Химические источники электрической энергии (ХИЭЭ)

Все ХИЭЭ подразделяются на источники однократного действия –-«элементы» – и многократного действия – «аккумуляторы».

Разработано довольно много вариантов элементов; из них наиболее распространенными являются маргацево-цинковые элементы, схема устройства которых показана на рис. 4.

 

Рис. 4. Схема марганцево-цинкового элемента:

1 – анод (корпус, изготовленный из цинка);

2 – катод (диоксид марганца в смеси с графитовым

порошком, для увеличения электропроводности);

3 – токоотвод из графита;

4 – электролит (паста из хлорида аммония в смеси с

загустителем (крахмал или др.).

Анод (–): Zn = Zn²⁺ + 2e^–, далее: Zn²⁺ + 4NH₄⁺ = [Zn(NH₃)₄]²⁺ + 4H⁺

Катод (+): MnO₂ + H⁺ + e^– = MnO(OH)

_________________________________________

: 2Zn + 4MnO₂ + 4NH₄Cl = [Zn(NH₃)₄]Cl₂ +ZnCl₂ + 4MnO(OH)

Аккумуляторы.

Аккумуляторами называют устройства, позволяющие многократное повторение операций их зарядки–разрядки. В принципе регенерировать можно любое электрохимическое устройство, но при этом восстановленная емкость обычно невелика. В аккумуляторах эти операции можно повторять многократно.

Наиболее распространены кислотные свинцовые, щелочные никель–кадмиевые и серебряно–цинковые аккумуляторы.

Свинцовый аккумулятор.

Электроды свинцового аккумулятора выполнены в виде ячеистых пластин из свинцового сплава; ячейки заполнены смесью свинцового глета (PbO) с глицерином. После заполнения аккумулятора электролитом (H₂SO₄) оксид свинца превращается в сульфат.

Зарядка аккумулятора (преобразование электрической энергии в энергию химической реакции): При подключении электродов к внешнему источнику постоянного тока одни из них поляризуются катодно (–), и на нем протекает реакция восстановления свинца(II), другой — анодно (+), и на нем свинец(II) окисляется:

 

Катод (–): PbSO₄ + 2e = Pb + SO₄^2-

Анод (+): PbSO₄ + 2H₂O = PbO₂ + SO₄^2- + 4H⁺ + 2e

^{______________________________________________________________________}

: 2PbSO₄ + 2H₂O = Pb + PbO₂ + 2H₂SO₄

 

ЭДС заряженного аккумулятора – около 2 В. Из суммарного уравнения реакции видно, что одним из продуктов реакции является серная кислота, поэтому при зарядке аккумулятора концентрация электролита увеличивается (по изменению плотности электролита контролируют степень заряженности аккумулятора).

Разрядка аккумулятора – превращение энергии окислительно-восстановительной реакции в электрическую энергию. При замыкании внешней цепи электроны с анода (Pb) переходят на электроды, заполненые PbO₂ (катод):

 

Катод (–): PbO₂ + SO₄^2– + 4H⁺ + 2e = PbSO₄ + 2H₂O

Анод (+): Pb + SO₄^2- = PbSO₄ + 2e

_______________________________________________

: Pb + PbO₂ + 2H₂SO₄ = 2PbSO₄ + 2H₂O

Из полученного уравнения видно, что при разрядке аккумулятора плотность электролита уменьшается (на этом основан один из простых методов контроля заряда аккумулятора).

К основным преимуществам свинцового аккумулятора относятся большая электрическая емкость (А-час/кг) и устойчивость в работе при многократных циклах перезарядки. Основные недостатки – массивность и негерметичность.

Кадмиево-никелевый аккумулятор. Схема его работы может быть показана следующими превращениями:

 

 

разряд ®

2NiO(OH) + Cd 2Ni(OH)₂ + Cd(OH)₂, ЭДС = 1,4 В

заряд

Серебряно-цинковый (СЦ) аккумулятор

Вследствие большой удельной емкости и большой ЭДС эти аккумуляторы чаще всего применяются для питания различных микроэлектронных устройств. Их работа основана на следующих окислительно-восстановительных реакциях:

 

разряд ®

AgO + Zn + H₂O Ag + Zn(OH)₂

заряд

Применение электролиза

Электрохимическое получение металлов (алюминий, щелочные и щелочноземельные металлы и др.); рафинирование (очистка) металлов; гальванопластика и гальваностегия; электрохимическая обработка поверхностей металлов и др.

Химические источники электрической энергии

Устройства непрерывного действия, в которых энергия химического окисления топлива непосредственно превращается в электрическую энергию, называют химическими источниками электрического тока или топливными элементами.

В качестве восстановителя (топлива) в таких элементах используют водород, окись углерода, метан и др. органические вещества, а в качестве окислителя, чаще всего, – чистый кислород, иногда воздух. В настоящее время наиболее изучен водородно-кислородный топливный элемент, схема которого показана на рис 5.

 

Рис. 5. Схема водородно-кислородного топливного элемента:

1 – анод; 2 – электролит; 3 – катод

 

Катод и анод такого элемента изготовлены из пористого графита и катализатора – металла платиновой группы. На катоде восстанавливается кислород, а водород окисляется на аноде. В зависимости от выбранного электролита (щелочи или кислоты) электрохимические реакции можно описать следующими уравнениями:

В щелочной среде (электролит – гидроксид калия):

Анод: 2H₂ + 4OH^– = 4H₂O + 4e

Катод: O₂ + 2H₂O + 2e = 4OH^–

_____________________________________________

: 2H₂ + O₂ = 2H₂O

В кислой среде (электролит – фосфорная кислота):

Анод: 2H₂ = 4H⁺ + 4e

Катод: O₂ + 4H⁺ + 4e = 2H₂O

_______________________________________________

: 2H₂ + O₂ = 2H₂O

ЭДС такого элемента не зависит от pH: