Цахилгаан химийн системүүд

Ерөнхий шинж чанар

Цахилгаан хими - Боломжит ялгаа үүсэх, химийн энергийг цахилгаан энерги (гальван эс) болгон хувиргах үйл явц, түүнчлэн цахилгаан эрчим хүчний зарцуулалтын (электролиз) химийн урвалын хэрэгжилтийг судалдаг химийн салбар. Нийтлэг шинж чанартай эдгээр хоёр процесс нь орчин үеийн технологид өргөн хэрэглэгддэг.

Галваник эсийг машин, радио инженерийн төхөөрөмж, хяналтын төхөөрөмжүүдэд бие даасан, жижиг хэмжээтэй эрчим хүчний эх үүсвэр болгон ашигладаг. Электролизийн тусламжтайгаар янз бүрийн бодисыг гаргаж авч, гадаргууг боловсруулж, хүссэн хэлбэрийн бүтээгдэхүүнийг бий болгодог.

Цахилгаан химийн процессууд нь хүмүүст үргэлж ашиг тусаа өгдөггүй, заримдаа их хэмжээний хор хөнөөл учруулж, зэврэлт, металл бүтцийг устгахад хүргэдэг. Цахилгаан химийн процессыг чадварлаг ашиглах, хүсээгүй үзэгдлүүдтэй тэмцэхийн тулд тэдгээрийг судалж, зохицуулах чадвартай байх ёстой.

Цахилгаан химийн үзэгдлийн шалтгаан нь электрон дамжуулалт эсвэл электрохимийн процесст оролцдог бодисын атомын исэлдэлтийн төлөвийн өөрчлөлт, өөрөөр хэлбэл гетероген системд тохиолддог исэлдэлтийн урвал юм. Редокс урвалын үед электронууд нь ангижруулагчаас исэлдүүлэгч бодис руу шууд шилждэг. Хэрэв исэлдэлт ба бууралтын процессыг орон зайд тусгаарлаж, электронууд нь металл дамжуулагчийн дагуу чиглэгддэг бол ийм систем нь гальваник элементийг төлөөлнө. Гальваник эсэд цахилгаан гүйдэл үүсэх, урсах шалтгаан нь боломжит зөрүү юм.

Электродын потенциал. Электродын потенциалыг хэмжих

Хэрэв та ямар нэгэн металлын хавтанг аваад ус руу буулгавал туйлын усны молекулуудын нөлөөн дор гадаргуугийн давхаргын ионууд гарч, шингэн рүү шингэн орно. Энэ шилжилтийн үр дүнд шингэн нь эерэг, металл нь сөрөг цэнэгтэй байдаг, учир нь үүн дээр илүүдэл электронууд гарч ирдэг. Шингэн дэх металлын ионуудын хуримтлал нь металлын уусалтыг саатуулж эхэлдэг. Хөдөлгөөнт тэнцвэрт байдал бий болсон

Me 0 + mH 2 O = Me n + × m H 2 O + ne -

Тэнцвэрийн төлөв нь металлын идэвхжил, уусмал дахь ионуудын концентрациас хамаарна. Устөрөгч хүртэлх хүчдэлийн цуваа дахь идэвхтэй металлын хувьд туйлын усны молекулуудтай харилцан үйлчлэл нь гадаргуугаас эерэг металлын ионуудыг салгаж, гидратжуулсан ионууд уусмал руу шилжих замаар төгсдөг (Зураг b). Металл сөрөг цэнэгтэй болдог. Үйл явц нь исэлдэлт юм. Гадаргуугийн ойролцоох ионы концентраци нэмэгдэх тусам урвуу үйл явц үүсэх магадлалтай - ионуудын бууралт. Уусмал дахь катионууд ба гадаргуу дээрх илүүдэл электронуудын хоорондох электростатик таталт нь цахилгаан давхар давхаргыг үүсгэдэг. Энэ нь метал ба шингэний хоорондох интерфэйс дээр тодорхой боломжит зөрүү буюу боломжит үсрэлт үүсэхэд хүргэдэг. Металл ба түүний эргэн тойрон дахь усан орчны хооронд үүсэх боломжит зөрүүг нэрлэдэг электродын потенциал. Металлыг давсны уусмалд дүрэх үед тэнцвэрт байдал өөрчлөгддөг. Уусмал дахь өгөгдсөн металлын ионы концентрацийг нэмэгдүүлэх нь ионуудын уусмалаас метал руу шилжих үйл явцыг хөнгөвчилдөг. Ионууд нь уусмал руу шилжих чухал чадвартай металлууд ийм уусмалд эерэг цэнэгтэй байх боловч цэвэр устай харьцуулахад бага хэмжээгээр цэнэглэгддэг.

