Электростанция в кармане

ЭЛЕКТРОЭНЕРГИЯ В НАШЕЙ ЖИЗНИ

ГЕНЕРАЦИЯ ЭЛЕКТРОЭНЕРГИИ

ПОРТАТИВНЫЕ ИСТОЧНИКИ ЭЛЕКТРОЭНЕРГИИ

ПРЕВРАЩЕНИЕ ЭНЕРГИИ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ
В ЭЛЕКТРИЧЕСКУЮ
Электрический ток – направленное движение электронов
ОВР – передача электронов окислителю от восстановителя
Zno
Cu2+
Zn2+
Cuo

ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ
Zno + Cu2+ = Cu↓ + Zn2+
Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu
анод
катод
анод (–): Zn – 2е = Zno
катод (+): Сu2+ + 2e = Cuo
ЭДС = Еп – Ел = Е(Cu2+/Сu) – E(Zn2+/Zn) = 0.34 + 0.76 = 1.1 В

Стандартный водородный электрод (СВЭ)
Платиновый электрод, покрытый порошком Pt, в водном растворе кислоты c С(Н+) = 1 моль/л, омываемый газообразным водородом (р = 1 атм) при 298 К
E°(H+/H2) = 0 В (условно!)
2H+ ⮀ H2
+ 2e–
– 2e–
Стандартные условия:
p = 1 атм., Сi = 1 моль/л
(25 oC = 298 K)

ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ
Анод (окисление):
Zn - 2e = Zn2+
Катод (восстановление):
2H+ + 2e = H2
Zn | Zn2+ || H+ (1М) | H2, Pt
Zn + 2H+ = Zn2+ + H2
Схема гальванического эл-та
ЭДС гальваничекого элемента:
ε = ΔE = Eп – Eл = Екат – Eан = Еок – Евс = E0(H+/H2) – E0(Zn2+/Zn)
E0(Zn2+/Zn) = – 0.76 В

Другие электроды сравнения
Хлоридсеребряный электрод
E° (AgCl/Ag) = 0.222 В
Электрод II рода
AgCl +1ē = Ag + Cl-
E = f(T, aCl-)

ТАБЛИЦЫ СТАНДАРТНЫХ ЭЛЕКТРОДНЫХ ПОТЕНЦИАЛОВ
Чем выше потенциал, тем сильнее окислитель, чем ниже (отрицательнее) потенциал, тем сильнее восстановитель.
Eo(MnO4-/Mn2+) = 1.51 В
Eo(Na2O2/Na+,H2O) = 2.86 В
Eo(Zn2+/Zn) = -0.76 В
Eo(Na+/Na) = -2.71 В
Стандартный потенциал – мерило О/В-способности веществ

ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ ДАНИЭЛЯ – ЯКОБИ
Zno + Cu2+ = Cu↓ + Zn2+
Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu
анод
катод
анод (–): Zn – 2е = Zno
катод (+): Сu2+ + 2e = Cuo
ЭДС = Еп – Ел = Е(Cu2+/Сu) – E(Zn2+/Zn) = 0.34 + 0.76 = 1.1 В

Луиджи Гальвани
(1737 – 1798)
ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ ДАНИЭЛЯ – ЯКОБИ
Алессандро Вольта
(1745 – 1827)
Вольтов столб

ДРЕВНИЙ ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ ?
«Багдадская батарейка» (~ III в. до н.э.)

МАРГАНЕЦ-ЦИНКОВЫЙ ЭЛЕМЕНТ
(элемент Лекланше, солевой элемент)
Анод: Zn – 2e− → Zn2+
Катод: 2MnO2 + 2H3O+ + 2e− → 2MnO (OH) + 2H2O
Раствор электролита: Zn2+ + 2NH4+ + 2Cl− + 2H2O ↔ [Zn (NH3)2]Cl2 + 2H3O+
Общая реакция: Zn + 2MnO2 + 2NH4Cl → 2MnO (OH) + [Zn (NH3)2]Cl2
ЭДС = 1.51 В

ЩЕЛОЧНОЙ ЭЛЕМЕНТ
Анод: Zn + 2OH− → Zn(OH)2 + 2ē
Катод: 2MnO2 + H2O + 2ē → Mn2O3 + 2OH−
Общая реакция: Zn + 2KOH + 2MnO2 = ZnO + 2KOH + Mn2O3
ЭДС = 1.5 В
Преимущества:
бóльшая ёмкость
бóльший разрядный ток
меньший саморазряд
работа при низких температурах
отсутствие расхода электролита
меньше газовыделение
Недостатки:
большая масса
более высокая цена

ЭЛЕКТРИЧЕСКИЕ АККУМУЛЯТОРЫ
Электрический аккумулятор — химический источник тока многоразового действия.
Разряжение: как гальванический элемент (источник тока)
Заряжение: как электролизёр (обратный процесс)

СВИНЦОВО-КИСЛОТНЫЙ АККУМУЛЯТОР
Pb | H2SO4 | PbO2, Pb
анод (–): Pb + SO42- – 2е = PbSO4
катод (+): PbO2 + 4H+ + SO42- + 2e = PbSO4 + 2H2O
Разряжение:
Заряжение:
анод (+): PbSO4 – 2е = Pb + SO42-
катод (–): PbSO4 + 2H2O + 2e = PbO2 + 4H+ + SO42-
Электролит: H2SO4 (35%)
ЭДС = 2.1 В

Никель-кадмиевый аккумулятор
Ni(OH)2/Fe
Cd(OH)2/Fe
Электролит: KOH
Заряжение:
анод (+): Ni(OH)2 + OH- – 1е = NiO(OH) + H2O
катод (–): Cd(OH)2 + 2e = Cd + 2OH-
Авиационная никель-кадмиевая аккумуляторная батарея 20НКБН-25-У3
ЭДС = 1.37 В

Никель-металлгидридный аккумулятор
Заряжение:
анод (+): Ni(OH)2 + OH- – 1е = NiO(OH) + H2O
катод (–): M + H2O + e = MH + OH-
ЭДС = 1.25 В
Общая реакция: M + Ni(OH)2 = MH + NiO(OH)

Майкл Стэнли Уиттингем
(1941 г.., Великобритания)
Джон Гуденаф
(1922 г.., США)
Акиро Ёсина
(1922 г.., США)
ЛИТИЙ – ИОННЫЕ АККУМУЛЯТОРЫ
Нобелевская премия по химии 2019 г. «За совершенствование
литий-ионных аккумуляторов

литий-кобальтовые: LiCoO2 + xC6 → Li1-xCoO2 + xLiC6
2.5-4.2 В, 500 циклов заряд-разряд, 250 Вт⋅ч/кг
литий-ферро-фосфатные: LiFePO4 + xC6 → Li1-xFePO4 + xLiC6
3.2 В, до 3000 циклов заряд-разряд (10-20 лет), 150 Вт⋅ч/кг
ЛИТИЙ – ИОННЫЕ АККУМУЛЯТОРЫ
анод
катод