sel juhul on iooni oksüdeerivad omadused rohkem väljendunud EI 3 - , nii et see ioon oksüdeerib süsinikku, redutseeritakse lämmastikoksiidiks EI (vt 5.1).

Elektroodi potentsiaali väärtus ei ole konstantne, see sõltub paljudest teguritest, eelkõige aine oksüdeeritud ja redutseeritud vormide suhtest. See sõltuvus väljendub Nernsti võrrand, mis standardtemperatuuril 293K on kirjutatud järgmiselt:

(5.1),

kus: E - elektroodi potentsiaal oksüdeeritud C ok ja redutseeritud C kontsentratsioonidel taastab aine vormid, mol / l,

E ° - elektroodi standardpotentsiaal,

n on ülekantud elektronide arv.

Metallelektroodide puhul soolalahustes on redutseeritud vormiks metalliaatomid, mille kontsentratsioon on konstantne väärtus C M = konst . Sel juhul on Nernsti võrrand järgmine:

(5.2)

kus:

C m + n - metalliioonide kontsentratsioon, mol/l;

n on iooni laeng.

Elektrivoolu keemilised allikad. Vaadeldavates süsteemides toimub elektronide üleminek redutseerijalt oksüdeerivale ainele kaootiliselt, mille tulemusena muundatakse keemiline energia soojusenergiaks.

Oksüdatsiooni- ja redutseerimisprotsesse ruumiliselt jagades on aga võimalik saada elektronide suunatud liikumine – elektrivool. Seadet, milles redoksreaktsiooni keemiline energia muundatakse elektrienergiaks, nimetatakse keemiliseks vooluallikaks ehk galvaaniliseks elemendiks.

Joonis 5.3. Heterogeenne redoksprotsess:

a - ruumiliselt jagamatu; c - ruumiliselt eraldatud

Joonisel 5.3 on kujutatud Daniel-Jacobi galvaanilise elemendi diagramm, mis koosneb tsingi- ja vaskelektroodidest, mis on asetatud nende metallide sulfaatide vesilahustesse. Lahused on ühendatud elektrolüütilise sillaga - elektrolüüdilahusega, näiteks kaaliumkloriidiga, täidetud toruga. Kui elektroodid on koormuse kaudu lühises, läbib tsinkelektroodi oksüdatsiooniprotsess koos ioonide vabanemisega Zn2+ lahendus; vabanenud elektronid liiguvad läbi välise ahela vaskelektroodile, kus C ioonid redutseeritakse u+2 pärineb vasksulfaadi lahusest.

Elektroodi, millel oksüdatsiooniprotsess toimub, nimetatakse anoodiks, elektroodi, millel toimub redutseerimisprotsess, nimetatakse katoodiks. Vase-tsinkelemendis on tsinkelektrood anood ja vaskelektrood katood. Elemendi töötamise ajal lahustub tsinkanood järk-järgult ja vask sadestub vaskatoodile. Seega on tsinkelektrood aktiivne, selle materjal on otseselt seotud redoksprotsessiga. Vaskelektrood täidab passiivset rolli elektronijuhina, selle materjal ei osale redoksprotsessis.

Elektroodidel toimuv redoksprotsess rikub ioonide tasakaalu lahustes - vaskelektroodil tekib liig ioone SO 4 2- , tsingis - nende puudumine. Selle tulemusena toimub ioonide liikumine sisemises vooluringis SO 4 2- vasksulfaadi lahusest tsinksulfaadi lahuseni.

Selle elemendi elektrokeemilise skeemi saab kirjutada järgmiselt:

kus üks vertikaalne riba tähistab piiri elektrooniliste ja ioonjuhtide vahel ning kaks vertikaalset riba tähistavad piiri kahe ioonjuhi vahel.

Elemendi elektromotoorjõudu (EMF) standardse ioonikontsentratsiooni (1 mol/l) juures saab arvutada standardkatoodi ja anoodi potentsiaalide erinevusena:

EMF = D E ° \u003d E 0 kat - E 0 ja \u003d E 0 C u 2 +/ C u - E 0 Zn 2 +/ Zn \u003d +0,34 - (- 0,76) \u003d 1,1 B.

Kui ioonide kontsentratsioonid erinevad standardsetest, on vaja valemi 5.2 abil arvutada elektroodide potentsiaalid antud kontsentratsioonidel ja seejärel võtta nende erinevus.

Põhimõtteliselt saab elektrienergia genereerimiseks kasutada mis tahes redoksreaktsiooni, eeldusel, et oksüdatsiooni- ja redutseerimisprotsessid on ruumiliselt eraldatud. Elektroodide aktiivseteks materjalideks võivad olla mitte ainult metallid, vaid ka mittemetallid, samuti oksiidid, hüdroksiidid ja muud komplekssed ained. Nii et süsiniku oksüdatsiooni reaktsioonil lämmastikhappega (vt 5.1) saab elektrivoolu, kui süsinik- ja plaatinaelektroodid kastetakse lämmastikhappe lahusesse ja suletakse metalljuhiga. Sel juhul aktiivne süsiniku anood oksüdeeritakse süsinikdioksiidi C moodustumisega O2 , passiivsel plaatinakatoodil redutseeritakse nitraadiioone NO 3 - lämmastikoksiidiks NO . Elementide skeemi saab kirjutada järgmiselt:

EMF \u003d D E ° \u003d E ° kass - E ° an \u003d E ° NO 3 - / NO - E ° CO 2 / C \u003d 0,96 - 0,21 \u003d 0,75 AT

D väärtus E° on seotud reaktsiooni standardse Gibbsi energiaga ( D G °) suhe:

D G °=- nF D E ° (5.3)

kus n on reaktsiooni käigus ülekantud elektronide arv, F - Faraday number (96500 C).

Võrrand 5.3 loob seose keemilise ja elektrilise vahelenergia vormid. See võimaldab teadaolevat väärtust G arvuta E galvaaniline element ja vastupidi, teades E arvutada G.

Kütuseelemendid. Kütuseelement on teatud tüüpi galvaaniline element, milles elektrienergia saadakse kütusekomponentide - kütuse (redutseerija) ja oksüdeerija - vahelise redoksprotsessi tulemusena, mida elektroodidele pidevalt väljastpoolt tarnitakse. Vesinik, süsinikoksiid, metaan, alkoholid võivad olla kütusena ning hapnik, õhk, vesinikperoksiid ja muud ained võivad olla oksüdeerivad ained. Seega kütuseelementides muundatakse erinevalt soojusmasinatest kütuse keemiline energia otse elektrienergiaks, mistõttu on nende kasutegur 1,5 - 2,0 võrra kõrgem kui soojusmasinatel. Lisaks saastavad need oluliselt vähem keskkonda.

Joonis 5.4. Vesinik-hapnik kütuseelement

Praeguseks on praktilist rakendust leidnud vesinik-hapnik kütuseelement (joonis 5.4).

See sisaldab kahte poorset metall- või süsinikelektroodi koos katalüsaatorilisanditega. Elektrolüüdina kasutatakse kaaliumhüdroksiidi 40–85% vesilahust. Elemendi elektrokeemiline skeem:

Elektroodidele antud gaasiline vesinik ja hapnik difundeeruvad läbi elektroodide elektrolüüdi suunas, adsorbeeritakse pooride pinnale ja aktiveeritakse katalüsaatori toimel. See hõlbustab ja kiirendab vesiniku oksüdatsiooni protsesse anoodil ja hapniku redutseerimise protsesse katoodil:

H 2 + 2 OH - - 2е ® 2 H 2 O

1/2O 2 + H 2 O + 2e ® 2OH -

Üldine reaktsiooni võrrand:

H2 + 1/2O2® H2O

Reaktsiooniprodukt, aurne vesi, eemaldatakse vesinikuvooluga, mis pärast vee eraldamist suunatakse tagasi süsteemi. Seega toimub vesiniku "külmpõlemine" hapnikus koos energia vabanemisega elektrilisel kujul.

Patareid.Galvaaniliste elementide töö käigus toimuvad redoksprotsessid võivad olla kas pöördumatud või pöörduvad. Vastavalt sellele võivad keemilised vooluallikad olla ühe- ja mitmetoimelised. Korduvkasutatavaid galvaanielemente nimetatakse akudeks. Kui aku töötab vooluallika režiimis, toimub spontaanselt redoksprotsess, mis viib keemilise energia muundamiseni elektrienergiaks (reaktsiooni Gibbsi energia on negatiivne D G <0). Химический состав электродов при этом меняется, аккумулятор разряжается. Обратная реакция самопроизвольно не идет ( D G >0). Tühjenenud akut saab aga laadida välisest vooluallikast, mille pinge ületab elemendi EMF. Sel juhul toimub elektrienergia keemiliseks energiaks muundamise pöördprotsess ja elektroodi materjal regenereeritakse.

Redoksprotsessi, mis tekib siis, kui vool juhitakse läbi elektrolüüdi, nimetatakse elektrolüüsiks.

Elektrolüüsi tulemusena saab aku taas töötada vooluallikana. Laadimis-tühjenemise tsüklite arv võib ulatuda mitmesajani. Lennunduses kasutatakse plii-, hõbe-tsink- ja kaadmium-nikkelakusid.

Plii (happe) aku laetud olekus vastab elektrokeemilisele vooluringile:

Vooluallika režiimis tühjenemise ajal oksüdeerub plii negatiivsel elektroodil ja pliidioksiid redutseerub positiivsel elektroodil. Laadimisel toimuvad pöördprotsessid: negatiivsel elektroodil - pliisulfaadi redutseerimine, positiivsel - selle oksüdatsioon:

Laetud pliiakus on väävelhappe kontsentratsioon olenevalt selle tüübist 27-30% massist. Tühjenemise ajal see väheneb, kuna vesi eraldub elektrolüüti. Samuti väheneb elektrolüüdi tihedus. See võimaldab elektrolüüdi tiheduse mõõtmise abil kontrollida aku tühjenemise astet.

Kaadmium nikkel aku valmistatud vastavalt skeemile:

Tühjendamisel negatiivse elektroodi juurest CD oksüdeeritud, positiivselt - Ni(OH ) 3 on osaliselt taastatud. Laadimisel toimuvad vastupidised protsessid:

Nikkel-kaadmiumakud on töökorras stabiilsed, vajavad vähem hooldust ja nende kasutusiga on pikem kui pliiakudel.

Hõbe-tsink akumulaator laetud olekus vastab skeemile:

Selle töö ajal toimuvad pöörduvad reaktsioonid: negatiivsel elektroodil - tsingi oksüdatsioon, positiivsel - hõbeoksiidi redutseerimine:

Hõbe-tsinkpatarei peamine eelis on selle suur energiamaht; massiühiku kohta annab see 4–6 korda rohkem energiat kui vaadeldavat tüüpi akud.

Metallide korrosioon. Korrosioon on metalli hävimine selle füüsikalise ja keemilise koostoime tagajärjel keskkonnaga. Kõige ohtlikum ja levinum metallide korrosiooni tüüp on elektrokeemiline korrosioon, mis tekib metallide kokkupuutel elektrolüütide lahustega. Enamasti on see lühisega galvaaniliste elementide töö tagajärg, mis tekivad näiteks erinevatest metallidest valmistatud osade kokkupuutel.

Elektrolüüdi rolli võib sel juhul täita õhuke niiskuskile, mis moodustub veeauru adsorptsiooni käigus atmosfäärist metallpindadele. Niisiis, kui vasest ja rauast valmistatud osad puutuvad kokku vee juuresolekul, moodustub galvaaniline element (joonis 5.5):

Joonis 5.5. Elektrokeemilise korrosiooni skeem

Raud kui aktiivsem metall toimib anoodina ja läbib oksüdatsiooni, vaskkatoodil aga redutseeritakse õhu hapnik vee osalusel:

Metallide kaitsmiseks korrosiooni eest kasutatakse erinevaid katteid: metallist, mittemetallist, värvist ja lakist, polümeerist.

Enesehindamise küsimuste näidised:

1. Milliseid reaktsioone nimetatakse redoksreaktsioonideks?

2. Mida mõeldakse redutseeriva või oksüdeeriva aine all?

3. Mida tähendab elektrooniliste võrrandite meetod?

4. Mida tähendab elektronioonide võrrandite meetod?

5. Milliseid protsesse nimetatakse elektrokeemilisteks?

6. Mis on tavaline vesinikelektrood?

7. Mis on süsteemi redoksaktiivsuse mõõt?

8. Millist sõltuvust Nersti võrrand väljendab?

9. Mis on galvaaniline element?

10. Mis on katood ja anood?

11. Kuidas toimuvad akudes redoksprotsessid?

12. Mis on elektrolüüs?

13. Mis on elektrokeemiline korrosioon?

Ülesanded teemale number 5

Ülesanne number 5.1.

Koostage elektroonilise tasakaalu meetodil redoksreaktsioonide võrrandid. Määrake oksüdeerija ja redutseerija:

1. NH 3 + O 2 NO + H 2 O

2. HClO 3 ClO 2 + HClO 4 + H 2 O

3. AgNO 3 Ag + NO 2 + O 2

4. NH 4 NO 2 + H 2 O

5. H 2 O 2 + PbS PbSO 4 + H 2 O

6. (NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + H 2 O

7. Ca 3 (PO 4) 2 + C + SiO 2 CaSiO 3 + P + CO

8. FeS + O 2 Fe 2 O 3 + SO 2

9. N 2 H 2 + O 2 N 2 + H 2 O

10. S + KOH K 2 SO 3 + K 2 S + H 2 O

Ülesanne number 5.2.

Koostage redoksreaktsioonide võrrandid:

1) elektrooniline tasakaalu meetod;

2) ioonelektrooniline meetod.

Määrake oksüdeerija ja redutseerija.

