Файл: Конспект лекций для студентов специальности 1 48 01 02 Химическая технология органических веществ, материалов и изделий.docx

Если в реакции окисляются или восстанавливаются газообразные вещества, то получим уравнение:

=

(14.3)

V(X) – объем газа, л;

V_m – молярный объем.

Пример 1. Рассчитать массу меди, выделившуюся на катоде при электролизе раствора сульфата меди в течение 2 часов при силе тока в 100 А.

Решение: Cu²⁺ + 2e  Cu, f_экв = ½

Согласно уравнению (14.2) = ,
тогда m(Cu) = = 118,4 г

Пример 2. Рассчитать время электролиза раствора хлорида калия, если при силе тока 100 ампер на аноде выделилось 5,6 литра хлора.

Решение: 2Cl^–  Cl₂ + 2e, f_экв = 1/2

Согласно уравнению (3) = ,

тогда сек.

14. 
    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 рисунке 15.1.

Рисунок 15.1 – 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 – это 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.

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 рисунке 15.2.



Рисунок 15.2 – 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:



П Р И Л О Ж Е Н И Е А

(справочное)

---

Таблица А.1 – Константы ионизации некоторых кислот и оснований

Название	Формула	Ступень ионизации	К
Азотистая кислота	HNO2		6,9.10–4
Борная (орто) кислота	H3BO3	I II III	7,1.10–10 1,8.10–13 1,6.10–14
Бромноватистая кислота	HBrO		2,2.10–9
Иодноватистая кислота	HIO		2,3.10–11
Дихромовая кислота	Н2Сr2O7	II	2,3.10–2
Кремниевая (орто) кислота	H4SiO4	I II	1,3.10–10 1,6.10–12
Муравьиная кислота	HCOOH		1,8.10–4
Пероксид водорода	H2O2		2,0.10–12
Селенистая кислота	H2SeO3	I II	1,8.10–3 3,2.10–9
Селеноводородная кислота	H2Se	I II	1,3.10–4 1,0.10–11
Серная кислота	H2SO4	II	1,15.10–2
Сернистая кислота	H2SO3	I II	1,4.10–2 6,2.10–8
Сероводородная кислота	H2S	I II	1,0.10–7 2,5.10–13
Синильная кислота	HCN		5,0.10–10
Угольная кислота	H2CO3	I II	4,5.10–7 4,8.10–11
Уксусная кислота	CH3COOH		1,7.10–5
Фосфористая кислота	H3PO3	I II	37,1.10–2 1,6.10–7
Фосфорная (орто) кислота	H3PO4	I II III	7,1.10–3 6,2.10–8 5,0.10–13
Фосфорноватистая кислота	H3PO2		5,9.10–2
Фтороводородная кислота	HF		6,2.10–4
Хлорноватистая кислота	HClO		2,95.10–8
Хромовая кислота	H2CrO4	I II	1,6.10–1 3,2.10–7
Щавелевая кислота	H2C2O4	I II	5,6.10–2 5,4.10–5
Гидрат аммиака	NH3∙H2O		1,8.10–5

---