Срібно-цинкові джерела струму |
Химия

Срібно-цинкові джерела струму |


Скачати реферат: Срібно-цинкові джерела струму

План реферату

1. Введення

2. Історія відкриття

3. Призначення та сфери застосування

4. Конструкція

5. Електрохімічна схема

6. Електрохімічні процеси.

7. Цинк.

1. Введення

Першим джерелом струму після винаходу електрофорної машини був елемент Вольта названий на честь свого творця. Італійський фізик А. Вольта пояснив причину гальванічного ефекту, відкритого його співвітчизником Л. Гальвані. У березні 1800 р. він повідомив про створення пристрою, названого згодом «вольтів стовп». Так почалася ера електрики, що подарувала світові світло, тепло та небезпеку ураження електричним струмом.

Саме гальванічні елементи дозволили розпочати вивчення електрики. У першій половині ХІХ століття вони були єдиними джерелами електричної енергії. До появи були відомі лише закони електростатики, немає поняття електричного струму та її проявів.

Хімічними джерелами струму називаються пристрої, у яких вільна енергія просторово розділеного окислювально-відновного процесу, що протікає між активними речовинами, перетворюється на електричну енергію.

Після створення нового джерела енергії – електромагнітного генератора – хімічні джерела струму втратили своє першорядне значення. Генератори перевершили своїх попередників за економічними та технічними параметрами, але ХІТ продовжували вдосконалюватися та розвиватися як автономні джерела для засобів зв’язку.

Примітним є той факт, що при одночасному включенні всіх ХІТ, що знаходяться в експлуатації, можна отримати потужність, порівнянну із сумарною потужністю всіх електростанцій світу.

Утилізація ХІТ, що відпрацювали термін служби, викликала певні екологічні проблеми. У виробництві ХІТ використовуються ртуть, кадмій, сурма та інші токсичні хімічні елементи. Збір та переробка великої кількості джерел струму скрутна. Це спричинило пошук нових матеріалів і розробки джерел струму, вільних від токсичних елементів.

Акумуляторами називаються хімічні джерела струму, призначені для багаторазового використання активних речовин, що регенеруються шляхом заряду.

З розроблених за останні десятиліття нових хімічних джерел струму найбільший інтерес для різних галузей науки і техніки представляють срібно-цинкові акумулятори.

Завдяки високій розрядній напрузі, великій енергоємності активних мас, а також досить хорошій електропровідності активної маси позитивного електрода, що зростає в процесі розряду, вони мають питомі характеристики в 4 — 5 більші, ніж кислотні або лужні акумулятори. Зростання електропровідності дозволяє проводити розряди джерела струму дуже інтенсивними режимами.

2. Історія відкриття.

Гальванічні елементи, що мають у своїй основі срібно-цинкову електрохімічну систему, відомі з 1800, коли Вольта зібрав батарею, що складається з срібних і цинкових електродів. Пізніше намагалися використовувати при конструюванні елементів різні з’єднання срібла. Але практичного значення ці роботи не отримали головним чином через великий саморозряд створених гальванічних елементів.

У період Другої світової війни, і особливо після неї, було досліджено властивості срібно-цинкової електрохімічної системи. Найбільш успішні результати виходили при розробці ампульних срібно-цинкових елементів та батарей резервного типу, у яких електроліт зберігається окремо у скляній посудині-ампулі та заливається в елементи в момент їх використання. Створені срібно-цинкові батареї такого типу за своїми питомими характеристиками в 3 рази перевершують найкращі зразки свинцевих батарей.

У 1898 р. Юнгнер, винахідник нікель-кадмієвого акумулятора, вперше висловив ідею перетворення срібно-цинкового елемента на акумулятор. Однак це було виконано лише у 1943 р. У результаті двадцятирічної праці французький професор Анрі Андре отримав перші зразки акумуляторів, які мали розчинні цинкові електроди та були вельми недосконалі. Продовжуючи вдосконалювати початковий варіант конструкції, Андре в 1952 запропонував спосіб виготовлення срібно-цинкового акумулятора з нерозчинними цинковими електродами. Всі подальші розробки велися і ведуть виключно з метою вдосконалення срібно-цинкового акумулятора з нерозчинними цинковими електродами.

3. Призначення та сфери застосування.

В даний час срібно-цинкові акумулятори знаходять досить широке застосування в науці та техніці, а також у військовій справі.

Вони застосовуються в керованих снарядах та ракетах, у торпедах, для різної переносної апаратури тощо.

Як приклад економії ваги при використанні срібно-цинкових акумуляторів замість кислотних в іноземній літературі наводяться дані про те, що на одному з снарядів, що проектувалися, передбачалася установка срібно-цинкової акумуляторної батареї вагою 33,1 кг. Замість свинцево-кислотної батареї вагою 106,5 кг.

4. Конструкція.

Конструкція срібно-цинкових акумуляторів суттєво відрізняється від конструкції звичайних лужних чи кислотних акумуляторів. У срібно-цинкових акумуляторах позитивні пластини виготовляються із чистого тим чи іншим способом приготовленого срібла, а негативні – з окису цинку у суміші з порошком металевого цинку. Позитивні пластини відокремлені від негативних декількома шарами гідратцелюлозної плівки, застосування якої обумовлено тим, що через неї, з одного боку добре дифундує електроліт, а з іншого боку вона перешкоджає міграції колоїдних частинок оксидів срібла від позитивного електрода до негативного і проростання дендритів цинку.

Зібраний пакет електродів поміщається в пластмасову посудину і заливається хімічно чистим калієвим лугом. Розміри електродів і судин підбираються таким чином, щоб при заповненні акумулятора електролітом електроди зазнавали відповідного бічного тиску, що забезпечує механічну стійкість, що попереджає обсипання активної маси електродів. Крім того, за наявності бічного тиску відпадає необхідність використання будь-яких жорстких грат і стійок, як це робиться у звичайних акумуляторів.

5. Електрохімічна схема.

Електрохімічна схема срібно-цинкового акумулятора має вигляд:

Zn | KOH | AgO, Ag +

6. Електрохімічні процеси.

При зарядці акумулятора (відновлення на електроді активних речовин) на аноді відбувається окислення срібла до одновалентного іона:

2Ag + 2OH– =Ag2O + H2O + 2e–

з наступним окисленням до іона двовалентного срібла:

Ag + 2OH– = 2AgO + H2O + 2e–

На катоді відбувається процес відновлення:

+2Zn(OH)2 + 4e– = 2Zn + 4OH–

Після того, як потенціал срібного електрода досягне величини потенціалу виділення кисню, головною реакцією стає реакція утворення кисню:

4OH– ® 2H2O + O2 + 4e–

Напруга акумулятора при цьому знову зростає і за менше години досягає величини 2,1 В. Продовження заряду акумулятора не тільки марно, але і шкідливо, т.к. по-перше акумулятор вже не сприймає ємності, а по-друге кисень, що виділяється на срібних електродах, окислює целофанову сепарацію і тим самим зменшує її міцність. Крім того, в результаті електролізу цинкатного електроліту на цинкових електродах почнеться виділення цинку у вигляді дендритів, які можуть легко проколювати сеперацію. Тому систематичний перезаряд срібно-цинкового акумулятора різко знижує термін його служби.

При доборі електричного струму, тобто. при роботі акумулятора в режимі розряду протікають такі електрохімічні процеси:

На аноді внутрішнього ланцюга відбувається реакція окислення металевого цинку:

2Zn + 4OH– = ZnO + HOH + Zn(OH)2 + 4e–

На катоді внутрішнього ланцюга протікає реакція:

2AgO + 2e– + HOH = Ag2O + 2OH–

тобто. відбувається реакція відновлення іона двовалентного срібла до одновалентного іона і далі чистого срібла за схемою:

Ag2O + 2e– + HOH = 2Ag + 2OH–

Сумарне рівняння записується у вигляді:

2AgO + HOH + 2Zn = 2Ag + ZnO + Zn(OH)2

При заряді ця реакція йде у напрямі, а за розряді – у протилежному.