Идэвхгүй металлын хувьд уусмал дахь металлын ионуудын тэнцвэрт концентраци маш бага байдаг. Хэрэв ийм металлыг энэ металлын давсны уусмалд дүрвэл эерэг цэнэгтэй ионууд нь металаас уусмал руу шилжих шилжилтээс илүү хурдан хугацаанд эерэг цэнэгтэй ионууд ялгардаг. Металлын гадаргуу нь эерэг цэнэгийг хүлээн авах бөгөөд уусмал нь илүүдэл давсны анионуудаас болж сөрөг цэнэгийг хүлээн авах болно. Мөн энэ тохиолдолд металлын уусмалын интерфейс дээр цахилгаан давхар давхарга гарч ирдэг тул тодорхой боломжит зөрүү гарч ирдэг (Зураг в). Энэ тохиолдолд электродын потенциал эерэг байна.

Цагаан будаа. Ионы металаас уусмал руу шилжих үйл явц:

a - тэнцвэр; б - татан буулгах; в - хуримтлал

Электрод бүрийн потенциал нь металлын шинж чанар, уусмал дахь ионуудын концентраци, температураас хамаарна. Хэрэв металыг 1 дм 3 тутамд нэг моль металлын ион агуулсан давсны уусмалд дүрвэл (түүний идэвхжил нь 1) электродын потенциал нь 25 ° C температурт, 1 даралттай тогтмол утгатай байх болно. атм. Энэ потенциал гэж нэрлэдэг стандарт электродын потенциал (E o).

Эерэг цэнэгтэй металлын ионууд уусмал руу нэвтэрч, металл уусмалын интерфэйсийн боломжит талбарт хөдөлж энерги зарцуулдаг. Энэ энерги нь гадаргуу дээрх ионуудын өндөр концентрацаас уусмал дахь бага концентраци хүртэл изотермийн тэлэлтийн ажилаар нөхөгддөг. Эерэг ионууд нь гадаргуугийн давхаргад хуримтлагдаж, концентрацитай байдаг -тай О, дараа нь уусмал руу орох, тэнд чөлөөт ионы концентраци -тай. EnF цахилгаан орны ажил нь RTln(с o /с) тэлэлтийн изотермийн ажилтай тэнцүү байна. Ажлын хоёр илэрхийлэлийг тэнцүүлэх замаар бид потенциалын хэмжээг гаргаж чадна

En F = RTln(s o /s), -E = RTln(s/s o)/nF,

Энд E нь металлын потенциал, V; R – бүх нийтийн хийн тогтмол, Ж/моль К; T - температур, K; n - ионы цэнэг; F - Фарадей тоо; с – чөлөөт ионуудын концентраци;

с о – гадаргуугийн давхарга дахь ионы концентраци.

Потенциалын утгыг туршилтаар тодорхойлох боломжгүй тул боломжит утгыг шууд хэмжих боломжгүй. Электродын потенциалын утгыг өөр электродын утгатай харьцуулан эмпирик байдлаар тодорхойлдог бөгөөд түүний потенциалыг уламжлалт байдлаар тэг гэж үздэг. Ийм стандарт буюу лавлагаа электрод нь ердийн устөрөгчийн электрод (n.v.e.) . Устөрөгчийн электродын бүтцийг зурагт үзүүлэв. Энэ нь электролитийн аргаар хуримтлагдсан цагаан алтаар бүрсэн цагаан алтны хавтангаас бүрдэнэ. Электродыг хүхрийн хүчлийн 1М уусмалд (устөрөгчийн ионы идэвхжил 1 моль/дм3) дүрж, 101 кПа ба T = 298 К даралттай устөрөгчийн хийн урсгалаар угаана. Платиныг устөрөгчөөр ханасан үед. , тэнцвэрт байдал нь металл гадаргуу дээр тогтсон, ерөнхий үйл явцыг тэгшитгэлээр илэрхийлнэ

2Н + +2е ↔ Н 2 .

Хэрэв энэ металлын давсны 1М уусмалд дүрсэн металл хавтанг стандарт устөрөгчийн электродтой гадаад дамжуулагчаар холбож, уусмалуудыг электролитийн түлхүүрээр холбосон бол гальваник элементийг олж авна (Зураг 32). Энэхүү гальваник эсийн цахилгаан хөдөлгөгч хүч нь хэмжигдэхүүн байх болно Өгөгдсөн металлын стандарт электродын потенциал (E О ).

Стандарт электродын потенциалыг хэмжих схем

устөрөгчийн электродтой харьцуулахад

Цайрыг 1 м цайрын сульфатын уусмалд электрод болгон авч, устөрөгчийн электродоор холбосноор бид гальван элементийг олж авах бөгөөд түүний хэлхээг дараах байдлаар бичиж болно.

(-) Zn/Zn 2+ // 2H + /H 2, Pt (+).

Диаграммд нэг мөр нь электрод ба уусмалын хоорондох интерфейсийг, хоёр шугам нь уусмалын хоорондох интерфейсийг заана. Зүүн талд нь анод, баруун талд нь катод бичигдсэн байдаг. Ийм элементэд Zn o + 2H + = Zn 2+ + H 2 урвал явагдах ба электронууд гаднах хэлхээгээр цайраас устөрөгчийн электрод руу дамждаг. Цайрын электродын стандарт электродын потенциал (-0.76 В).