1. P + NO 3 H 3 PO 4 + NO 2 + H 2 O

2. Zn + HNO 3 Zn (NO 3) 2 NO 2 + H 2 O

3. K 2 Cr 2 O 7 + H 2 S + H 2 SO 4 S + Cr 2 ( SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

4. KMnO 4 + KNO 2 + H 2 O KNO 3 + MnO 2 + KOH

5. FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 + H 2 O

6. CrCl 3 + H 2 O 2 + NaOH Na 2 CrO 4 + NaCl + H 2 O

7. CrO 3 + KNO 3 + KOH K 2 CrO 4 + KNO 2 + H 2 O

8. PH 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 H 3 PO 4 + K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O

9. Si + NaOH + H 2 O Na 2 SiO 3 + H 2

10. HCl + KMnO 4 Ci 2 + MnCl 2 + KCl + H 2 O

Ülesanne number 5.3.

Lahendus:

Elektroodi potentsiaal arvutatakse Nernsti valemiga, mis metalli- ja vesinikelektroodide jaoks on kirjutatud järgmiselt:

kus E on elektroodi potentsiaal,

n on metalli (vesiniku) iooni laeng.

Raudsulfaadi dissotsiatsioonivõrrand:

Fe 2 SO 4 2 Fe 3+ +3 SO 4 2-

näitab, et 0,05 mol Fe 2 (SO 4) 3 dissotsiatsioonil moodustub 0,05 2 = 0,1 mol Fe 3+ ioone.

Seetõttu C(Fe3+)=0,1 mol/l, n=3.

Tabelist 3 on meil E 0 (Fe3+/Fe)=-0,04.

Ülesanne number 5.4.

Ülesanne number 5.5.

Kui palju muutub tsinkelektroodi potentsiaal, kui tsingisoola lahust, millesse see on kastetud, lahjendada 10 korda.

Probleem number 5.6.

Kaadmiumelektroodi potentsiaal selle soola lahuses on 0,52 V. Arvutage Cd + ioonide kontsentratsioon lahuses.

Ülesanne number 5.7.

Ülesanne number 5.8.

Arvutage lahuse pH, milles vesinikelektroodi potentsiaal on -100 mV.

Ülesanne number 5.9.

Reaktsiooni võrrand

Ioonide kontsentratsioon, С mol/l

pH

MnO4 - + 8H + + 5 e Mn 2+ + 4H 2O

C(MnO4-)=C(Mn2+)=1

ClO 3 - + 6H + + 6e Cl - + 3H 2O

C(C103-)=C(Cl-)=0,1

Cr 2 O 7 2- + 14H + + 6e 2Cr 3 ++ 7H 2 O

C(Cr2O72-)=C(Cr3+)=1

PbO2+ 4H + +2e Pb2 ++2H2O

C(Pb2+)=0,1

Lahendus 1:

Redokselektroodi E potentsiaal arvutatakse Nersti võrrandi abil:

kus E 0 elektroodi standardpotentsiaal;

n on reaktsioonis osalevate elektronide arv;

C ok, C taastada - ainete kontsentratsioonide produktid vastavalt oksüdeeritud ja redutseeritud kujul.

Selles süsteemis on Mn 4 ioonid oksüdeeritud kujul - ja H+ , redutseeritud - Mn 2+ ioon ja H 2 O molekul.Reaktsioonis osaleb 5 elektroni. Arvestades, et vee kontsentratsioon jääb praktiliselt konstantseks ja läheb väärtuseks E 0, on meil:

Tabeli 3 järgi: E 0 (MnO 4 - /Mn 2+)=+1,51V.

Asendades arvväärtused, saame lõpuks:

Ülesanne number 5.10.

Kirjutage galvaanilise elemendi töötamise ajal toimuvate elektroodide protsesside võrrandid. Arvutage elemendi EMF etteantud kontsentratsioonidel, C mol / l.

Elementide skeem

С, mol/l

Zn/Zn 2+ //Pb 2+ /Pb

C(Zn2+)=0,2, C(Pb2+)=0,04

Mn/Mn 2+ //Ni 2+ /Ni

C(Mn2+)=0,1, C(Ni2+)=0,01

Fe/Fe 2+ //Cu 2+ /Cu

C(Fe2+)=1, C(Cu2+)=0,5

H2/2H+//Ag+/Ag

C(H+)=0,01, C(Ag+)=0,1

Ni/Ni2+ (C1)//Ni2+ (C2)/Ni

C1 (Ni2+)=0,1, C2 (Ni2+)=0,01

Cu/Cu 2+ //Fe 3+ /Fe 2+

C(Cu 2+)=1, C(Fe 3+)=C(Fe 2+)=1

Lahendus 1:

Tabeli 3 andmete põhjal võib järeldada, et aktiivsem tsinkmetall on selles elemendis anoodiks ja vähemaktiivne pliimetall katood.

Galvaanielemendi elektromotoorjõud on võrdne oksüdeerija (katoodi) ja redutseerija (anood) elektroodipotentsiaalide vahega:

Nersti valemit kasutades on meil:

Ülesanne number 5.11.

Määrake, millises suunas on spontaanne vool selle reaktsiooni standardtingimustes võimalik. Arvutage reaktsiooni tasakaalukonstandi väärtus.

Reaktsiooni võrrand

2С l - + 2Fe 3+ 2Fe 2+ +Cl 2

H 2 O 2 + HClO H + Cl + O 2 + H 2 O

5H2O2+H++2IO3I2+5O2+6H2O

Sn4+ +2I - Sn2+ +I2

Sn4+ +H2S Sn2+ +S+2H+

H2S + 4H2O2 2H + + SO4 2- + 4H2O

Lahendus 1:

Redoksreaktsiooni suuna määramiseks on vaja leida topeltoksüdeerijast ja redutseerijast moodustunud galvaanilise elemendi EMF.

kus E 0 ok, E 0 taastada - oksüdeerija ja redutseerija standardpotentsiaalid.

Reaktsioon on võimalik, kuna antud juhul on Gibbsi energia muutus negatiivne.

kus n on reaktsioonis osalevate elektronide arv;

F - Faraday arv, võrdne 96480 C / mol.

Gibbsi energia muutus on omakorda seotud tasakaalukonstandiga seosega:

Järelikult

kus

, .

Elektroodide standardpotentsiaalid on võrdsed (vt tabel 3):

Cl2 + 2e 2Cl - E 0 (Cl 2 / 2Cl -) \u003d 1,36 B

Fe 3+ + e Fe 2+ E 0 (Fe 3+ /Fe 2+ = 0,77 B

Kuna E 0 (C l 2 / 2C l)> E 0 (Fe 3+ / Fe 2+ ) kloor toimib oksüdeeriva ainena ja Fe 2+ ioon redutseerijana.

Elektroodide protsessi võrrandid:

Kokkuvõttev võrrand:

Cl 2+ 2Fe 2+ 2 Cl - + Fe 3+

Seega kulgeb vaadeldav reaktsioon paremalt vasakule.

K = 10 20

Ülesanne number 5.12.

Arvutage redokselektroodi potentsiaali väärtus, mis saadakse plaatinatraadi sukeldamisel vesilahusesse, mis sisaldab samaaegselt kahte soola A ja B kontsentratsiooniga C A ja C B, mol/l antud pH väärtuse juures.

S A

M B

pH

Na 2 Cr 2 O 7

Cr2(SO4)3

0,2

4

2

NaClO 2

NaClO

0,1

0,3

9

3

KClO 4

NaClO3

0,2

0,3

3

4

Na2SO4

K2SO3

0,05

0,08

10

5

CrCl 3

CrCl2

0,2

0,8

1

6

NaNO 3

NaNO 2

0,01

0,09

9

7

Na2S2O8

Na2SO4

0,1

0,2

6

8

KMnO 4

K2MnO 4

0,3

0,6

8

9

Fe 2 (SO 4) 3

FeSO4

1

3

2

10

Ce(SO4)2

Ce2(SO4)3

0,002

0,001

0,5

Lahendus 1:

Lahust, mis sisaldab sama elemendi (antud juhul kroomi) nii oksüdeeritud kui ka redutseeritud vormi, nimetatakse redokssüsteemiks. Üldiselt on redokselektroodi redoksreaktsiooni võrrand järgmine:

Oh+punane,

kusnon reaktsioonis osalevate elektronide arv ning Ox jaPunane- elemendi oksüdeeritud ja redutseeritud vorm. Sellise süsteemi elektroodipotentsiaali väärtuse määramiseks tuleks kasutada Nersti võrrandit:

Formaalselt muudab sel juhul oksüdatsiooniaste elektroodiprotsessis kroomi

Kr 6+ + 3 eCr 3+ ,

see tähendab, et oksüdeeritud vorm onKr 6+ - sisaldav vorm, kuid see ei tähenda, et aktiivsuse väärtust oleks võimalik Nersti võrrandis oleva logaritmi abil üles kirjutadaKr 6+ . See on tingitud asjaolust, et osake iser 6+ ei eksisteeri vesilahuses, see on osa keerulisemast osakesestKr 2 O 7 2- , seega aktiivsuse mõiste ehk olematute osakeste näiv kontsentratsioonKr 6+ mõttetu. Oskab määrata osakeste aktiivsust (või kontsentratsiooni).Kr 2 O 7 2- , kuid siis tuleks osakeste osalusel kirjutada ka elektroodiprotsessi võrrandKr 2 O 7 2-

Kr 2 O 7 2- +…. Kr 3+ +…,

aga sel juhul on hapnik vasakul pool, aga mitte paremal, seega on vaja lisada O 2- sisaldavad osakesed paremale poole. Vesilahuses ei ole O 2- ioone, kuid sellise oksüdatsiooniastmega hapnik on osa H 2 O molekulidest või OH - ioonidest. Kuna tingimuse järgi on keskkond happeline (pH<7), концентрация ионов ОН - в этом растворе крайне мала, значит следует записывать электродный процесс на с участием этих ионов, а с участием молекул Н 2 О

Kr 2 O 7 2- + 14Н+ + 6е 2Сr 3+ + 7 H 2 O

Seega elektroodide protsessis lisaks ioonideleKr 2 O 7 2- ja Cr 3+ Kaasatud on ka H + ioonid, nii et nende kontsentratsioon mõjutab ka elektroodi potentsiaali suurust, st

Tingimuse järgi K 2 kontsentratsioonKr 2 O 7 jaKr 2 (NII 4 ) 3 on vastavalt 0,1 ja 0,2 mol/L. Kuna need soolad on tugevad elektrolüüdid, see tähendab, et nad lahustuvad täielikult lahuses, ioonide kontsentratsioonKr 2 O 7 2- jaKr 3+ on 0,1 ja 0,4 mol/l. pH = 2 juures on H + ioonide kontsentratsioon C (H +) \u003d 10 -pH \u003d 10 -2, siit:

Põhimõisted:

· oksüdatsioonireaktsioon;

· taastumisreaktsioon;

· oksüdeerija;

· redutseerija;

· redoksreaktsiooni võrrand;

· elektrokeemiline süsteem;

· standardne vesinikelektrood;

· elektroodi standardpotentsiaal;

· keemiline vooluallikas;

· katood;

· anood;

· kütuseelement;

· aku;

· elektrolüüs;

· korrosioon.

Olenemata sellest, kuidas te artikli pealkirja sõnastate, jääb see ikkagi õigeks. Keemia ja energia on aku disainis omavahel seotud.

Pliiakud võivad laadimis-tühjenemise režiimides töötada mitu aastat. Nad laadivad kiiresti ja vabastavad kiiresti salvestatud energia. Nende metamorfooside saladus peitub keemias, sest just tema aitab elektrit muundada, aga kuidas?

Aku energia muundamise "müsteeriumi" annab reaktiivide komplekt, mille hulgas on oksüdeeriv aine ja redutseerija, mis interakteeruvad elektrolüüdi kaudu. Redutseerijal (käsnjas plii Pb) on negatiivne laeng. Keemilise reaktsiooni käigus see oksüdeerub ja selle elektronid liiguvad oksüdeerijani, millel on positiivne laeng. Oksüdeeriv aine (plidioksiid PbO2) redutseeritakse ja tulemuseks on elektrivool.

Elektrolüüt on vedelik, mis on halb voolujuht, kuid ioonide jaoks hea juht. See on väävelhappe (H2SO4) vesilahus. Keemilises reaktsioonis toimub protsess, mis on kõigile teada kooliajast – elektrolüütiline dissotsiatsioon.

Reaktsiooni käigus suunatakse positiivsele elektroodile positiivselt laetud ioonid (H+) ja negatiivsele negatiivselt laetud ioonid (SO42-). Kui aku tühjeneb, saadetakse redutseerijast (käsnjas plii) läbi elektrolüüdi positiivsele elektroodile Pb2 + positiivse laenguga ioonid.

Neljavalentsed pliioonid (Pb4+) muudetakse kahevalentseteks ioonideks (Pb4+). Kuid see pole kõik keemilised reaktsioonid. Kui negatiivse laenguga (SO42-) happeliste jääkide ioonid ühinevad positiivselt laetud pliioonidega (Pb2+), tekib mõlemale elektroodile pliisulfaat (PbSO4). Kuid see on aku jaoks juba halb. Sulfatsioon lühendab aku eluiga ja võib aja jooksul koguneda, põhjustades aku rikke. Tavaliste pliiakude keemiliste reaktsioonide kõrvalmõjuks on gaasid.

Mis juhtub aku laadimisel?

Elektronid suunatakse negatiivse laenguga elektroodile, kus nad täidavad oma funktsiooni – neutraliseerivad pliioone (Pb2+). Patareides toimuvaid keemilisi reaktsioone saab kirjeldada järgmise valemiga:

Elektrolüüdi tihedus ja selle tase akus sõltuvad sellest, kas aku on laetud või tühjenenud. Elektrolüütide tiheduse muutusi saab kirjeldada järgmise valemiga:

Kui aku tühjenemise määr, mida mõõdetakse protsentides, on Cp. Täielikult laetud elektrolüüdi tihedus on Rz. Elektrolüütide tihedus täielikul tühjenemisel - Pр.

Standardne temperatuur, mille juures mõõtmised tehakse, on + 25°C, elektrolüüdi tihedus vastavalt temperatuurile on + 25°C, g / cm3 - P25.
Keemilise reaktsiooni käigus kasutavad positiivsed elektroodid 1,6 korda rohkem hapet kui negatiivsed elektroodid. Aku tühjenemisel elektrolüüdi maht suureneb ja laadimisel vastupidi, väheneb.
Nii saab aku keemiliste reaktsioonide abil elektrienergiat vastu ja seejärel välja annab.

Kui metallist tsink asetatakse vasksulfaadi lahusesse, toimub redoksreaktsioon:

Zn (t) + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu (t)

Tsingi kokkupuutepunktis lahusega toimuvad mõlemad poolreaktsioonid (redutseerimine ja oksüdatsioon) üheaegselt. Tsink loovutab vaskatioonile kaks elektroni, mis protsessi käigus oksüdeerub.

Kui teete vastupidist ja asetate metallilise vase tsinksulfaadi lahusesse, siis ei juhtu midagi. Olge teadlik metallide tegevusest! Tsink on aktiivsem kui vask – see loovutab elektrone kergemini.

Eespool käsitletud näites toimusid mõlemad poolreaktsioonid samas kohas. Mis juhtub, kui eraldame redutseerimise ja oksüdatsiooni poolreaktsioonid? Sel juhul liiguvad elektronid redutseerijast oksüdeerivasse ainesse välise vooluringi kaudu, mis toimib elektrivoolu juhina. Jah, jah – elektronide suunatud voog pole midagi muud kui elektrivool.

Seadet keemiliste reaktsioonide energia muundamiseks elektrienergiaks nimetatakse galvaanilised elemendid või lihtsamalt öeldes - elektriakud.

Vaskplaat (negatiivne elektrood - anood) kastetakse vasksulfaadiga anumasse.

Tsinkplaat (positiivne elektrood - katood) - tsinksulfaadi lahuses.

Plaadid on omavahel ühendatud metalljuhtmega. Kuid selleks, et vooluringi tekiks elektrivool, on vaja anumad ühendada soolasillaga (kontsentreeritud soolalahusega täidetud toru). Soolasild võimaldab ioonidel liikuda ühest anumast teise, samas kui lahused jäävad elektriliselt neutraalseks. Mis süsteemiga toimub?

Tsink oksüdeerub: tsingi aatomid muutuvad ioonideks ja lahustuvad. Vabanenud elektronid liiguvad mööda välist ahelat vaskelektroodile, kus vaseoonid redutseeritakse. Siia tulevad elektronid ühinevad lahusest väljuvate vaseoonidega. Sel juhul moodustuvad vase aatomid, mis vabanevad metalli kujul. Soolasildade katioonid liiguvad vaskelektroodi anumasse, et asendada kasutatud vase ioonid. Soolasilla anioonid liiguvad tsinkelektroodi anumasse, aidates säilitada tekkinud tsingi katioonidega elektriliselt neutraalset lahust.

Potentsiaalne erinevus (pinge) sellises süsteemis on seda suurem, mida kaugemal on metallid üksteisest aktiivsusreas.

2. Kuiv element

Kodumajapidamises kasutatavad elektriakud kasutavad kuivelementi, mis koosneb:

• tsinkkorpus (anood);
• asub grafiitvarda (katoodi) korpuse sees.

Varda ümbritseb mangaanoksiidi ja tahma kiht ning elektrolüüdina kasutatakse ammooniumkloriidi ja tsinkkloriidi kihti. Selle tulemusena tekivad järgmised reaktsioonid:

• oksüdatsioonireaktsioon: Zn (t) → Zn 2+ + e -
• taastumisreaktsioon: 2MnO 2 (t) + 2NH 4 + + 2e - → Mn 2 O 3 (t) + 2NH 3 (lahus) + H 2 O (l)

Aluseline kuivelement kasutab happelise ammooniumkloriidi asemel elektrolüüdina leeliselist kaaliumhüdroksiidi, mis pikendab raku kasutusiga, sest keha ei korrodeeru nii kiiresti.

Galvaaniliste elementide peamiseks puuduseks on asjaolu, et elektrit toodetakse seni, kuni üks reaktiividest otsa saab.

3. Patareid

Akud kõrvaldavad kuivade elementide peamise puuduse - lühikese kasutusea, kuna neid saab laadida ja seetõttu pikeneb nende tööaeg mitu korda ja ulatub mitme aastani.

Tavaline pliiaku koosneb kuuest järjestikku ühendatud elemendist (purgist). Iga pank annab pinge 2V ja nende summa = 12V.

Pliid kasutatakse anoodina. Katoodiks on pliidoksiid (PbO 2). Elektroodid kastetakse väävelhappe (H 2 SO 4) lahusesse. Kui vooluahel on akus suletud, tekivad järgmised reaktsioonid:

Anoodil: Pb (t) + H2SO4 (p-p) → PbSO4 (t) + 2H + + 2e -

Katoodil: 2e - + 2H + + PbO2 (t) + H2SO4 (p-p) → PbSO4 (t) + 2H 2O (l)

Üldine: Pb (t) + PbO 2 (t) + 2H 2 SO 4 (p-p) → 2PbSO 4 (t) + 2H 2 O (l)

Aku (kui auto on heas seisukorras) on mõeldud ainult mootori käivitamiseks. Käivitamise ajal voolab vooluringis üsna märkimisväärne vool (kümneid ampreid), seetõttu kulub aku laetus väga kiiresti (mõne minutiga). Pärast mootori käivitamist võtab kogu auto võimsuse üle generaator. Mootori töötamise ajal laadib generaator akut uuesti: esialgsed redoksreaktsioonid kulgevad vastupidises suunas:

2PbSO 4 (t) + 2H 2 O (l) → Pb (t) + PbO 2 (t) + 2H 2 SO 4 (p-p)

Selle tulemusena väheneb plii ja pliidoksiid.

4. Galvaneerimine

Elektrolüütiliste elementide olemus on keemiliste reaktsioonide läbiviimine elektrienergia arvelt – redutseerimine katoodil ja oksüdatsioon anoodil.

Redoksreaktsiooni, mis toimub elektroodidel, kui elektrivool läbib elektrolüütilist elementi, nimetatakse elektrolüüsiks:

Vee elektrolüüs: 2H2O (g) → 2H2 (g) + O2 (g)

Tootmiseks kasutatakse elektrolüütilisi rakke galvaniseerimine. Sel juhul kantakse üks metall õhukese kihina teise metalli pinnale.

Elektrienergia allikaks galvaniseerimisel on väline vooluallikas. Kuldplaat on kullaioonide allikas, mis taastatakse medali pinnal.

Elektrolüüsi teel kantud katted on ühtlase paksusega ja vastupidavad. Selle tulemusena ei erine toode väliselt kuidagi "puhtast" versioonist ja selle hinnaga on see palju odavam.

Kasutusvalmis pliiaku koosneb võrega pliiplaatidest, millest osad on täidetud pliidoksiidiga ja teised pliimetalli käsnaga. Plaadid kastetakse sellise kontsentratsiooniga lahusesse, väävelhappe lahuse elektrijuhtivus on maksimaalne.

Aku töö ajal - kui see tühjeneb - toimub selles redoksreaktsioon, mille käigus oksüdeerub metalliline plii

ja pliidioksiid väheneb:

Metalli pliiaatomite oksüdatsiooni käigus loovutatud elektronid võtavad redutseerimise käigus vastu pliiaatomid; elektronid kantakse välise vooluringi kaudu ühelt elektroodilt teisele.

Seega toimib pliiakus olev metallplii anoodina ja on negatiivselt laetud ning toimib katoodina ja on positiivselt laetud.

Sisemises vooluringis (lahuses) toimub aku töötamise ajal ioonide transport. Ioonid liiguvad anoodi poole ja ioonid katoodi poole. Selle liikumise suuna määrab elektroodide protsesside toimumisest tekkiv elektriväli: anoodil kuluvad anioonid ja katoodil katioonid. Selle tulemusena jääb lahus elektriliselt neutraalseks.

Kui liita plii oksüdatsioonile ja redutseerimisele vastavad võrrandid, saame pliiakus selle töö (tühjenemise) ajal toimuva reaktsiooni koguvõrrandi:

E. d. s. laetud pliiaku pinge on ligikaudu 2 V. Aku laadimisel kuluvad selle katood- ja anoodimaterjalid (Pb). Tarbitakse ka väävelhapet. Sel juhul aku klemmide pinge langeb. Kui see muutub töötingimustega lubatud väärtusest väiksemaks, laaditakse akut uuesti.

Laadimiseks (või laadimiseks) ühendatakse aku välise vooluallikaga (pluss plussile ja miinus miinusele). Sel juhul liigub vool läbi aku vastupidises suunas, kui see aku tühjenemisel läbis, mistõttu elektroodidel toimuvad elektrokeemilised protsessid "pöörduvad".

Pliielektroodil toimub nüüd redutseerimisprotsess

st sellest elektroodist saab katood.

Pliiaku elektrolüüt on väävelhappe lahus, mis sisaldab suhteliselt väikeses koguses ioone. Vesinikuioonide kontsentratsioon selles lahuses on palju suurem kui pliioonide kontsentratsioon. Lisaks on pingereas plii enne vesinikku. Kui aga aku laetakse, redutseeritakse katoodil plii, mitte vesinik. Selle põhjuseks on asjaolu, et vesiniku eraldumise ülepinge pliis on eriti kõrge (vt tabel 20 lk 295).