7. Цинк

Електронна будова.

Zn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10

Положення в періодичній системі елементів Д. І. Менделєєва.

Елемент цинк (Zn) у таблиці Менделєєва має порядковий номер 30. Він у четвертому періоді другої групи.

Найважливіші фізичні характеристики.

Цинк являє собою синювато — білий метал, що плавиться при 419 ° С, а при 913 ° С перетворюється на пару; густина його дорівнює 7,14 г/см3. При звичайній температурі цинк досить тендітний, але при 100-110 ° С він добре гнеться і прокочується в листи.

Взаємодія з окислювачами.

На повітрі цинк покривається тонким шаром окису або основного карбонату, що оберігає його від подальшого окиснення. Вода майже не діє на цинк, хоча він і стоїть у ряді напруг значно лівіше водню. Це пояснюється тим, що утворюється на поверхні цинку при взаємодії його з водою гідроксид практично нерозчинний і перешкоджає подальшому перебігу реакції.

Цинк є досить активним металом.

1. Він легко взаємодіє з багатьма неметалами: киснем, галогенами:

а) 2Zn + O2 = 2ZnO (оксид цинку)

Zn0 – 2e– = 2Zn2+

O2 + 4e-=2O22-

б) Zn + Cl2 = ZnCl2 (хлорид цинку)

Zn0 – 2e– = 2Zn2+

Cl2 + 2e–=2Cl–

2. При нагріванні взаємодіє з водою:

Zn + H2O = ZnO + H2

Zn0 – 2e– = 2Zn2+

2H2O + 2e– = H20 + 2OH–

j(Zn0/Zn2+) = -0,763 В

j(2H2O/H2, OH–) = -0,414 В

j(Zn0/Zn2+)

3. Взаємодіє з лугами:

при взаємодії з водним розчином лугу утворюється комплексна сіль цинкової кислоти (гідроксоцінкат натрію).

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2

Zn0 – 2e– = 2Zn2+

2H2O + 2e– = H20 + 2OH–

j(Zn0/Zn2+) = -0,763 В

j(2H2O/H2, OH–) = -0,414 В

j(Zn0/Zn2+)

Взаємодіє з кислотами:

із соляною кислотою з утворенням хлориду цинку:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

2H+ + 2e– = H2

Zn — 2e — = Zn2 +

j(Zn0/Zn2+) = -0,763 В

j(H+/H2)=0

j(H+/H2)> j(Zn0/Zn2+) Þ реакція можлива

– із сірчаною кислотою з утворення різних речовин залежно від концентрації кислоти:

Zn+2H2SO4 конц. = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

SO42- + 4H+ + 2e–® SO2 + 2H2O

Zn0 — 2e — = Zn2 +

j(Zn0/Zn2+) = -0,763 В

j(SO42-,H+/SO2) = 0,438 В

jОК < jВОССТ Þ реакція можлива

3Zn + 4H2SO4 розб. = 3ZnSO4 + S + 4H2O

HSO4- + 7H+ + 6e- = S + 4H2O

Zn0 – 2e- = Zn2+

j(Zn0/Zn2+) = -0,763 В

j(SO4-, H+/S) = 0,35 В

jОК < jВОССТ Þ реакція можлива

з азотною кислотою з утворенням різних речовин залежно від концентрації кислоти:

Zn+4HNO3 конц. = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Zn0 – 2e- = Zn2+

NO3- + 2H+ + e- = NO2 + H2O

j(Zn0/Zn2+) = -0,763 В

j(NO3-/NO2) = 0,80 В

jОК < jВОССТ Þ реакція можлива

4Zn + 10HNO3 РОЗБ. = 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O

j(Zn0/Zn2+) = -0,763 В

j(NO3-,H/NH4NO3) = 0,94 В

jОК < jВОССТ Þ реакція можлива

© Реферат плюс



Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *