Принцип работы гальванического элемента. Гальванический элемент: принцип работы, устройство и виды

Гальванический элемент: особенности и история открытия

Гальванический элемент – это источник электрической энергии, принцип действия основан на химических реакциях. Большинство современных батареек и аккумуляторов подпадает под определение и относится к рассматриваемой категории. Физически гальванический элемент состоит из проводящих электродов, погруженных в одну или две жидкости (электролиты).

Общая информация

Гальванические элементы делятся на первичные и вторичные в соответствии со способностью вырабатывать электрический ток. Оба вида считаются источниками и служат для различных целей. Первые вырабатывают ток в ходе химической реакции, вторые функционируют исключительно после зарядки. Ниже обсудим обе разновидности. По количеству жидкостей различают две группы гальванических элементов:

1. Ярким примером приборов с единственной жидкостью считаются вольтов столб (1800 год) и элемент Волластона, которым пользовался первоначально Георг Ом в собственных исследованиях. Он состоял из медных пластин, свёрнутых в полые цилиндрической форму поверхности: первая вставлена во вторую. Обе ограждены от соприкосновения при помощи деревянных распорок. Электролитом служит разбавленная серная кислота. В результате происходит удвоение рабочих поверхностей. В ходе реакции образуется сульфат меди с выделением водорода, а цинк окисляется. В батарейках один электрод обычно угольный.

   Источник электрической энергии

2. В элементах с двумя жидкостями используется электролит с избытком кислорода для погружения электрода, где образуется водород. В результате происходит химическая реакция образования воды, нестабильность тока компенсируется и сглаживается. Первым идею использования источников выдвинул в 1829 году Беккерель. Первоначально для разделения ёмкостей использовался сосуд из слабо обожжённой глины, обладавший хорошей пористостью. Для компенсации выделения водорода на медном электроде допустимо использовать синий купорос.

Непостоянство источников питания с единственной жидкостью заметил Ом, открыв неприемлемость гальванического элемента Волластона для экспериментов по исследованию электричества. Динамика процесса такова, что в начальный момент времени ток велик и вначале растёт, потом за несколько часов падает до среднего значения. Современные аккумуляторы капризны.

История открытия химического электричества

Мало известен факт, что в 1752 году гальваническое электричество упоминалось Иоганном Георгом. Издание Исследование происхождения приятных и неприятных ощущений, выпущенное Берлинской академией наук, даже придавало явлению вполне правильное толкование. Опыт: серебряную и свинцовую пластины соединяли с одного конца, а противоположные с разных сторон прикладывались к языку. На рецепторах наблюдается вкус железного купороса. Читатели уже догадались, описанный способ проверки батареек часто использовали в СССР.

Химическое электричество

Объяснение явления: видимо, имеются некие частицы металла, раздражающие рецепторы языка. Частицы испускаются одной пластиной при соприкосновении. Причём один металл при этом растворяется. Собственно, налицо принцип действия гальванического элемента, где цинковая пластина постепенно исчезает, отдавая энергию химических связей электрическому току. Объяснение сделано за полвека до официального доклада Королевскому обществу Лондона Алессандро Вольта об открытии первого источника питания. Но, как происходит часто с открытиями, к примеру, электромагнитным взаимодействием, опыт остался незамечен широкой научной общественностью и не исследован должным образом.

Добавим, это оказалось связано с недавней отменой преследования за колдовство: немногие решались после печального опыта «ведьм» на изучение непонятных явлений. Иначе обстояло дело с Луиджи Гальвани, с 1775 года работающим на кафедре анатомии в Болонье. Его специализаций считались раздражители нервной системы, но светило оставил значимый след не в области физиологии. Ученик Беккарии активно занимался электричеством. Во второй половине 1780 года, как следует из воспоминаний учёного (1791, De Viribus Electricitatis in Motu Muscylary: Commentarii Bononiensi, том 7, стр. 363), в очередной раз производилось препарирование лягушки (опыты и потом длились долгие годы).

Примечательно, что необычное явление подмечено ассистентом, в точности, как с отклонением стрелки компаса проводом с электрическим током: открытие сделали лишь косвенно связанные с научными исследованиями люди. Наблюдение касалось подергиваний нижних конечностей лягушки. В ходе опыта ассистент задел внутренний бедренный нерв препарируемого животного, ножки дёрнулись. Рядом, на столе стоял электростатический генератор, на приборе проскочила искра. Луиджи Гальвани немедленно загорелся идеей повторить опыт. Что удалось. И опять на машине проскочила искра.

Опыты Луиджи Гальвани

Образовалась параллель связи с электричеством, и Гальвани возжелал узнать, станет ли на лягушку действовать подобным образом гроза. Оказалось, что природные катаклизмы не оказывают заметного воздействия. Лягушки, прикреплённые медными крючками за спинной мозг к железной ограде, дёргались вне зависимости от погодных условий. Опыты не удавалось реализовать со 100-процентной повторяемостью, атмосфера воздействия не оказывала. В итоге Гальвани нашёл сонм пар, составленных из разных металлов, которые при соприкосновении между собой и нервом вызывали подёргивание лапок у лягушки. Сегодня явление объясняют различной степенью электроотрицательности материалов. К примеру, известно, что нельзя алюминиевые пластины клепать медью, металлы составляют гальваническую пару с ярко выраженными свойствами.

Гальвани справедливо заметил, что образуется замкнутая электрическая цепь, предположил, что лягушка содержит животное электричество, разряжаемое подобно лейденской банке. Алессандро Вольта не принял объяснения. Внимательно изучив описание экспериментов, Вольта выдвинул объяснение, что ток возникает при объединении двух металлов, непосредственно или через электролит тела биологического существа. Причина возникновения тока кроется в материалах, а лягушка служит простым индикатором явления. Цитата Вольты из письма, адресованного редактору научного журнала:

Проводники первого рода (твёрдые тела) и второго рода (жидкости) при соприкосновении в некоторой комбинации рождают импульс электричества, сегодня нельзя объяснить причины возникновения явления. Ток течёт по замкнутому контуру и исчезает, если целостность цепи нарушена.

Вольтов столб

Лепту в череду открытий внёс Джованни Фаброни, сообщивший, что при размещении двух пластинок гальванической пары в воду, одна начинает разрушаться. Следовательно, явление имеет отношение к химическим процессам. А Вольта тем временем изобрёл первый источник питания, долгое время служивший для исследования электричества. Учёный постоянно искал способы усиления действия гальванических пар, но не находил. В ходе опытов создана конструкция вольтова столба:

1. Попарно брались цинковые и медные кружки в плотном соприкосновении друг с другом.
2. Полученные пары разделялись мокрыми кружками картона и ставились друг над другом.

Легко догадаться, получилось последовательное соединение источников тока, которые суммируясь, усиливали эффект (разность потенциалов). Новый прибор вызывал при прикосновении ощутимый для руки человека удар. Подобно опытам Мушенбрука с лейденской банкой. Однако для повторения эффекта требовалось время. Стало очевидно, что источник энергии имеет химическое происхождение и постепенно возобновляется. Но привыкнуть к понятию нового электричества оказалось непросто. Вольтов столб вёл себя подобно заряженной лейденской банке, но…

Эксперимент Вольта

Вольта организует дополнительный эксперимент. Снабжает каждый из кружков изолирующей ручкой, приводит в соприкосновение на некоторое время, потом размыкает и проводит исследование электроскопом. К тому времени уже стал известен закон Кулона, выясняется, что цинк зарядился положительно, а медь – отрицательно. Первый материал отдал электроны второму. По указанной причине цинковая пластина вольтова столба постепенно разрушается. Для изучение работы назначили комиссию, которой представили доводы Алессандро. Уже тогда путём умозаключений исследователь установил, что напряжение отдельных пар складывается.

Вольта объяснил, что без мокрых кружков, прокладываемых между металлами, конструкция ведёт себя как две пластинки: медная и цинковая. Усиления не происходит. Вольта нашёл первый ряд электроотрицательности: цинк, свинец, олово, железо, медь, серебро. И если исключить промежуточные металлы между крайними, «движущая сила» не изменяется. Вольта установил, что электричество существует, пока соприкасаются пластины: сила не видна, но легко чувствуется, следовательно, она истинна. Учёный 20 марта 1800 года пишет президенту Королевского общества Лондона сэру Джозефу Бэнксу, к которому обращался впервые и Майкл Фарадей.

Английские исследователи быстро обнаружили: если на верхнюю пластину (медь) капнуть воды, в указанной точке в районе контакта выделяется газ. Они проделали опыт с обоих сторон: провода подходящей цепи заключили в колбы с водой. Газ исследовали. Оказалось, что газ горючий, выделяется лишь с единственной стороны. С противоположной заметно окислилась проволока. Установлено, что первое является водородом, а второе явление происходит вследствие избытка кислорода. Установлено (2 мая 1800 года), что наблюдаемый процесс – разложение воды под действием электрического тока.

Уильям Крукшенк немедленно показал, что аналогичное допустимо проделать с растворами солей металлов, а Волластон окончательно доказал идентичность вольтова столба статическому электричеству. Как выразился учёный: действие слабее, но обладает большей продолжительностью. Мартин Ван Марум и Христиан Генрих Пфафф зарядили от элемента лейденскую банку. А профессор Хампфри Дэви установил, что чистая вода не может служить в этом случае электролитом. Напротив, чем сильнее жидкость способна окислять цинк, тем лучше действует вольтов столб, что вполне согласовывалось с наблюдениями Фаброни.

Кислота намного улучшает работоспособность, ускоряя процесс выработки электричества. В конце концов Дэви создал стройную теорию вольтова столба. Он пояснил, что металлы изначально обладают неким зарядом, при замыкании контактов вызывающим действие элемента. Если электролит способен окислять поверхность донора электронов, слой истощённых атомов постепенно удаляется, открывая новые слои, способные давать электричество.

В 1803 году Риттер собрал столб из чередующихся кружков серебра и мокрого сукна, прообраз первого аккумулятора. Риттер зарядил его от вольтова столба и наблюдал процесс разрядки. Правильное толкование явлению дал Алессандро Вольта. И лишь в 1825 году Огюст де ла Рив доказал, что перенос электричества в растворе осуществляется ионами вещества, наблюдая образование оксида цинка в камере с чистой водой, отделённой от соседней мембраной. Заявление помогло Берцелиусу создать физическую модель, в которой атому электролита представлялись составленными из двух противоположно заряженных полюсов (ионов), способных диссоциировать. В результате получилась стройная картина переноса электричества на расстояние.

1.1: гальванические элементы — химия LibreTexts

Цели обучения

• Чтобы понять основы гальванических элементов
• Для подключения напряжения от гальванического элемента к соответствующему химическому составу REDOX

В любом электрохимическом процессе электроны перетекают из одного химического вещества в другое, вызванное окислительно-восстановительной (окислительно-восстановительной) реакцией. Окислительно-восстановительная реакция происходит, когда электроны переносятся из вещества, которое окисляется, в вещество, которое восстанавливается.Восстановитель — это вещество, которое теряет электроны и окисляется в процессе; окислитель — это разновидность, которая получает электроны и восстанавливается в процессе. Связанная потенциальная энергия определяется разностью потенциалов между валентными электронами в атомах разных элементов.

Поскольку восстановление невозможно без окисления, и наоборот, окислительно-восстановительную реакцию можно описать как две полуреакции , одна из которых представляет процесс окисления, а другая — процесс восстановления.{-}} \ label {20.3.3} \]

Каждая половина реакции написана, чтобы показать, что на самом деле происходит в системе; \ (\ ce {Zn} \) — это восстановитель в этой реакции (он теряет электроны), а \ (\ ce {Br2} \) — окислитель (он получает электроны). Добавление двух полуреакций дает общую химическую реакцию (уравнение \ (\ PageIndex {1} \)). Окислительно-восстановительная реакция уравновешивается, когда количество электронов, потерянных восстановителем, равно количеству электронов, полученных окислителем. Как и любое сбалансированное химическое уравнение, весь процесс электрически нейтрален; то есть чистый заряд одинаков с обеих сторон уравнения.

В любой окислительно-восстановительной реакции количество электронов, потерянных восстановителем, равно количеству электронов, полученных окислителем.

В большинстве наших обсуждений химических реакций мы предполагали, что реагенты находятся в тесном физическом контакте друг с другом. Кислотно-основные реакции, например, обычно проводятся с кислотой и основанием, диспергированными в одной фазе, такой как жидкий раствор. Однако в случае окислительно-восстановительных реакций можно физически разделить полуреакции окисления и восстановления в пространстве, если между двумя полуреакциями существует полная цепь, включая внешнее электрическое соединение, такое как провод,.По мере прохождения реакции электроны перетекают из восстановителя в окислитель по этому электрическому соединению, производя электрический ток, который можно использовать для работы. Устройство, которое используется для выработки электричества в результате самопроизвольной окислительно-восстановительной реакции или, наоборот, которое использует электричество для возбуждения непонтанной окислительно-восстановительной реакции, называется электрохимической ячейкой .

Существует два типа электрохимических элементов: гальванические элементы и электролитические элементы. Гальванические элементы названы в честь итальянского физика и врача Луиджи Гальвани (1737–1798), который заметил, что рассеченные мышцы ног лягушки подергивались при нанесении небольшого электрического удара, демонстрируя электрическую природу нервных импульсов.Гальванический (гальванический) элемент использует энергию, выделяемую во время спонтанной окислительно-восстановительной реакции (\ (ΔG <0 \)), для выработки электроэнергии. Этот тип электрохимического элемента часто называют гальваническим элементом в честь его изобретателя, итальянского физика Алессандро Вольта (1745–1827). Напротив, электролитическая ячейка потребляет электрическую энергию от внешнего источника, используя ее для того, чтобы вызвать непредвиденную окислительно-восстановительную реакцию (ΔG> 0). Оба типа содержат два электрода , которые представляют собой твердые металлы, соединенные с внешней цепью, которая обеспечивает электрическое соединение между двумя частями системы (Рисунок \ (\ PageIndex {1} \)).Полуреакция окисления происходит на одном электроде (анод ), а полуреакция восстановления происходит на другом (катод ). Когда цепь замкнута, электроны текут от анода к катоду. Электроды также соединены электролитом, ионным веществом или раствором, который позволяет ионам переноситься между отсеками электродов, тем самым поддерживая электрическую нейтральность системы. В этом разделе мы сосредоточимся на реакциях, которые происходят в гальванических элементах.

Рисунок \ (\ PageIndex {1} \): электрохимические элементы. Гальваническая ячейка (слева) преобразует энергию, выделяемую спонтанной окислительно-восстановительной реакцией, в электрическую энергию, которую можно использовать для выполнения работы. Окислительные и восстановительные полуреакции обычно происходят в отдельных отсеках, которые связаны внешней электрической цепью; кроме того, для поддержания электрической нейтральности необходимо второе соединение, которое позволяет ионам течь между отсеками (показано здесь как вертикальная пунктирная линия для представления пористого барьера).Разница потенциалов между электродами (напряжение) заставляет электроны течь от восстановителя к окислителю через внешнюю цепь, генерируя электрический ток. В электролитической ячейке (справа) внешний источник электрической энергии используется для генерации разности потенциалов между электродами, которая заставляет электроны течь, вызывая непредвиденную окислительно-восстановительную реакцию; в большинстве случаев используется только один отсек. В обоих типах электрохимических ячеек анод является электродом, на котором происходит полуреакция окисления, а катод является электродом, на котором происходит полуреакция восстановления.{2+} (aq) + Cu (s)} \ label {20.3.4} \]

Мы можем вызвать эту реакцию, вставив цинковый стержень в водный раствор сульфата меди (II). По мере протекания реакции цинковый стержень растворяется и образуется масса металлической меди. Эти изменения происходят спонтанно, но вся высвобождаемая энергия находится в форме тепла, а не в форме, которую можно использовать для работы.

Рисунок \ (\ PageIndex {2} \): реакция металлического цинка с водными ионами меди (II) в одном отсеке.Когда цинковый стержень вставлен в химический стакан, содержащий водный раствор сульфата меди (II), происходит самопроизвольная окислительно-восстановительная реакция: цинковый электрод растворяется с образованием ионов Zn ^{2 +} (aq), а Cu ² Ионы ⁺ (aq) одновременно восстанавливаются до металлической меди. Реакция происходит настолько быстро, что медь осаждается в виде очень мелких частиц, которые кажутся черными, а не обычного красноватого цвета меди. (Https://youtu.be/2gPRK0HmYu4)

Эту же реакцию можно провести, используя гальванический элемент, показанный на рисунке \ (\ PageIndex {3a} \).Для сборки ячейки медная полоса вставляется в стакан, который содержит 1 М раствор ионов Cu ^{2 +} , а цинковая полоса вставляется в другой стакан, который содержит 1 М раствор Zn ^{2 +} ионов. Две металлические полоски, которые служат электродами, соединены проводом, а отсеки соединены солевым мостиком , U-образной трубкой, вставленной в оба раствора, которая содержит концентрированную жидкость или гелеобразный электролит.Ионы в солевом мостике выбираются таким образом, чтобы они не мешали электрохимической реакции, будучи самим окисленными или восстановленными или образуя осадок или комплекс; обычно используемыми катионами и анионами являются Na ⁺ или K ⁺ и NO ₃ ^— или SO ₄ ^{2 —} соответственно. (Ионы в солевом мостике не обязательно должны быть такими же, как ионы в окислительно-восстановительной паре в обоих отсеках.) Когда цепь замкнута, происходит спонтанная реакция: металлический цинк окисляется до Zn ^{2 +} ионов в цинковый электрод (анод) и Cu ^{2 +} ионы восстанавливаются до металла Cu на медном электроде (катоде).По мере прохождения реакции цинковая полоса растворяется, и концентрация ионов Zn ^{2 +} в растворе Zn ^{2 +} увеличивается; одновременно медная полоса набирает массу, и концентрация ионов Cu ^{2 +} в растворе Cu ^{2 +} уменьшается (рис. \ (\ PageIndex {3b} \)). Таким образом, мы провели ту же реакцию, что и с использованием одного стакана, но на этот раз окислительная и восстановительная полуреакции физически отделены друг от друга.Электроны, которые выделяются на аноде, протекают через провод, создавая электрический ток. Поэтому гальванические элементы преобразуют химическую энергию в электрическую энергию, которая затем может быть использована для работы.

Рисунок \ (\ PageIndex {3} \): реакция металлического цинка с водными ионами меди (II) в гальваническом элементе. (a) Гальванический элемент можно сконструировать, вставив медную полоску в стакан, который содержит 1 М водный раствор Cu ^{2 +} ионов, и полосу цинка в другой стакан, который содержит водный раствор 1 М Zn ^{2 +} ионов.Две металлические полоски соединены проводом, по которому течет электричество, а мензурки соединены соляным мостиком. Когда переключатель замыкается для замыкания цепи, цинковый электрод (анод) самопроизвольно окисляется до левого отсека Zn ^{2 +} , в то время как ионы Cu ^{2 +} одновременно восстанавливаются до металлического меди в медный электрод (катод). (b) По мере протекания реакции анод Zn теряет массу по мере растворения с образованием ионов Zn ^{2 +} (aq), в то время как катод Cu набирает массу по мере уменьшения ионов Cu ^{2 +} (aq) к металлическому меди, который осаждается на катоде.

Электролит в солевом мостике служит двум целям: он замыкает цепь, перенося электрический заряд, и поддерживает электрическую нейтральность в обоих растворах, позволяя ионам мигрировать между ними. Идентичность соли в солевом мостике не имеет значения, пока компоненты-ионы не реагируют или не подвергаются окислительно-восстановительной реакции в рабочих условиях клетки. Без такой связи общий положительный заряд в растворе Zn ^{2 +} будет увеличиваться по мере растворения металлического цинка, а общий положительный заряд в растворе Cu ^{2 +} будет уменьшаться.Солевой мостик позволяет нейтрализовать заряды потоком анионов в раствор Zn ^{2 +} и потоком катионов в раствор Cu ^{2 +} . В отсутствие солевого мостика или какого-либо другого подобного соединения реакция быстро прекратилась бы, потому что электрическая нейтральность не могла быть сохранена.

Вольтметр может использоваться для измерения разности электрических потенциалов между двумя отсеками. Размыкание переключателя, соединяющего провода с анодом и катодом, предотвращает протекание тока, поэтому химическая реакция не происходит.Однако, когда переключатель замкнут, внешняя цепь замкнута, и электрический ток может течь от анода к катоду. Потенциал (\ (E_ {cell} \)) ячейки, измеренный в вольтах, представляет собой разницу в электрическом потенциале между двумя полуреакциями и связан с энергией, необходимой для перемещения заряженной частицы в электрическом поле. , В ячейке, которую мы описали, вольтметр показывает потенциал 1,10 В (рис. \ (\ PageIndex {3a} \)). Поскольку электроны из полуреакции окисления высвобождаются на аноде, анод в гальваническом элементе заряжен отрицательно.Катод, который притягивает электроны, заряжен положительно.

Не все электроды подвергаются химическому превращению во время окислительно-восстановительной реакции. Электрод может быть изготовлен из инертного высокопроводящего металла, такого как платина, для предотвращения его реакции во время окислительно-восстановительного процесса, когда он не появляется в общей электрохимической реакции. Это явление показано в примере \ (\ PageIndex {1} \).

Гальванический (гальванический) элемент преобразует энергию, выделяемую в результате спонтанной химической реакции , в электрическую энергию.Электролизер потребляет электрическую энергию от внешнего источника, чтобы инициировать непрямую химическую реакцию .

Пример \ (\ PageIndex {1} \)

Химик построил гальваническую ячейку, состоящую из двух мензурок. Один стакан содержит полосу олова, погруженную в водную серную кислоту, а другой содержит платиновый электрод, погруженный в водную азотную кислоту. Два раствора соединены солевым мостиком, а электроды соединены проводом.{2+} (aq) + 2NO (г) + 4h3O (л)} \ nonumber \]

Для этой гальванической ячейки,

1. записать половинную реакцию, которая происходит на каждом электроде.
2. указывают, какой электрод является катодом, а какой — анодом.
3. указывают, какой электрод является положительным электродом, а какой отрицательным.

Дано: гальванический элемент и окислительно-восстановительная реакция

Запрошено: полуреакций, идентичность анода и катода и назначение электродов как положительное или отрицательное

Стратегия:

1. . Определите полуреакцию окисления и полуреакцию восстановления.Затем идентифицируйте анод и катод по полуреакции, которая происходит на каждом электроде.
2. Со стороны потока электронов назначьте каждый электрод положительным или отрицательным.

Решение

A В полуреакции восстановления нитрат восстанавливается до оксида азота. (Оксид азота затем вступит в реакцию с кислородом в воздухе с образованием NO ₂ с его характерным красно-коричневым цветом.) В полуреакции окисления металлическое олово окисляется.{-}} \ nonumber \]

Таким образом, нитрат восстанавливается до NO, а оловянный электрод окисляется до Sn ^{2 +} .

Поскольку реакция восстановления происходит на Pt-электроде, это катод. И наоборот, реакция окисления происходит на оловянном электроде, поэтому это анод.

B Электроны текут от оловянного электрода через проволоку к платиновому электроду, где они переходят в нитрат. Электрическая цепь замыкается солевым мостиком, который обеспечивает диффузию катионов в направлении катода и анионов в направлении анода.{-}} \ end {align *} \]

Ответ б

Pt-электрод в перманганатном растворе является катодом; один в растворе олова является анодом.

Ответ c

Катод (электрод в стакане, содержащий раствор перманганата) положительный, а анод (электрод в стакане, содержащий раствор олова) отрицательный.

Построение диаграмм ячейки (обозначение ячейки)

Поскольку описывать любую данную гальваническую ячейку словами довольно сложно, была разработана более удобная запись.В этой линейной записи, называемой диаграммой ячеек, идентичность электродов и химическое содержимое отсеков указывается их химическими формулами с анодом, написанным в крайнем левом углу, и катодом в крайнем правом. Фазовые границы показаны одиночными вертикальными линиями, а солевой мост с двумя фазовыми границами — двойной вертикальной линией. Таким образом, диаграмма ячейки для ячейки \ (\ ce {Zn / Cu} \), показанной на рисунке \ (\ PageIndex {3a} \), записывается следующим образом:

Рисунок \ (\ PageIndex {4} \): Диаграмма ячейки включает концентрации раствора, когда они предоставляются.

Гальванические элементы могут иметь расположение, отличное от примеров, которые мы видели до сих пор. Например, напряжение, создаваемое окислительно-восстановительной реакцией, можно измерить более точно, используя два электрода, погруженных в один химический стакан, содержащий электролит, который завершает цепь. Такое расположение уменьшает ошибки, вызванные сопротивлением потоку заряда на границе, называемой потенциал перехода . Один пример гальванического элемента такого типа:

\ [\ ce {Pt (s) \, | \, h3 (г) | HCl (aq) \, | \, AgCl (s) \, Ag (s)} \ label {20.+ _ {(aq)}} \ label {20.3.8} \]

Гальванический элемент с одним отсеком первоначально будет иметь то же напряжение, что и гальванический элемент, сконструированный с использованием отдельных отсеков, но он будет быстро разряжаться из-за прямой реакции реагента на аноде с окисленным элементом катодной окислительно-восстановительной пары. Следовательно, ячейки этого типа не особенно полезны для производства электроэнергии.

Пример \ (\ PageIndex {2} \)

Нарисуйте диаграмму ячейки для гальванической ячейки, описанной в Примере \ (\ PageIndex {1} \).{2 +} (aq) + 2NO (g) + 4h3O (l)} \ nonumber \]

Дано: гальванический элемент и окислительно-восстановительная реакция

Запрошено: сотовая диаграмма

Стратегия:

Используя описанные символы, напишите клеточную диаграмму, начиная с полуреакции окисления слева.

Решение

Анод — это оловянная полоса, а катод — это \ (\ ce {Pt} \) электрод. Начиная слева с анодом, мы обозначаем фазовую границу между электродом и раствором олова вертикальной чертой.{-}} \)) не участвует в общей реакции, поэтому указывать ее не нужно. Катодное отделение содержит водную азотную кислоту, которая участвует в общей реакции, вместе с продуктом реакции (\ (\ ce {NO} \)) и электродом \ (\ ce {Pt} \). Они записываются как \ (\ ce {HNO3 (aq) ∣NO (g) ∣Pt (s)} \), с одиночными вертикальными полосами, обозначающими границы фаз. Объединяя два отсека и используя двойную вертикальную черту, чтобы указать солевой мост,

\ [\ ce {Sn (s) \, | \, Sn ^ {2 +} (aq) \, || \, HNO3 (aq) \, | \, NO (g) \, | \, Pt_ ( s)} \ nonumber \]

Концентрации раствора не были указаны, поэтому они не включены в эту диаграмму ячейки.+ (aq, \; 1 \; M) \, | \, Ag (s)} \ nonumber \]

Резюме

Гальванический (гальванический) элемент использует энергию, выделяемую во время спонтанной окислительно-восстановительной реакции, для выработки электричества, тогда как электролитический элемент потребляет электрическую энергию от внешнего источника, чтобы вызвать реакцию. Электрохимия — это изучение связи между электричеством и химическими реакциями. Реакция окисления-восстановления, которая происходит во время электрохимического процесса, состоит из двух полуреакций, одна представляет процесс окисления, а другая — процесс восстановления.Сумма полуреакций дает общую химическую реакцию. Общая окислительно-восстановительная реакция сбалансирована, когда количество электронов, потерянных восстановителем, равно количеству электронов, полученных окислителем. Электрический ток вырабатывается из потока электронов от восстановителя к окислителю. Электрохимическая ячейка может либо вырабатывать электроэнергию из спонтанной окислительно-восстановительной реакции, либо потреблять электроэнергию, чтобы инициировать непредвиденную реакцию. В гальванической (гальванической) ячейке энергия от спонтанной реакции генерирует электричество, тогда как в электролитической ячейке электрическая энергия потребляется, чтобы привести в неосновную окислительно-восстановительную реакцию.Оба типа ячеек используют два электрода, которые обеспечивают электрическое соединение между системами, которые разделены в пространстве. Окислительная полуреакция происходит на аноде, а восстановительная полуреакция происходит на катоде. Солевой мостик соединяет разделенные растворы, позволяя ионам мигрировать в любой раствор, чтобы обеспечить электрическую нейтральность системы. Вольтметр — это устройство, которое измеряет поток электрического тока между двумя половинными реакциями. Потенциал ячейки, измеряемый в вольтах, представляет собой энергию, необходимую для перемещения заряженной частицы в электрическом поле.Электрохимическая ячейка может быть описана с использованием линейной записи, называемой диаграммой ячейки, на которой вертикальные линии обозначают фазовые границы и местоположение солевого мостика. Сопротивление потоку заряда на границе называется потенциалом перехода.

,

16,2: гальванические элементы и электроды

Физически невозможно измерить разность потенциалов между куском металла и раствором, в который он погружен. Однако мы можем измерить разницу между потенциалами двух электродов, которые погружаются в одно и то же решение или, что более полезно, находятся в двух разных решениях. В последнем случае каждая пара электрод-раствор составляет половину ячейки окисления-восстановления , и мы измеряем сумму двух потенциалов половинной ячейки .

Это устройство называется гальваническим элементом . Типичная ячейка может состоять из двух кусков металла, одного цинка и другой меди, каждый погруженный в раствор, содержащий растворенную соль соответствующего металла. Два раствора разделены пористым барьером, который препятствует их быстрому смешиванию, но позволяет ионам проходить сквозь них.

Если мы соединим цинк и медь с помощью металлического проводника, избыточные электроны, которые остаются, когда ионы Zn ^{2 +} выходят из цинка в левой ячейке, могли бы течь через внешнюю цепь и в правую Электрод, где они могли бы быть доставлены к Cu ^{2 +} ионы, которые становятся «разряженными», то есть превращаются в атомы Cu на поверхности медного электрода.{2+} + Cu _ {(s)} \]

, но на этот раз стадии окисления и восстановления (полуреакции) происходят в разных местах:

левый электрод:	Zn (s) → Zn 2 + + 2 e —	окисления
правый электрод:	Cu 2 + + 2 e — → Cu (s)	сокращение

Электрохимические элементы позволяют измерять и контролировать окислительно-восстановительную реакцию

Реакцию можно запустить и остановить, подключив или отключив два электрода.Если мы поместим переменное сопротивление в цепь, мы даже сможем контролировать скорость реакции чистой ячейки, просто поворачивая ручку. Подключив батарею или другой источник тока к двум электродам, мы можем заставить реакцию протекать в ее самопроизвольном или обратном направлении. Поместив амперметр во внешнюю цепь, мы можем измерить количество электрического заряда, который проходит через электроды, и, таким образом, количество молей реагентов, которые превращаются в продукты в реакции клетки.

Электрический заряд q измеряется в кулонах. Количество заряда, переносимого одним молем электронов, известно как Фарадея , который мы обозначаем как F . Тщательные эксперименты определили, что 1 F = 96467 C. Для большинства целей вы можете просто использовать 96 500 Кулонов в качестве значения Фарадея. Когда мы измеряем электрический ток, мы измеряем скорость, с которой электрический заряд передается по цепи. Ток в один ампер соответствует потоку в один кулон в секунду.

Транспорт заряда в ячейке

Для работы элемента не только должна быть внешняя электрическая цепь между двумя электродами, но и два электролита (растворы) должны находиться в контакте. Необходимость в этом можно понять, рассмотрев, что произойдет, если два решения будут физически разделены. Положительный заряд (в виде Zn ^{2 +} ) добавляется к электролиту в левом отсеке и удаляется (как Cu ^{2 +} ) с правой стороны, вызывая контакт раствора с цинком получить чистый положительный заряд, в то время как чистый раствор будет накапливаться в растворе на медной стороне ячейки.Эти нарушения электронейтральности усложнили бы (потребовали больше работы) введение дополнительных ионов Zn ^{2 +} в положительно заряженный электролит или для потока электронов в правый отсек, где они необходимы для уменьшения Cu ^{2 +} ионов, таким образом, эффективно останавливая реакцию только после того, как химически незначительное количество имело место.

Чтобы поддерживать клеточную реакцию, заряд, переносимый электронами через внешнюю цепь, должен сопровождаться компенсирующим переносом ионов между двумя ячейками.Это означает, что мы должны обеспечить путь для перемещения ионов непосредственно из одной клетки в другую. Этот ионный транспорт включает не только электроактивные частицы Cu ^{2 +} и Zn ^{2 +} , но также противоионы , которые в этом примере являются нитратами, NO ₃ ^— . Таким образом, избыток Cu ^{2 +} в левом отсеке может быть уменьшен за счет дрейфа этих ионов в правую сторону или в равной степени за счет диффузии нитрат-ионов влево.Более подробные исследования показывают, что оба процесса происходят, и что относительные количества заряда, переносимого через раствор положительными и отрицательными ионами, зависят от их относительной подвижности , которая выражает скорость, с которой ионы способны пробиваться через раствор , Поскольку отрицательные ионы имеют тенденцию быть больше, чем положительные ионы, последние, как правило, имеют более высокие подвижности и несут большую долю заряда.

В простейших ячейках барьер между двумя растворами может представлять собой пористую мембрану, но для точных измерений используется более сложное устройство, известное как солевой мостик .Солевой мостик состоит из промежуточного отсека, заполненного концентрированным раствором KCl и снабженного пористыми барьерами на каждом конце. Цель солевого моста — минимизировать естественную разность потенциалов, известную как потенциал соединения , которая развивается (как упомянуто в предыдущем разделе), когда любые две фазы (такие как два раствора) находятся в контакте. Эта разность потенциалов будет сочетаться с двумя полуэлементными потенциалами, что приведет к некоторой неопределенности при любом измерении потенциала ячейки.С солевой мостик у нас есть два потенциала жидкого перехода вместо одного, но они имеют тенденцию взаимно компенсировать друг друга.

Условные обозначения соты

Чтобы упростить описание данной электрохимической ячейки, была принята специальная символическая запись. В этой записи ячейка, которую мы описали выше, будет

Zn (s) | Zn ^{2 +} (aq) || Cu ^{2 +} (aq) | Cu (s)

Существует несколько других соглашений, касающихся обозначения ячеек и номенклатуры, которые вы должны знать:

• На аноде происходит окисление, а на катоде происходит восстановление.В реальной ячейке идентичность электродов зависит от направления, в котором происходит чистая реакция ячейки.
• Если электроны текут от левого электрода к правому электроду (как изображено в приведенном выше обозначении ячейки), когда ячейка работает в своем спонтанном направлении, потенциал правого электрода будет выше, чем у левого, и потенциал ячейки будет будь позитивным.
• «Обычный ток» от положительного к отрицательному, который противоположен направлению потока электронов.Это означает, что если электроны текут от левого электрода вправо, гальванометр, помещенный во внешнюю цепь, будет показывать ток, протекающий справа налево.

Электроды и электродные реакции

Реакция электрода относится к чистому процессу окисления или восстановления, который происходит на электроде. Эта реакция может происходить на одной стадии переноса электрона или в виде последовательности двух или более стадий. Вещества, которые получают и теряют электроны, называются электроактивными веществами.

Рис. 4: Перенос электрона на аноде

Этот процесс происходит в очень тонкой межфазной области на поверхности электрода и включает в себя квантово-механическое туннелирование электронов между электродом и электроактивными веществами. Работа, необходимая для смещения молекул H ₂ O в сферах гидратации ионов, составляет часть энергии активации процесса.

В примере ячейки Zn / Cu, которую мы использовали, электродная реакция включает металл и его гидратированный катион; мы называем такие электроды металл-металлические ионные электроды.{3} + \). Если ни один из электроактивных частиц не является металлом, какой-то другой металл должен служить в качестве канала для подачи или удаления электронов из системы. Чтобы избежать осложнений, которые могут возникнуть в результате электродных реакций с участием этого металла, обычно используется относительно инертное вещество, такое как платина. Такая половина ячейки будет представлена ​​как

Pt (s) | Fe ^{3 +} (aq) , Fe ^{2 +} (aq) || …

и полуклеточная реакция будет

\ [Fe ^ {2 +} (aq) \ rightarrow Fe ^ {3+} (aq) + e ^ — \]

Реакция происходит на поверхности электрода (рис. 4 выше).Электроактивный ион диффундирует к поверхности электрода и адсорбируется (присоединяется) к нему под действием ван-дер-ваальсовых и кулоновских сил. При этом воды гидратации, которые обычно присоединяются к любому ионному виду, должны быть вытеснены. Этот процесс всегда является эндотермическим, иногда до такой степени, что только небольшая часть ионов может достаточно близко контактировать с поверхностью, чтобы подвергнуться переносу электрона, и реакция будет медленной. Фактический перенос электрона происходит путем квантово-механического туннелирования.- (aq) | AgCl (s) | Ag (s) \]

Хотя полезность такого электрода может быть не сразу очевидна, этот тип электрода находит очень широкое применение в электрохимических измерениях, как мы увидим позже.

электродов сравнения

В большинстве электрохимических экспериментов наш интерес сосредоточен только на одной из электродных реакций. Поскольку все измерения должны проводиться на полной ячейке с участием двух электродных систем, обычной практикой является использование электрода сравнения в качестве другой половины ячейки.Основные требования к электроду сравнения: его легко готовить и обслуживать, а его потенциал должен быть стабильным. Последнее требование по существу означает, что концентрация любых ионных частиц, участвующих в электродной реакции, должна поддерживаться на фиксированном уровне. Наиболее распространенным способом достижения этого является использование электродной реакции с участием насыщенного раствора нерастворимой соли иона. Одна такая система, серебряно-серебряный хлоридный электрод, уже упоминалась:

\ [Ag | AgCl (s) | Cl ^ — (aq) || ,- \]

Этот электрод обычно принимает форму куска серебряной проволоки, покрытой AgCl. Покрытие делается путем превращения серебра в анод в электролизере, содержащем HCl; ионы Ag ⁺ соединяются с ионами Cl ^— так же быстро, как они образуются на поверхности серебра.

Другим распространенным электродом сравнения является каломельный электрод ; каломель — это общее название хлорида ртути (I). Такая половина ячейки будет представлена ​​как

\ [Hg | Hg ^ {2 +} (aq) | KCl || ,- \]

Потенциалы обоих электродов были очень точно определены относительно водородного электрода. Последний редко используется в рутинных электрохимических измерениях, потому что его сложнее приготовить; поверхность платины должна быть специально обработана предварительным электролизом. Кроме того, существует потребность в подаче газообразного водорода, что делает его несколько громоздким и опасным.

Резюме и дополнительные примечания

Убедитесь, что вы хорошо понимаете следующие основные идеи, которые были представлены выше.Особенно важно, чтобы вы знали точные значения всех выделенных терминов в контексте этой темы.

• Гальваническая ячейка (иногда более уместно называемая — ячейка ) состоит из двух полуклеток , соединенных солевым мостиком или каким-либо другим путем, который позволяет ионам проходить между двумя сторонами для поддержания . электронейтральность .
• Традиционный способ представления электрохимической ячейки любого вида состоит в том, чтобы записать половинную реакцию окисления слева и восстановление справа.Таким образом, для реакции

Zn (s) + Cu ^{2 +} → Zn ^{2 +} + Cu (s)

пишем

Zn (s) | Zn ^{2 +} (aq) || Cu ^{2 +} (aq) | Cu (s)

, в которой одиночные вертикальные полосы представляют фазовых границ . Двойная черта обозначает границу жидкость-жидкость , которая в лабораторных ячейках состоит из солевого мостика или ионопроницаемого барьера.Если бы чистая клеточная реакция была написана в обратном порядке, клеточная нотация стала бы

Cu (s) | Cu ^{2 +} (aq) || Zn ²⁺ (aq) | Zn (s)

Помните: процесс R всегда отображается на R ight .

на поверхности электрода. Энергия, необходимая для вытеснения молекул воды из гидратной оболочки иона при его приближении к поверхности электрода, составляет энергии активации , которая может замедлить процесс.Еще большие энергии активации (и более медленные реакции) происходят, когда молекула, такая как O ₂, образуется или потребляется.

,

коммерческих гальванических элементов — химия LibreTexts

Поскольку гальванические элементы могут быть автономными и портативными, их можно использовать в качестве батарей и топливных элементов. Аккумулятор (аккумулятор) представляет собой гальванический элемент (или ряд гальванических элементов), который содержит все реагенты, необходимые для производства электроэнергии. Напротив, топливный элемент представляет собой гальванический элемент, для которого требуется постоянное внешнее питание одного или нескольких реагентов для выработки электроэнергии. В этом разделе мы опишем химию, стоящую за некоторыми из наиболее распространенных типов батарей и топливных элементов.

Аккумуляторы

Существует два основных типа батарей: одноразовые или первичные батареи, в которых электродные реакции эффективно необратимы и которые невозможно перезарядить; и перезаряжаемые или вторичные батареи, которые образуют нерастворимый продукт, который прилипает к электродам. Эти батареи можно заряжать, применяя электрический потенциал в обратном направлении. Процесс перезарядки временно преобразует аккумуляторную батарею из гальванического элемента в электролизер.

Батареи

— это продуманные устройства, основанные на тех же фундаментальных законах, что и гальванические элементы. Основное различие между батареями и гальваническими элементами, которые мы описали ранее, состоит в том, что коммерческие батареи используют твердые вещества или пасты, а не растворы в качестве реагентов для максимизации электрической мощности на единицу массы. Использование высококонцентрированных или твердых реагентов имеет другой полезный эффект: концентрации реагентов и продуктов не сильно изменяются при разрядке батареи; следовательно, выходное напряжение остается удивительно постоянным во время процесса разряда.Это поведение отличается от поведения ячейки Zn / Cu, выход которой логарифмически уменьшается по мере протекания реакции (рис. \ (\ PageIndex {1} \)). Когда батарея состоит из более чем одного гальванического элемента, элементы обычно соединяются последовательно, то есть с положительным (+) выводом одного элемента, соединенным с отрицательным (-) выводом следующего, и так далее. Таким образом, общее напряжение батареи является суммой напряжений отдельных элементов.

Рисунок \ (\ PageIndex {1} \): три вида первичных (не перезаряжаемых) батарей.(a) Сухой элемент Лекланше на самом деле представляет собой «влажный элемент», в котором электролит представляет собой кислую пасту на водной основе, содержащую MnO ₂ , NH ₄ Cl, ZnCl ₂ , графит и крахмал. Хотя элемент недорогой в изготовлении, он не очень эффективен в производстве электрической энергии и имеет ограниченный срок хранения. (b) В кнопочной батарее анодом является цинк-ртутная амальгама, а катодом может быть либо HgO (показан здесь), либо Ag ₂ O в качестве окислителя. Батареи для кнопок надежны и имеют высокое отношение массы к массе, что позволяет использовать их в таких приложениях, как калькуляторы и часы, где их небольшой размер имеет решающее значение.(c) Литий-йодная батарея состоит из двух элементов, разделенных металлической никелевой сеткой, которая собирает заряд от анодов. Анод — металлический литий, а катод — твердый комплекс I ₂ . Электролит представляет собой слой твердого LiI, который позволяет ионам Li ⁺ диффундировать от катода к аноду. Хотя этот тип батареи вырабатывает только относительно небольшой ток, он очень надежен и долговечен.

Основное различие между батареями и гальваническими элементами состоит в том, что коммерческие батареи обычно используют твердые вещества или пасты, а не растворы в качестве реагентов для максимизации электрической мощности на единицу массы.Очевидным исключением является стандартная автомобильная аккумуляторная батарея, в которой используется химия фаз раствора.

Leclanché Dry Cell

Сухой элемент, безусловно, самый распространенный тип батареи, используется в фонарях, электронных устройствах, таких как Walkman и Game Boy, и многих других устройствах. Хотя сухой элемент был запатентован в 1866 году французским химиком Жоржем Лекланше, и каждый год продается более 5 миллиардов таких элементов, детали химии электродов до сих пор не до конца понятны.- \) ионы присутствуют в растворе, поэтому общая клеточная реакция выглядит следующим образом:

\ [2MnO_ {2 (s)} + 2NH_4Cl _ {(aq)} + Zn _ {(s)} \ rightarrow Mn_2O_ {3 (s)} + Zn (NH_3) _2Cl_ {2 (s)} + H_2O _ {(l )} \ label {Eq3} \]

Сухой элемент вырабатывает около 1,55 В и недорог в изготовлении. Это, однако, не очень эффективно при производстве электрической энергии, потому что только относительно небольшая доля \ (MnO_2 \), находящаяся рядом с катодом, фактически уменьшается, и только небольшая доля цинкового катода фактически расходуется при разрядке элемента.Кроме того, сухие элементы имеют ограниченный срок годности, поскольку анод \ (Zn \) самопроизвольно реагирует с \ (NH_4Cl \) в электролите, вызывая коррозию корпуса и позволяя содержимому вытекать.

Источник: Фото любезно предоставлено Mitchclanky2008, www.flickr.com/photos/25597837@N05/2422765479/.

Щелочная батарея — это, по сути, элемент Leclanché, приспособленный для работы в щелочных или основных условиях. Половинные реакции, которые происходят в щелочной батарее, следующие:

\ [2MnO_ {2 (s)} + H_2O _ {(l)} + 2e ^ — \ rightarrow Mn_2O_ {3 (s)} + 2OH ^ −_ {(aq)} \ label {Eq4} \]

\ [Zn _ {(s)} + 2OH ^ −_ {(aq)} \ rightarrow ZnO _ {(s)} + H_2O _ {(l)} + 2e ^ — \ label {Eq5} \]

\ [Zn _ {(s)} + 2MnO_ {2 (s)} \ rightarrow ZnO _ {(s)} + Mn_2O_ {3 (s)} \ label {Eq6} \]

Эта батарея также производит около 1.5 В, но он имеет более длительный срок хранения и более постоянное выходное напряжение, поскольку элемент разряжается, чем сухой элемент Leclanché. Хотя щелочная батарея более дорогая в производстве, чем сухая батарея Leclanché, улучшенная производительность делает эту батарею более рентабельной.

Батареи для пуговиц

Хотя некоторые маленькие батарейки, используемые для питания часов, калькуляторов и камер, представляют собой миниатюрные щелочные элементы, большинство из них основаны на совершенно другом химическом составе. В этих «кнопочных» батареях анод представляет собой цинк-ртутную амальгаму, а не чистый цинк, и катод использует либо \ (HgO \), либо \ (Ag_2O \) в качестве окислителя, а не \ (MnO_2 \) (часть (b) ) на рисунке \ (\ PageIndex {1} \)).−_ {(aq)} \ label {Eq9} \]

\ [Zn _ {(s)} + 2Ag_2O _ {(s)} \ rightarrow 2Ag _ {(s)} + ZnO _ {(s)} \ label {Eq10} \]

с \ (E_ {cell} = 1.6 \, V \)

Основными преимуществами ртутных и серебряных ячеек являются их надежность и их высокое отношение массы к массе. Эти факторы делают их идеальными для приложений, где малый размер имеет решающее значение, таких как камеры и слуховые аппараты. Недостатками являются стоимость и экологические проблемы, вызванные утилизацией тяжелых металлов, таких как \ (Hg \) и \ (Ag \).

Литий-йодная батарея

Ни одна из батарей, описанных выше, не является «сухой». Все они содержат небольшое количество жидкой воды, которая добавляет значительную массу и вызывает потенциальные проблемы коррозии. Следовательно, значительные усилия были потрачены на разработку безводных батарей. Одной из немногих успешных безводных батарей является литий-йодная батарея . Анод — металлический литий, а катод — твердый комплекс из \ (I_2 \). Их разделяет слой твердого вещества \ (LiI \), который действует как электролит, позволяя диффузии ионов Li ⁺ .- \ label {Eq12} \]

\ [2Li _ {(s)} + I_ {2 (s)} \ rightarrow 2LiI _ {(s)} \ label {Eq12a} \]

с \ (E_ {ячейка} = 3,5 \, V \)

Кардиостимулятор: рентгеновское изображение пациента, показывающее расположение и размеры кардиостимулятора, работающего от литий-йодной батареи.

Как показано в части (c) на рисунке \ (\ PageIndex {1} \), типичная литий-йодная батарея состоит из двух элементов, разделенных сеткой из никелевого металла, которая собирает заряд от анода. Из-за высокого внутреннего сопротивления, вызванного твердым электролитом, может потребляться только низкий ток.Тем не менее, такие батареи оказались долговечными (до 10 лет) и надежными. Поэтому они используются в приложениях, где частая замена затруднена или нежелательна, например, в кардиостимуляторах и других медицинских имплантатах, а также в компьютерах для защиты памяти. Эти батареи также используются в охранных передатчиках и дымовой сигнализации. Другие батареи на основе литиевых анодов и твердых электролитов находятся в стадии разработки, используя \ (TiS_2 \), например, для катода.

Сухие элементы, кнопочные батареи и литиево-йодные батареи являются одноразовыми и не могут заряжаться после их разрядки.Аккумуляторы, напротив, обладают значительными экономическими и экологическими преимуществами, поскольку их можно заряжать и разряжать много раз. В результате затраты на производство и утилизацию резко снижаются при заданном количестве часов использования батареи. Две распространенные аккумуляторные батареи — никель-кадмиевая и свинцово-кислотная, о которых мы расскажем далее.

никель-кадмиевая (NiCad) батарея

Никель-кадмиевая батарея или NiCad используется в небольших электрических приборах и устройствах, таких как дрели, портативные пылесосы и цифровые тюнеры AM / FM.Это элемент на водной основе с кадмиевым анодом и сильно окисленным никелевым катодом, который обычно называют оксогидроксидом никеля (III), NiO (OH). Как показано на рисунке \ (\ PageIndex {2} \), конструкция максимизирует площадь поверхности электродов и минимизирует расстояние между ними, что уменьшает внутреннее сопротивление и делает возможным довольно высокий ток разряда.

Рисунок \ (\ PageIndex {2} \): Никель-кадмиевая (NiCad) батарея, аккумуляторная батарея. NiCad батареи содержат кадмиевый анод и сильно окисленный никелевый катод.- \ label {Eq14} \]

\ [Cd _ {(s)} + 2NiO (OH) _ {(s)} + 2H_2O _ {(l)} \ правая стрелка Cd (OH) _ {2 (s)} + 2Ni (OH) _ {2 (с) )} \ label {Eq15} \]

\ (E_ {cell} = 1,4 В \)

Поскольку продукты полуреакций разряда являются твердыми веществами, которые прилипают к электродам [Cd (OH) ₂ и 2Ni (OH) ₂ ], общая реакция легко переворачивается, когда элемент перезаряжается. Несмотря на то, что никель-кадмиевые батареи имеют малый вес, заряжаются и имеют большую емкость, они имеют определенные недостатки.Например, они имеют тенденцию быстро терять емкость, если им не дают полностью разрядиться перед зарядкой, они плохо хранятся в течение длительных периодов времени при полной зарядке и представляют значительные проблемы для окружающей среды и утилизации из-за токсичности кадмия.

Разновидностью никель-кадмиевой батареи является никель-металлогидридная батарея (NiMH), используемая в гибридных автомобилях, устройствах беспроводной связи и мобильных вычислениях. Общее химическое уравнение для этого типа батареи выглядит следующим образом:

\ [NiO (OH) _ {(s)} + MH \ rightarrow Ni (OH) _ {2 (s)} + M _ {(s)} \ label {Eq16} \]

Емкость никель-металлогидридной батареи увеличена на 30–40% по сравнению с никель-кадмиевой батареей; он более экологичен, поэтому хранение, транспортировка и утилизация не подлежат контролю окружающей среды; и он не так чувствителен к перезарядке памяти.Тем не менее, он подвержен на 50% большей скорости саморазряда, ограниченному сроку службы и более высокому обслуживанию, и он дороже, чем никель-кадмиевая батарея.

Директива Европейского Союза 2006/66 / EC запрещает размещение на рынке портативных батарей, содержащих более 0,002% кадмия по весу. Целью этой директивы было улучшение «экологических характеристик аккумуляторов и аккумуляторов»

Свинцово-кислотный аккумулятор (свинцовый аккумулятор)

Свинцово-кислотный аккумулятор используется для обеспечения пусковой мощности практически каждого автомобильного и морского двигателя на рынке.Морские и автомобильные аккумуляторы обычно состоят из нескольких элементов, соединенных последовательно. Общее напряжение, генерируемое аккумулятором, представляет собой потенциал на элемент (E ° _{, элемент} ), умноженный на количество элементов.

Рисунок \ (\ PageIndex {3} \): одна ячейка свинцово-кислотной батареи. Аноды в каждой ячейке перезаряжаемой батареи представляют собой пластины или сетки из свинца, содержащие губчатый металлический свинец, тогда как катоды представляют собой аналогичные сетки, содержащие порошкообразный диоксид свинца (PbO ₂ ). Электролит представляет собой водный раствор серной кислоты.Значение E ° для такого элемента составляет около 2 В. При последовательном соединении трех таких элементов получается батарея 6 В, тогда как типовая автомобильная батарея 12 В содержит шесть элементов последовательно. При правильном обращении этот тип аккумулятора большой емкости можно разряжать и заряжать много раз.

Как показано на рисунке \ (\ PageIndex {3} \), анод каждой ячейки в свинцовой аккумуляторной батарее представляет собой пластину или решетку из губчатого металлического свинца, а катод представляет собой аналогичную решетку, содержащую порошкообразный диоксид свинца (\ (PbO_2 \)). Электролит обычно представляет собой приблизительно 37% раствор (по массе) серной кислоты в воде с плотностью 1.° _ {cath

.

Гальваническая коррозия — NACE

Гальваническая Коррозия

Гальваническая коррозия (также называемая «коррозия разнородного металла» или ошибочно «электролиз») относится к коррозионному повреждению, вызванному соединением двух разнородных материалов в коррозийный электролит. Это происходит, когда два (или более) разнородных металла приводятся в электрический контакт под водой. Когда образуется гальваническая пара, один из металлов в паре становится анодом и корродирует быстрее, чем сам по себе, а другой становится катодом и корродирует медленнее, чем один.

Любой (или оба) металла в паре могут или не могут разъедать сами по себе. Однако при контакте с разнородным металлом скорость самокоррозии изменится:
Коррозия анода ускорится Коррозия катода замедлится или даже остановится. Гальваническая муфта является основой многих методов контроля коррозии

Движущей силой коррозии является разность потенциалов между различными материалами. Биметаллическая движущая сила была открыта в конце восемнадцатого века Луиджи Гальвани в серии экспериментов с открытыми мышцами и нервами лягушки, которая сокращалась при подключении к биметаллическому проводнику.Позднее этот принцип был применен на практике Алессандро Вольта, который в 1800 году построил первый электрический элемент или батарею: серию металлических дисков двух видов, разделенных картонными дисками, пропитанными растворами кислот или солей. Это основа всех современных аккумуляторных батарей с мокрыми элементами, и это было чрезвычайно важное научное открытие, потому что это был первый метод, который был найден для генерации постоянного электрического тока.

Сэр Хэмфри Дэви и Майкл Фарадей в начале девятнадцатого века также применили этот принцип для полезной защиты металлических конструкций.Жертвенная коррозия одного металла, такого как цинк, магний или алюминий, является широко распространенным методом катодной защиты металлических конструкций.

В биметаллической паре менее благородный материал станет анодом этой коррозионной ячейки и имеет тенденцию к коррозии с ускоренной скоростью по сравнению с несвязанным состоянием. Более благородный материал будет действовать как катод в коррозионной ячейке. Гальваническая коррозия может быть одной из самых распространенных форм коррозии, а также одной из самых разрушительных.

Следующие примеры иллюстрируют этот тип атаки.
Гальваническая коррозия: нержавеющий винт v шайба из кадмированной стали Гальваническая коррозия внутри горизонтального стабилизатора Гальваническая коррозия Статуи Свободы Контргайка с кадмиевым покрытием.
Относительное благородство материала можно предсказать, измерив его коррозионный потенциал. Хорошо известная гальваническая серия перечисляет относительное благородство определенных материалов в морской воде. Небольшое отношение площади анода к катоду крайне нежелательно.В этом случае гальванический ток концентрируется на небольшой анодной области. Быстрая потеря толщины растворяющего анода имеет тенденцию происходить в этих условиях. Проблемы гальванической коррозии должны быть решены путем проектирования, чтобы избежать этих проблем в первую очередь. Ячейки гальванической коррозии могут быть установлены на макроскопическом уровне или на микроскопическом уровне. На микроструктурном уровне различные фазы или другие микроструктурные особенности могут быть подвержены гальваническим токам

,