Гальванические элементы

Размещено на http://www.allbest.ru/

Астраханский Государственный Технический Университет

Реферат

по химии

Выполнил: студент 1 курса з/о

Абдулаев Р.Р.

Астрахань 2012 г.

Содержание

1. Гальванические элементы

2. Окислительные - восстановительные реакции

3. Закон Гесса. Расчет тепловых эффектов химических реакции

1. Гальванические элементы

химический энергия гальванический

Устройства, которые применяют для непосредственного преобразования энергии химической реакции в электрическую энергию, называются гальваническими элементами. Их называют также химическими источниками электрической энергии (ХИЭЭ) или химическими источниками тока.

В технике гальваническими элементами приняты называть только ХИЭЭ, в которых протекают практически необратимые реакции. Такие ХИЭЭ обычно нельзя перезаряжать: они предназначены для однократного использования (в один или несколько приемов). ХИЭЭ, в которых протекают практически обратимые реакции, называют аккумуляторами: их можно перезаряжать и использовать многократно.

Действия любого гальванического элемента основано на протекании в нем окислительно-восстановительной реакции. В простейшем случае гальванический элемент состоит из двух пластин или стержня, изготовленных из различных металлов и погруженных в раствор электролита. Такая система делает возможно пространственное разделение окислительно-восстановительной реакции: окисление протекает на одном металле, восстановление - на другом. Таким образом, электроны передаются от восстановителя к окислителю по внешней цепи.

Рассмотрим в качестве примера медно-цинковый гальванический элемент, работающий за счет энергии приведенные выше реакции между цинком и сульфата меди (рис.№1). Этот элемент (элемент Якоби-Даниэля ) состоит из медной пластинки погруженное в раствор сульфата меди (медный электрод), и цинковой пластины, погруженное в раствор сульфата цинка (цинковый электрод). Оба раствора соприкасаются друг с другом, но для предупреждения смешивания они разделены перегородкой, изготовленной из пористого материала.

При работе элементов, т.е. при замкнутой цепи, цинк окисляется: а поверхности его соприкосновение с раствором атомы цинка превращается в ионы и, гидратируясь, переходит в раствор. Высвобождающиеся при этом электроны движутся по внешней цепи к медному электроду. Вся совокупность этих процессов схематически изображается уравнением полуреакции, или электрохимическим уравнением:

Zn= Zn2+ + 2e-

На медном электроде протекает восстановление ионов меди. Электроны, приходящие сюда от цинкового электрода, соединяются с выходящими из раствора дегидратирующимися ионами меди; образуется атомы меди, выделяющиеся в виде металла. Соответствующее электрохимическое уравнение имеет вид:

Cu2++2e-=Cu

Суммарное уравнение реакции, протекающей в элементе, получится при сложении уравнения обеих полуреакций. Таким образом, при работе гальванического элемента электроны от восстановителя переходят к окислителю по внешней цепи, на электродах идут электрохимические процессы, в растворе наблюдается направленное движение ионов.

Направление движение ионов в растворе обусловлено протекающими у электродов электрохимическими процессами. Как уже сказано, у цинкового электрода катиона выходят в раствор, создавая в нем избыточный положительный заряд, а у медного электрода раствор, наоборот, все время обедняется катионами, так что здесь раствор заряжается отрицательно. В результате этого создается электрическое поле, в котором катионы, находящиеся в растворе (Cu2+ и Zn2+ ), движутся от цинкового электрода к медному, а ионы - SO4 2- - в обратном направлении. В итоге жидкость у обоих электродов остается электронейтральной. Схема движение электронов и ионов при работе медно-цинкового элемента показано на рис.№2.

Электрод, на котором протекает окисление, называется анодом. Электрод, на котором протекает восстановление, называется катодом. В медно-цинковом элементе цинковый электрод является анодом, а медный -катодом.

Протекающая гальваническом элементе окислительно-восстановительная реакция представляет собой сложный процесс. Она включает собственно электрохимические стадии (превращение атомов, ионов или молекул на электродов), перенос электронов, перенос ионов. Все эти стадии сопряжены между собой и протекают с одной и той же скоростью; число электронов, которые за единицу времени отдает цинк, равно числу электронов, принимаемых за это же время ионами меди. Поэтому скорость реакции, протекающей в гальваническом элементе, пропорциональна количеству электричества перенесенного по цепи в единицу времени, т.е. в силу тока цепи.

Электрический ток, протекающий по внешней цепи гальванического элемента, может производить полезную работу. Работа электрического тока выражается произведением количества прошедшего по цепи электричества на напряжение. В медно-цинковом элементе при окислении одного эквивалента цинка и одновременно восстановление одного эквивалента ионов меди по цепи пройдет один фарадей (F = 96485 кулонов) электричества, так что полезная работа А?, которую ток может совершить будет равно

А?=FV

где V -это напряжение между полюсами элемента.

Но поскольку эта работа зависит от силы тока, то и напряжение между полюсами элемента тоже зависит от силы тока (F - это величина постоянная). В определенном случае, отвечающем обратимому протеканию реакции, а напряжение будет максимальным. Максимальное значение напряжение гальванического элемента, соответствующее обратимому протеканию реакций, называется электродвижущей силой (э.д.с.) данного элемента.

В элемента Якоби-Даниэля соответствующие равновесия устанавливаются между цинковым электродом и раствором сульфата цинка

Zn2+ (металл) - Zn2+ (раствор ZnSO4 )

а также между медным электродом и раствором сульфата меди:

Cu2+ (металл)- Cu2+ (раствор CuSO4 )

В этом элементе имеются еще две границы раздела фаз: между растворами сульфата цинка и меди, а также меди и цинка (рис №1). Граница между растворами не оказывает существенного влияние ни на величину э.д.с., ни на протекание реакции при работе элемента. Что же касается граница между металлами, то через нее могут проходить не ионы, как в случае границы металл - раствор, электроны. Вследствие не одинакового электрического состояния электродов меди и в цинке первоначальная скорость переходов электродов из одного металла в другой и обратном направлении различна. Однако и в этом случае быстро устанавливается равновесие при котором металлы также приобретают заряд противоположного знака:

е- (медь)- е- (цинк)

Таким образом, при замкнутой цепи на трех имеющихся в элементе Якоби-Даниэля границах раздела фаз устанавливаются равновесия, при чем фазы заряжаются. В результате энергетического состояния электронов на концах разомкнутой цепи оказывается неодинаковым: на этом медном проводнике, который соприкасается с цинковым электродом, энергия Гиббса электронов выше, а на этом, который соединен с медным электродом - ниже. Разность энергии Гиббса электронов на концах цепи и определяет э.д.с. данного элемента.

При замыкании внешней цепи электроны перемещаются от цинкового электрода к медному. Поэтому равновесия на фазовых границах нарушается; происходит направленный переход ионов цинка из металла в раствор, ионов меди - из раствора в металл, электронов - от цинка к меди; протекает окислительная восстановительная реакция.

В отличие от медно-цинкового элемента, во всех современных гальванических элементов и аккумуляторов используют не два, а один электролит; такие источники тока значительно удобнее в эксплуатации. Например, в свинцовых аккумуляторах электролитом служит раствор серной кислоты.

Готовый к употреблению свинцовый аккумулятор состоит из решетчатых свинцовых пластин одни из которых заполнены диоксидом свинца, а другие - металлическим губчатым свинцом. Пластины погружены в 35-40% раствор серной кислоты; при этом концентрации удельная электропроводность серной кислоты максимальна.

При работе аккумулятора - при его разряде - в нем протекает окислитено-восстановительная реакция, в ходе которой металлический свинец окисляется

Pb+SO4 2- =PbSO4 +2e-

а диоксид свинца восстанавливается:

PbO2+SO4 2- +4H+ +2e- =PbSO4 +2H2O

Электроны, отдаваемые атомы металлического свинца при окислении, принимается атомами свинца PbO2 при восстановлении; электроны передаются от одного электрода к другому по внешней цепи.

Таким образом, металлический свинец служит свинцовым аккумуляторе анодом и заряжен отрицательно, а PbO2 служит катодом и заряжен противоположным знаком т.е. положительно.

Во внутренней цепи в растворе серной кислоты при работе аккумулятора происходит перенос ионов. Ионы SO4 2- движутся к аноду, а ионы Н+ движутся к катоду. Направление этого движения обусловлено электрическим полем, возникающий в результате протекания электродных процессов:у анода расходуется анионы, а катода - катионы. В итоге раствор остается электронейтральным.

Если сложить уравнения, отвечающие окислению свинца и восстановлению PbO2 , то получится суммарное уравнение реакции протекающей свинцовом аккумуляторе при его работе (разряде):

Pb+PbO2+4H++2SO4 2-=2PbSO4+2H2O

ЭДС разряженного свинцового аккумулятора равна приблизительно 2В. По мере разряда аккумулятора материалы его катода (PbO2 ) и анода (Pb) расходуются. Расходуется и серная кислота. При этом напряжение на зажимах электрода падает. Когда оно становится меньше значения, допускаемого условиями эксплуатации, аккумулятор вновь заряжается.

Для разрядки «или заряда» аккумулятор подключают к внешнему источника тока (плюсом к плюсу и минусом к минусу). При этом ток протекает через аккумулятор в направлении, обратном тому, в котором он проходил при заряде аккумулятора. В результате этого электрохимические процессы на электродах «обращаются». На свинцовом электроде теперь происходит процесс восстановления

PbSO4 +2e- =Pb+SO4 2-

т.е. этот электрод становится катодом. На электроде из PbO2 идет процесс окисления.

PbSO4 +2H2O=PbO2+4H++2SO4 2- +2e-

следовательно, этот электрод является теперь анодом. Ионы в растворе движутся в направлениях, обратных тем, в которых они перемещались при работе аккумулятора.

Складывая два последних уравнения, получим уравнения реакций, протекающей при разрядке аккумулятора:

2PbSO4 +2H2O= Pb+PbO2+4H++2SO4 2

Не трудно заметить, что этот процесс противоположен тому, который протекает при работе аккумулятора: при разрядке аккумулятора в нем вновь получаются вещества, необходимые для его работы.

2. Окислительные -восстановительные реакции

Все химические реакции можно разделить на две группы. В реакциях первой группы окисленность всех элементов, входящих в состав реагирующих веществ, остается неизменной, а в реакциях второй группы окисленность одного или нескольких элементов изменяется.

В качестве примера реакции первой группы можно нейтрализации:

HCI+NaOH=NaCI+H2O

Примером реакции второй группы может служить взаимодействие металла с кислотой:

Zn+2HCI=ZnCI2 +H2 ^

Если при реакции нейтрализации ни один элемент не изменяет степень своей окисленности, то во втором примере степень окисленности цинка изменяется от нуля до +2, а водорода +1 до 0.

Реакции, в результате которых изменяются степени окисленности элементов, называются окислительно-восстановительными.

Окислительно-восстановительные реакции имеют очень большое значение в биологических системах. Фотосинтез, дыхание, пищеварение - все это цепи окислительно-восстановительных реакций. В технике значение окислительно-восстановительных реакции также очень велико. Так, вся металлургическая промышленность основана на окислительно-восстановительных процессах, входи которых металлы выделяются из природных соединений.

Простым примером окислительно-восстановительной реакции может служить реакция образования ионого соединения из простых веществ, например, взаимодействия атрия с хлором:

2Na+CI2=2NaCI

Эта реакция, как всякая гетерогенная реакция, протекает несколько стадий. Входи одной из них атомы натрия превращаются в положительно заряженные ионы; степень окисленности натрия изменяется от 0 до +1

Na=Na++e-

Такой процесс - отдачи электронов сопровождающаяся повышение степени окисленности элемента, - называют окислителем.

Электроны отдаваемые натрием, принимаются атомами хлора, которые превращаются при этом отрицательные заряженные ионы; степень окисленности хлора изменяется от 0 до -1:

СI2+2e- =2CI-

Присоединение электронов сопровождающееся понижением степени окисленности элемента, называют восстановлением.

Таким образом, в рассматриваемой реакции натрий окисляется а хлор восстанавливается

Вещество, в состав которого входит окисляющиеся элемент, называется восстановителем, а вещество, содержащее восстанавливающийся элемент, окислителем. Следовательно, в данном примере натрий - восстановитель, а хлор - окислитель.

Из уравнений процессов восстановление и окисления видно, что одна молекула хлора восстанавливает, присоединяет два электрона, а окисление одного атома натрия сопровождается отдачи одного электрона. Общее число электронов в системе при химических реакциях не изменяется: число электронов, отдаваемых молекулами (атомами, ионами) восстановителя, равно числу электронов, присоединяемых молекулами (атомами, ионами) окислителя. Поэтому одна молекула хлора может окислить два атома натрия.

3. Закон Гесса. Расчет тепловых эффектов химических реакции

При химических превращениях освобождается часть содержащей в веществах энергии. Измеряя количество теплоты ,выделяющееся при реакции (так называемый-тепловой эффект реакции ),мы можем судить об изменении этого запаса. Основной принцип ,на котором основываются все термохимические расчеты , установлен в 1840 г. русским химиком акад Г.И. Гессом. Этот принцип , известный под названием закона Гесса и являющийся частным случаем закона сохранении энергии , можно сформулировать так :

Тепловой эффект реак+=ции зависит от начального и конечного состояния веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса .

Рассмотрим пример , поясняющий закон Гесса. Раствор сульфата натрия можно приготовить из растворов серной кислоты и гидроксида натрия двумя способами :

Смешать раствор, содержащий два моля NaOH, с раствором , содержащим один моль H2SO4.

Смешать раствор ,содержащий один моль NaOH ,с раствором ,содержащим, один моль H 2SO4 , и к полученному раствору к полученной кислой соли (Na2HSO4) добавить раствор, содержащий еще один моль NaOH.

Запишем термохимические уравнения этих реакций :

Первый способ

2NaOH(водн) +H2SO4 = Na2SO4 (водн) +2 Н2O +131,4 кДж

Второй способ

NaOH(водн)+ H2SO4 = NaНSO4(водн) + Н2O +61,7 кДж

NaНSO4(водн)+ NaOH(водн) = Na2SO4 (водн) + Н2O +69,7 кДж

Согласно закону Гесса тепловой эффект в обоих случаях должен быть одним и тем же. Действительно, складывать тепловые эффекты, отвечающее в двум стадиям второго способа, получаем тот же суммарный тепловой эффект, который наблюдается при первом способе проведения процесса: 61,7+69,7=131,4 кДж.

Таким образом, подобно обычно уравнениям химических реакциях, термохимические уравнения можно складывать.

Закон Гесса дает возможность вычислять тепловые эффекты реакции в тех случаях, когда их непосредственное измерение почему либо неосуществима. В качестве примера такого рода расчетов рассмотрим вычисление теплоты образования оксида углерода (II) из графита и кислорода. Измерить тепловой эффект реакции С (графит)+1/2О2=СО очень трудно, потому что при сгорании графита в ограниченном количестве кислорода получается не оксид углерода (II) , а его смесь с диоксидом углерода, но теплоту образования СО можно вычислить, зная его теплоту сгорания (282,8 кДж /моль).

Горение графита выражается термохимическим уравнением

С(графит)+О2= СО2 +393,3 кДж.

Для вычисления теплоты образования СО запишем эту реакцию в виде двух стадий

С(графит)+1/2О2=СО+х кДж

СО+1/2О2=СО2+282,8 кДж

и сложим термохимические уравнения, отвечающие этим стадиям. Получим суммарное уравнение:

С(графит) +О2=СО2+(х+282,8) кДж

Согласно закону Гесса тепловой эффект этой суммарной реакций равен тепловому эффекту реакций непосредственного сгорания графита, т.е. х +282,8=393,3 отсюда х=110,5 кДж или С(графит)+1/2 О2=СО+110,5кДж

Рассмотрим еще один пример применения закона Гесса. Вычислим тепловой эффект реакции сгорания метана СН4 , зная теплоты образования (74,9кДж/моль) и воды сгорания - диоксида углерода (393,3 кДж/моль) и воды (285,8кДж/моль). Для вычисления запишем реакцию горения метана сначала непосредственно, а затем разбить на стадии. Соответствующий термохимические уравнения будут иметь вид:

СН4+2О2=СО2+Н2О +х кДж

СН4=С(графит)+2Н2-74,9 кДж

С(графит)+О2=СО2 +393,3кДж

2Н2+О2=2Н2О+2*285,8 кДж

Складывая последние три термохимические уравнения, отвечающие проведению реакции по садиям, получим суммарное уравнения горения метана:

СН4+2О2=СО2+2Н2О +(-74,9+393,3+571,6) кДж

Согласно закону Гесса,-79,9+393,3+571,6=х,откуда теплота сгорания метана х=889кДж.

Рассмотренный пример иллюстрирует практически важное следствие закона Гесса: тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот образования исходных веществ. Оба суммирования производятся с учетом числа молей участвующих в реакции веществ в соответствии с ее уравнением.

Размещено на Allbest.ru