Хлорсеребряно - магниевый элемент

Параметры

Хлоро - серебряный элемент

Это первичный химический источник тока, в котором анодом является цинк, катодом - хлористое серебро, электролитом - водный раствор хлорида аммония (нашатыря) или хлорида натрия.

В практику этот гальванический элемент введен Де-Ла-Рю в 1868 году для проведения своих опытов с электричеством. Де-Ла-Рю построил самую мощную и высоковольтную гальваническую батарею по тем временам, он использовал 14000(!) хлоро-серебряных элементов в своих знаменитых опытах с электрической искрой.

Удельная энергоемкость:до 127 Вт/час/кг

Удельная энергоплотность:до 500 Вт/час/дм3.

ЭДС:1,05Вольта.

Рабочая температура: -15 +70°С.

Это первичный резервный химический источник тока, в котором анодом служит магний, катодом - хлористое серебро, а электролитом - водный раствор хлорида натрия.

Теоретическая энергоемкость:

Удельная энергоемкость:45-64Вт/час/кг.

Удельная энергоплотность:83-125Вт/час/дм3.

ЭДС:1,6Вольта.

Какие реакции протекают у электродов в гальванических элементах, образованных: а железом и оловом; б оловом и медью

Гальванический элемент Fe – Sn
В гальваническом элементе анодом становится металл, обладающий меньшим значением электродного потенциала, а катодом – металл с большим значением электродного потенциала. Олово в электрохимическом ряду напряжений стоит правее, чем железо, следовательно, олово имеет большее значение электродного потенциала восстановления, чем железо.
E°(Fe(2+)/Fe) = – 0,441 В
Е°(Sn(2+)/Sn) = – 0,136 B
Е°(Sn(2+)/Sn) > E°(Fe(2+)/Fe)
Значит, в данном гальваническом элементе железо будет анодом, а олово – катодом.
На аноде протекает процесс окисления металла, а на катоде – процесс восстановления металла.
Процессы окисления-восстановления на электродах.
Анод (-) Fe(0) - 2е → Fe(2+) │1 - процесс окисления на аноде
Катод (+) Sn(2+) + 2е → Sn(0) │1 - процесс восстановления на катоде
Суммируя реакции на аноде и катоде, получаем уравнение токообразующей реакции, которое в ионной форме, выражает происходящую в элементе реакцию.
Fe + Sn(2+) → Fe(2+) + Sn↓
Схема гальванического элемента
А (-) Fe | Fe(2+) || Sn(2+) | Sn К (+)
Стандартная ЭДС гальванического элемента.
Е° = Е°(катода) – Е°(анода) = Е°(Sn(2+)/Sn) – Е°(Fe(2+)/Fe) = – 0,136 – (– 0,441) = 0,305 В
Стандартная ЭДС гальванического элемента соответствует молярной концентрации ионов Fe(2+) и Sn(2+) в растворах электролитах равной 1 моль/л.

Гальванический элемент Sn - Cu
Медь в электрохимическом ряду напряжений стоит правее, чем олово, следовательно, медь имеет большее значение электродного потенциала восстановления, чем олово.
Е°(Sn(2+)/Sn) = – 0,136 B
Е°(Cu(2+)/Cu) = + 0,338 B
Е°(Cu(2+)/Cu) > Eo(Sn(2+)/Sn)
Значит, в данном гальваническом элементе олово будет анодом, а медь – катодом.
На аноде протекает процесс окисления металла, а на катоде – процесс восстановления металла.
Процессы окисления-восстановления на электродах.
Анод (-) Sn(0) - 2е → Sn(2+) │1 - процесс окисления на аноде
Катод (+) Cu(2+) + 2е → Cu(0) │1 - процесс восстановления на катоде
Суммируя реакции на аноде и катоде, получаем уравнение токообразующей реакции, которое в ионной форме, выражает происходящую в элементе реакцию.
Sn + Cu(2+) → Sn(2+) + Cu↓
Схема гальванического элемента
А (-) Sn | Sn(2+) || Cu(2+) | Cu К (+)
Стандартная ЭДС гальванического элемента.
Е° = Е°(катода) – Е°(анода) = Е°(Cu(2+)/Cu) – Е°(Sn(2+)/Sn) = + 0,338 – (– 0,136) = 0,474 В
Стандартная ЭДС гальванического элемента соответствует молярной концентрации ионов Cu(2+) и Sn(2+) в растворах электролитах равной 1 моль/л.

Заключение

В данной работе были достигнуты все цели и задачи, поставленные для её выполнения.

В заключение хотелось бы сказать, что производство и разработка новых видов гальванических элементов остаётся актуальным, так как гальванические элементы без проблем вошли в нашу жизнь и активно используются в повседневной жизни. Даже сложно представить нашу жизнь без различных батареек и аккумуляторов.

Разработка новых видов гальванических элементов, в частности топливных элементов, влечёт, как мне кажется, активное использование их в будущем, так как это наиболее простые в использовании и долговечные элементы, обладающие рядом преимуществ, по сравнению с батарейками и аккумуляторами.

Список литературы

1. Деордиев С.С. Аккумуляторы и уход за ними. К.: Техника, 1985. 136 с.

2. Электротехнический справочник. В 3-х т. Т.2. Электротехнические изделия и устройства/под общ. ред. профессоров МЭИ (гл. ред. И. Н. Орлов) и др. 7 изд. 6 испр. и доп. М.: Энергоатомиздат, 1986. 712 с.

3. Н.Л.Глинка. Общая химия. Издательство "Химия" 1977.

4. Багоцкий В.С., Скундин А.М. Химические источники тока. М.: Энергоиздат, 1981. 360 с.

5. Хрусталёв Д.А. Аккумуляторы. М: Изумруд, 2003.

6. Кромптон. Т. Первичные источники тока. Москва. «Мир». 1986.г.

7. Кромптон Т. Первичные источники тока. — 1982

8. Справочник химика.том 5.изд "химия".Ленинград.1968.г.

Электронные ресурсы:

9. http://www.spsu.ru/

10. http://ru.wikipedia.org/wiki/

11. http://www.xumuk.ru/encyklopedia/

Дата добавления: 2014-11-25