Зэс хавтанг электрод болгон авч, тогтоосон нөхцөлд стандарт устөрөгчийн электродтой хослуулан бид гальван эсийг олж авдаг.

(-) Pt, H 2 /2H + //Cu 2+ /Cu (+).

Энэ тохиолдолд урвал явагдана: Cu 2+ + H 2 = Cu o + 2H +. Электронууд устөрөгчийн электродоос зэс электрод руу гадаад хэлхээгээр дамждаг. Зэс электродын стандарт электродын потенциал (+0.34 В).

Хэд хэдэн стандарт электродын потенциал (хүчдэл). Ненерсийн тэгшитгэл

Металлуудыг стандарт электродын потенциалынх нь өсөх дарааллаар байрлуулснаар Николай Николаевич Бекетов (1827-1911) хүчдэлийн цуваа буюу стандарт электродын потенциалын цуваа гарна. Техникийн чухал ач холбогдолтой хэд хэдэн металлын стандарт электродын потенциалын тоон утгыг хүснэгтэд үзүүлэв.

Металлын стрессийн хүрээ

Хэд хэдэн стресс нь металлын зарим шинж чанарыг тодорхойлдог.

1. Металлын электродын потенциал бага байх тусам химийн идэвхжил ихсэх тусам исэлдэхэд хялбар, ионыг нь нөхөхөд хүндрэлтэй байдаг. Байгальд идэвхтэй металлууд нь зөвхөн Na, K, ... нэгдлүүдийн хэлбэрээр байдаг бөгөөд байгальд нэгдлүүд болон Cu, Ag, Hg чөлөөт төлөвт хоёуланд нь байдаг; Au, Pt - зөвхөн чөлөөт төлөвт;

2. Магниас илүү сөрөг электродын потенциалтай металууд устөрөгчийг уснаас зайлуулдаг;

3. Устөрөгч хүртэлх хүчдэлийн цуваа металлууд нь шингэрүүлсэн хүчлүүдийн уусмалаас устөрөгчийг нүүлгэн шилжүүлдэг (анионууд нь исэлдүүлэх шинж чанартай байдаггүй);

4. Ус задалдаггүй цуваа металл бүр нь электродын потенциалын эерэг утгатай металуудыг давсны уусмалаас нь зайлуулдаг;

5. Металлууд электродын потенциалын утгаараа ялгаатай байх тусам emf утга их болно. тэдгээрээс хийгдсэн гальван эстэй болно.

Электродын потенциалын (E) металлын шинж чанар, уусмал дахь ионуудын идэвхжил, температураас хамаарах хамаарлыг Нерстийн тэгшитгэлээр илэрхийлнэ.

E Me = E o Me + RTln(a Me n +)/nF,

Энд E o Me нь металлын стандарт электродын потенциал, Men + нь уусмал дахь металлын ионуудын идэвхжил юм. Стандарт 25 хэмийн температурт шингэрүүлсэн уусмалын хувьд (a) идэвхийг (c) концентрацитай, натурал логарифмийг аравтын нэгээр сольж, R, T, F утгуудыг орлуулж авна.

E Me = E o Me + (0.059/n)logс.

Жишээлбэл, түүний давсны уусмалд байрлуулсан цайрын электродын хувьд гидратжуулсан ионы концентраци Zn 2+ × mH 2 O байна. Үүнийг Zn 2+ гэж товчилъё

E Zn = E o Zn + (0.059/n) log[ Zn 2+ ].

Хэрэв = 1 моль/дм 3 бол E Zn = E o Zn болно.

Галваник эсүүд, тэдгээрийн цахилгаан хөдөлгөгч хүч

Давсны уусмалд дүрсэн хоёр металлыг дамжуулагчаар холбосноор гальван элемент үүсгэдэг. Анхны гальваник эсийг 1800 онд Александр Вольт зохион бүтээжээ. Уг эс нь хүхрийн хүчлийн уусмалд дэвтээсэн даавуугаар тусгаарлагдсан зэс, цайрын хавтангаас бүрддэг. Олон тооны ялтсуудыг цуваа холбосон үед Вольта элемент нь цахилгаан хөдөлгөгч хүч (EMF) ихтэй байдаг.

Гальваник элементэд цахилгаан гүйдэл үүсэх нь авсан металлын электродын потенциалын зөрүүгээс үүдэлтэй бөгөөд электродуудад тохиолддог химийн өөрчлөлтүүд дагалддаг. Зэс-цайрын эсийн жишээн дээр гальваник эсийн үйл ажиллагааг авч үзье (Ж. Даниел - Б.С. Жакоби).

Зэс-цайрын Даниел-Якоби гальваник эсийн диаграмм

Цайрын сульфатын уусмалд (c = 1 моль/дм 3) дүрсэн цайрын электрод дээр цайрын исэлдэлт (цайрын уусалт) Zn o - 2e = Zn 2+ явагдана. Электронууд гадаад хэлхээнд ордог. Zn нь электронуудын эх үүсвэр юм. Электронуудын эх үүсвэрийг сөрөг электрод - анод гэж үздэг. Зэсийн сульфатын уусмалд (c = 1 моль/дм 3) дүрсэн зэс электрод дээр металлын ионууд буурдаг. Cu 2+ + 2e = Cu o электрод дээр зэсийн атомууд хуримтлагдана. Зэс электрод эерэг байна. Энэ нь катод юм. Үүний зэрэгцээ зарим SO 4 2- ионууд давсны гүүрээр дамжин ZnSO 4 уусмалтай саванд ордог. . Анод ба катодын үйл явцын тэгшитгэлийг нэмснээр бид нийт тэгшитгэлийг олж авна.

эсвэл молекул хэлбэрээр

Энэ нь металлын уусмалын интерфейс дээр тохиолддог нийтлэг редокс урвал юм. Гальваник эсийн цахилгаан энергийг химийн урвалаар олж авдаг. Үзэж буй гальваник эсийг богино цахилгаан химийн хэлхээний хэлбэрээр бичиж болно

(-) Zn/Zn 2+ //Cu 2+ /Cu (+).

Гальваник эсийн үйл ажиллагаанд зайлшгүй шаардлагатай нөхцөл бол боломжит ялгаа юм гальваник эсийн цахилгаан хөдөлгөгч хүч (EMF) . E.m.f. ямар ч ажлын гальваник элемент эерэг утгатай байна. EMF-ийг тооцоолохын тулд. гальваник элементийн хувьд эерэг потенциалын үнэ цэнээс бага эерэг потенциалын утгыг хасах шаардлагатай. Тиймээс e.m.f. Стандарт нөхцөлд (t = 25 o C, c = 1 моль/дм 3, P = 1 атм) зэс-цайрын гальваник элемент нь зэс (катод) ба цайрын (анод) стандарт электродын потенциалын зөрүүтэй тэнцүү байна. байна

э.м.ф. = E o C u 2+ / Cu - E o Zn 2+ / Zn = +0,34 В – (-0,76 В) = +1,10 В.

Цайртай хослуулбал Cu 2+ ион багасдаг.

Ашиглахад шаардагдах электродын потенциалын зөрүүг өөр өөр концентрацитай ижил уусмал, ижил электрод ашиглан үүсгэж болно. Ийм гальваник эсийг нэрлэдэг төвлөрөл , мөн энэ нь уусмалын концентрацийг тэнцүүлэх замаар ажилладаг. Жишээ нь хоёр устөрөгчийн электродоос бүрдэх эс байж болно

Pt, H 2 / H 2 SO 4 (s`) // H 2 SO 4 (s``) / H 2, Pt,

хаана c` = `; c`` = ``.

Хэрэв p = 101 кПа бол s`< с``, то его э.д.с. при 25 о С определяется уравнением

E = 0.059lg(s``/s`).

Үед с` = 1 моль-ион/дм 3 эмф. элементийг хоёр дахь уусмал дахь устөрөгчийн ионы концентрацаар тодорхойлно, өөрөөр хэлбэл E = 0.059lgс`` = -0.059 рН.

Устөрөгчийн ионуудын концентрацийг тодорхойлох, улмаар орчны рН-ийг emf-ийг хэмжих замаар тодорхойлно. харгалзах гальваник элементийг потенциометр гэж нэрлэдэг.

Батерей

Батерей дахин ашиглах боломжтой, буцах үйлдэлтэй гальван эсүүд гэж нэрлэдэг. Эдгээр нь цэнэгийн үед хуримтлагдсан химийн энергийг цахилгаан энерги болгон хувиргаж, цахилгаан энергийг химийн энерги болгон хувиргаж, цэнэглэх явцад нөөцийг бий болгодог. e.m.f-ээс хойш. батерей нь бага хэмжээтэй байдаг; ашиглалтын явцад тэдгээрийг ихэвчлэн батерейнд холбодог.

Хар тугалганы хүчлийн батерей . Хар тугалганы хүчлийн батерей нь хоёр цоолсон хар тугалганы хавтангаас бүрдэх ба тэдгээрийн нэг нь (сөрөг) цэнэглэсний дараа дүүргэгч - хөвөн идэвхтэй хар тугалга, нөгөө нь (эерэг) - хар тугалганы давхар ислийг агуулдаг. Хоёр хавтанг хоёуланг нь 25 - 30% хүхрийн хүчлийн уусмалд дүрнэ (Зураг 35). Зайны хэлхээ

(-) Pb/ p -p H 2 SO 4 / PbO 2 / Pb(+) .

Цэнэглэхийн өмнө хар тугалганы электродын нүхэнд органик холбогчоос гадна хар тугалганы исэл PbO агуулсан зуурмагийг түрхэнэ. Хар тугалганы исэл хүхрийн хүчилтэй харилцан үйлчилсний үр дүнд электродын хавтангийн нүхэнд хар тугалганы сульфат үүсдэг.

PbO + H 2 SO 4 = PbSO 4 + H 2 O .

Батерейг цахилгаан гүйдэл дамжуулах замаар цэнэглэдэг

Цэнэглэх үйл явц

Нийтдээ батерейг цэнэглэх, цэнэглэх үед тохиолддог процессуудыг дараах байдлаар илэрхийлж болно.

Батерейг цэнэглэх үед электролитийн нягтрал (хүхрийн хүчил) нэмэгдэж, цэнэглэх үед буурдаг. Электролитийн нягт нь батерейны цэнэгийн түвшинг тодорхойлдог. E.m.f. хар тугалга батерей 2.1 В.

Давуу талхар тугалга-хүчлийн зай - цахилгааны өндөр хүчин чадал, тогтвортой ажиллагаа, олон тооны цикл (цэнэглэх). Алдаа дутагдал- их масстай, тиймээс бага хувийн багтаамжтай, цэнэглэх явцад устөрөгч ялгарах, хүхрийн хүчлийн төвлөрсөн уусмал байгаа үед битүүмжлэлгүй байх. Энэ талаар шүлтлэг батерейнууд илүү сайн байдаг.

Шүлтлэг батерейнууд. Үүнд Т.Эдисоны кадми-никель, төмөр-никель батерейнууд багтана.

Эдисоны батерей ба хар тугалганы батерейны хэлхээ

Тэд бие биетэйгээ төстэй. Ялгаа нь сөрөг электродын хавтангийн материалд оршдог. Эхний тохиолдолд тэдгээр нь кадми, хоёр дахь нь төмөр юм. Электролит нь KOH уусмал юм ω = 20% . Никель-кадми батерей нь хамгийн чухал практик ач холбогдолтой юм. Кадми-никель батерейны диаграмм

(-) Cd / KOH /Ni 2 O 3 /Ni уусмал (+).

Кадми-никель батерейны үйл ажиллагаа нь Ni 3+-тай холбоотой исэлдэлтийн урвал дээр суурилдаг

E.m.f. цэнэглэгдсэн никель-кадми батерейны хүч нь 1.4 В.

Хүснэгтэд Эдисоны батерей болон хар тугалганы батерейны шинж чанарыг харуулав.

Цахилгаан хими - Боломжит ялгаа үүсэх, химийн энергийг цахилгаан энерги (гальван эс) болгон хувиргах үйл явц, түүнчлэн цахилгаан эрчим хүчний зарцуулалтын (электролиз) химийн урвалын хэрэгжилтийг судалдаг химийн салбар. Нийтлэг шинж чанартай эдгээр хоёр процесс нь орчин үеийн технологид өргөн хэрэглэгддэг.

Галваник эсийг машин, радио инженерийн төхөөрөмж, хяналтын төхөөрөмжүүдэд бие даасан, жижиг хэмжээтэй эрчим хүчний эх үүсвэр болгон ашигладаг. Электролизийн тусламжтайгаар янз бүрийн бодисыг гаргаж авч, гадаргууг боловсруулж, хүссэн хэлбэрийн бүтээгдэхүүнийг бий болгодог.

Цахилгаан химийн процессууд нь хүмүүст үргэлж ашиг тусаа өгдөггүй, заримдаа их хэмжээний хор хөнөөл учруулж, зэврэлт, металл бүтцийг устгахад хүргэдэг. Цахилгаан химийн процессыг чадварлаг ашиглах, хүсээгүй үзэгдлүүдтэй тэмцэхийн тулд тэдгээрийг судалж, зохицуулах чадвартай байх ёстой.

Цахилгаан химийн үзэгдлийн шалтгаан нь электрон дамжуулалт эсвэл электрохимийн процесст оролцдог бодисын атомын исэлдэлтийн төлөвийн өөрчлөлт, өөрөөр хэлбэл гетероген системд тохиолддог исэлдэлтийн урвал юм. Редокс урвалын үед электронууд нь ангижруулагчаас исэлдүүлэгч бодис руу шууд шилждэг. Хэрэв исэлдэлт ба бууралтын процессыг орон зайд тусгаарлаж, электронууд нь металл дамжуулагчийн дагуу чиглэгддэг бол ийм систем нь гальваник элементийг төлөөлнө. Гальваник эсэд цахилгаан гүйдэл үүсэх, урсах шалтгаан нь боломжит зөрүү юм.

Электродын потенциал. Электродын потенциалыг хэмжих

Хэрэв та ямар нэгэн металлын хавтанг аваад ус руу буулгавал туйлын усны молекулуудын нөлөөн дор гадаргуугийн давхаргын ионууд гарч, шингэн рүү шингэн орно. Энэ шилжилтийн үр дүнд шингэн нь эерэг, металл нь сөрөг цэнэгтэй байдаг, учир нь үүн дээр илүүдэл электронууд гарч ирдэг. Шингэн дэх металлын ионуудын хуримтлал нь металлын уусалтыг саатуулж эхэлдэг. Хөдөлгөөнт тэнцвэрт байдал бий болсон

Me 0 + mH 2 O = Me n + × m H 2 O + ne -

Тэнцвэрийн төлөв нь металлын идэвхжил, уусмал дахь ионуудын концентрациас хамаарна. Устөрөгч хүртэлх хүчдэлийн цуваа дахь идэвхтэй металлын хувьд туйлын усны молекулуудтай харилцан үйлчлэл нь гадаргуугаас эерэг металлын ионуудыг салгаж, гидратжуулсан ионууд уусмал руу шилжих замаар төгсдөг (Зураг b). Металл сөрөг цэнэгтэй болдог. Үйл явц нь исэлдэлт юм. Гадаргуугийн ойролцоох ионы концентраци нэмэгдэх тусам урвуу үйл явц үүсэх магадлалтай - ионуудын бууралт. Уусмал дахь катионууд ба гадаргуу дээрх илүүдэл электронуудын хоорондох электростатик таталт нь цахилгаан давхар давхаргыг үүсгэдэг. Энэ нь метал ба шингэний хоорондох интерфэйс дээр тодорхой боломжит зөрүү буюу боломжит үсрэлт үүсэхэд хүргэдэг. Металл ба түүний эргэн тойрон дахь усан орчны хооронд үүсэх боломжит зөрүүг нэрлэдэг электродын потенциал. Металлыг давсны уусмалд дүрэх үед тэнцвэрт байдал өөрчлөгддөг. Уусмал дахь өгөгдсөн металлын ионы концентрацийг нэмэгдүүлэх нь ионуудын уусмалаас метал руу шилжих үйл явцыг хөнгөвчилдөг. Ионууд нь уусмал руу шилжих чухал чадвартай металлууд ийм уусмалд эерэг цэнэгтэй байх боловч цэвэр устай харьцуулахад бага хэмжээгээр цэнэглэгддэг.

Идэвхгүй металлын хувьд уусмал дахь металлын ионуудын тэнцвэрт концентраци маш бага байдаг. Хэрэв ийм металлыг энэ металлын давсны уусмалд дүрвэл эерэг цэнэгтэй ионууд нь металаас уусмал руу шилжих шилжилтээс илүү хурдан хугацаанд эерэг цэнэгтэй ионууд ялгардаг. Металлын гадаргуу нь эерэг цэнэгийг хүлээн авах бөгөөд уусмал нь илүүдэл давсны анионуудаас болж сөрөг цэнэгийг хүлээн авах болно. Мөн энэ тохиолдолд металлын уусмалын интерфейс дээр цахилгаан давхар давхарга гарч ирдэг тул тодорхой боломжит зөрүү гарч ирдэг (Зураг в). Энэ тохиолдолд электродын потенциал эерэг байна.

Цагаан будаа. Ионы металаас уусмал руу шилжих үйл явц:

a - тэнцвэр; б - татан буулгах; в - хуримтлал

Электрод бүрийн потенциал нь металлын шинж чанар, уусмал дахь ионуудын концентраци, температураас хамаарна. Хэрэв металыг 1 дм 3 тутамд нэг моль металлын ион агуулсан давсны уусмалд дүрвэл (түүний идэвхжил нь 1) электродын потенциал нь 25 ° C температурт, 1 даралттай тогтмол утгатай байх болно. атм. Энэ потенциал гэж нэрлэдэг стандарт электродын потенциал (E o).

Эерэг цэнэгтэй металлын ионууд уусмал руу нэвтэрч, металл уусмалын интерфэйсийн боломжит талбарт хөдөлж энерги зарцуулдаг. Энэ энерги нь гадаргуу дээрх ионуудын өндөр концентрацаас уусмал дахь бага концентраци хүртэл изотермийн тэлэлтийн ажилаар нөхөгддөг. Эерэг ионууд нь гадаргуугийн давхаргад хуримтлагдаж, концентрацитай байдаг -тай О, дараа нь уусмал руу орох, тэнд чөлөөт ионы концентраци -тай. EnF цахилгаан орны ажил нь RTln(с o /с) тэлэлтийн изотермийн ажилтай тэнцүү байна. Ажлын хоёр илэрхийлэлийг тэнцүүлэх замаар бид потенциалын хэмжээг гаргаж чадна

En F = RTln(s o /s), -E = RTln(s/s o)/nF,

Энд E нь металлын потенциал, V; R – бүх нийтийн хийн тогтмол, Ж/моль К; T - температур, K; n - ионы цэнэг; F - Фарадей тоо; с – чөлөөт ионуудын концентраци;

с о – гадаргуугийн давхарга дахь ионы концентраци.

Потенциалын утгыг туршилтаар тодорхойлох боломжгүй тул боломжит утгыг шууд хэмжих боломжгүй. Электродын потенциалын утгыг өөр электродын утгатай харьцуулан эмпирик байдлаар тодорхойлдог бөгөөд түүний потенциалыг уламжлалт байдлаар тэг гэж үздэг. Ийм стандарт буюу лавлагаа электрод нь ердийн устөрөгчийн электрод (n.v.e.) . Устөрөгчийн электродын бүтцийг зурагт үзүүлэв. Энэ нь электролитийн аргаар хуримтлагдсан цагаан алтаар бүрсэн цагаан алтны хавтангаас бүрдэнэ. Электродыг хүхрийн хүчлийн 1М уусмалд (устөрөгчийн ионы идэвхжил 1 моль/дм3) дүрж, 101 кПа ба T = 298 К даралттай устөрөгчийн хийн урсгалаар угаана. Платиныг устөрөгчөөр ханасан үед. , тэнцвэрт байдал нь металл гадаргуу дээр тогтсон, ерөнхий үйл явцыг тэгшитгэлээр илэрхийлнэ

2Н + +2е ↔ Н 2 .

Хэрэв энэ металлын давсны 1М уусмалд дүрсэн металл хавтанг стандарт устөрөгчийн электродтой гадаад дамжуулагчаар холбож, уусмалуудыг электролитийн түлхүүрээр холбосон бол гальваник элементийг олж авна (Зураг 32). Энэхүү гальваник эсийн цахилгаан хөдөлгөгч хүч нь хэмжигдэхүүн байх болно Өгөгдсөн металлын стандарт электродын потенциал (E О ).

Стандарт электродын потенциалыг хэмжих схем

устөрөгчийн электродтой харьцуулахад

Цайрыг 1 м цайрын сульфатын уусмалд электрод болгон авч, устөрөгчийн электродоор холбосноор бид гальван элементийг олж авах бөгөөд түүний хэлхээг дараах байдлаар бичиж болно.

(-) Zn/Zn 2+ // 2H + /H 2, Pt (+).

Диаграммд нэг мөр нь электрод ба уусмалын хоорондох интерфейсийг, хоёр шугам нь уусмалын хоорондох интерфейсийг заана. Зүүн талд нь анод, баруун талд нь катод бичигдсэн байдаг. Ийм элементэд Zn o + 2H + = Zn 2+ + H 2 урвал явагдах ба электронууд гаднах хэлхээгээр цайраас устөрөгчийн электрод руу дамждаг. Цайрын электродын стандарт электродын потенциал (-0.76 В).

Зэс хавтанг электрод болгон авч, тогтоосон нөхцөлд стандарт устөрөгчийн электродтой хослуулан бид гальван эсийг олж авдаг.

(-) Pt, H 2 /2H + //Cu 2+ /Cu (+).

Энэ тохиолдолд урвал явагдана: Cu 2+ + H 2 = Cu o + 2H +. Электронууд устөрөгчийн электродоос зэс электрод руу гадаад хэлхээгээр дамждаг. Зэс электродын стандарт электродын потенциал (+0.34 В).

Хэрэв стандарт электродын потенциалын бүх цувралаас бид зөвхөн ерөнхий тэгшитгэлд тохирох электродын процессуудыг сонгоно

Дараа нь бид хэд хэдэн металлын хүчдэлийг авдаг. Металлуудаас гадна энэ цувралд үргэлж устөрөгч багтах бөгөөд энэ нь ямар металлууд устөрөгчийг хүчлийн усан уусмалаас нүүлгэн шилжүүлэх чадвартай болохыг харах боломжийг олгодог.

Хүснэгт 19. Металлын хүчдэлийн цуваа

Хамгийн чухал металлын хэд хэдэн стрессийг хүснэгтэд үзүүлэв. 19. Стрессийн цуваа дахь тодорхой металлын байрлал нь стандарт нөхцөлд усан уусмал дахь исэлдэлтийн харилцан үйлчлэлд орох чадварыг тодорхойлдог. Металлын ионууд нь исэлдүүлэгч бодис бөгөөд энгийн бодис хэлбэрийн металууд нь бууруулагч бодис юм. Түүгээр ч зогсохгүй, металл нь хүчдэлийн цуваа дотор байх тусам усан уусмал дахь исэлдүүлэгч бодис нь түүний ионууд хүчтэй байх тусам металл цувралын эхэнд ойртох тусам энгийн элементийн бууруулагч шинж чанар нь хүчтэй болно. бодис - металл.

Электродын процессын боломж

саармаг орчинд В-тэй тэнцүү байна (273-р хуудсыг үз). Цувралын эхэнд байгаа идэвхтэй металлууд нь -0.41 В-оос хамаагүй их сөрөг хүчин чадалтай тул устөрөгчийг уснаас зайлуулдаг. Магни нь устөрөгчийг зөвхөн халуун уснаас зайлуулдаг. Магни ба кадми хоёрын хооронд байрлах металууд нь устөрөгчийг уснаас гадагшлуулдаггүй. Эдгээр металлын гадаргуу дээр оксидын хальс үүсдэг бөгөөд энэ нь хамгаалалтын нөлөөтэй байдаг.

Магни ба устөрөгчийн хооронд байрлах металууд нь хүчиллэг уусмалаас устөрөгчийг зайлуулдаг. Үүний зэрэгцээ зарим металлын гадаргуу дээр хамгаалалтын хальс үүсч, урвалыг саатуулдаг. Тиймээс хөнгөн цагаан дээрх оксидын хальс нь энэ металыг зөвхөн усанд төдийгүй зарим хүчлийн уусмалд тогтвортой байлгадаг. Хар тугалга нь хүхрийн хүчилтэй урвалд ороход үүссэн давс нь уусдаггүй бөгөөд металлын гадаргуу дээр хамгаалалтын хальс үүсгэдэг тул хар тугалга нь хүхрийн хүчилд уусдаггүй. Металлын исэлдэлтийг гүн дарангуйлах үзэгдлийг түүний гадаргуу дээр хамгаалалтын исэл эсвэл давсны хальс байгаа тул идэвхгүй байдал гэж нэрлэдэг бөгөөд энэ тохиолдолд металлын төлөвийг идэвхгүй төлөв гэж нэрлэдэг.

Металл нь давсны уусмалаас бие биенээ нүүлгэн шилжүүлэх чадвартай. Урвалын чиглэлийг хүчдэлийн цуваа дахь тэдгээрийн харьцангуй байрлалаар тодорхойлно. Ийм урвалын тодорхой тохиолдлыг авч үзэхдээ идэвхтэй металлууд устөрөгчийг зөвхөн уснаас төдийгүй аливаа усан уусмалаас зайлуулдаг гэдгийг санах нь зүйтэй. Тиймээс, тэдгээрийн давсны уусмалаас металыг харилцан нүүлгэн шилжүүлэх нь зөвхөн магнийн дараа цувралд байрлах металлын хувьд л тохиолддог.

Бекетов анх удаа металыг нэгдлээсээ бусад металлаар нүүлгэн шилжүүлэх талаар нарийвчлан судалжээ. Ажлынхаа үр дүнд тэрээр металуудыг химийн идэвхжилийн дагуу нүүлгэн шилжүүлэх цуврал болгон зохион байгуулсан нь металлын хүчдэлийн цувралын загвар юм.

Стрессийн цуваа болон үелэх систем дэх зарим металлын харьцангуй байрлал нь эхлээд харахад бие биентэйгээ тохирохгүй байна. Жишээлбэл, үечилсэн хүснэгтийн байрлалын дагуу калийн химийн идэвхжил нь натри, натри нь литийнхээс их байх ёстой. Цуврал хүчдэлийн хувьд лити нь хамгийн идэвхтэй бөгөөд кали нь литийн натри хоёрын дунд байр суурийг эзэлдэг. Цайр ба зэс нь үечилсэн хүснэгт дэх байр сууриараа ойролцоогоор ижил химийн идэвхжилтэй байх ёстой боловч хүчдэлийн цувралд цайр зэсээс хамаагүй эрт байрладаг. Энэ төрлийн зөрчилдөөний шалтгаан нь дараах байдалтай байна.

Тогтмол хүснэгтэд нэг буюу өөр байр суурийг эзэлдэг металлуудыг харьцуулахдаа чөлөөт атомуудын иончлох энергийг тэдгээрийн химийн идэвхжил буюу бууруулах чадварыг хэмждэг. Үнэн хэрэгтээ, жишээ нь, үечилсэн системийн I бүлгийн үндсэн дэд бүлгийн дагуу дээрээс доошоо шилжих үед атомуудын иончлох энерги буурч байгаа нь тэдгээрийн радиус ихсэх (өөрөөр хэлбэл гаднах электронуудын илүү зайтай) холбоотой байдаг. цөмөөс) ба завсрын электрон давхаргуудаар цөмийн эерэг цэнэгийг скрининг ихэсгэх замаар (§ 31-ийг үз). Тиймээс калийн атомууд нь натрийн атомуудаас илүү химийн идэвхжилтэй байдаг - тэдгээр нь илүү хүчтэй бууруулагч шинж чанартай байдаг ба натрийн атомууд нь литийн атомуудаас илүү идэвхтэй байдаг.

Металлуудыг хэд хэдэн хүчдэлээр харьцуулахдаа хатуу төлөвт байгаа металыг усан уусмал дахь гидрат ион болгон хувиргах ажлыг химийн идэвхжлийн хэмжүүр болгон авдаг. Энэ ажлыг атомчлах энерги - металлын талстыг тусгаарлагдсан атом болгон хувиргах, чөлөөт металлын атомуудын иончлох энерги, үүссэн ионуудын усжилтын энерги гэсэн гурван нэр томъёоны нийлбэрээр илэрхийлж болно. Атомжуулалтын энерги нь тухайн металлын болор торны хүчийг тодорхойлдог. Атомын иончлолын энерги - тэдгээрээс валентийн электроныг зайлуулах нь үелэх систем дэх металлын байрлалаар шууд тодорхойлогддог. Усжилтын үед ялгарах энерги нь ионы электрон бүтэц, түүний цэнэг, радиусаас хамаарна.

Ижил цэнэгтэй боловч өөр радиустай литийн болон калийн ионууд нь эргэн тойронд тэгш бус цахилгаан орон үүсгэх болно. Жижиг литийн ионуудын ойролцоо үүссэн талбай нь том калийн ионуудын ойролцоох талбайгаас илүү хүчтэй байх болно. Эндээс харахад литийн ионууд нь калийн ионуудаас илүү их энерги ялгаруулж чийгшүүлнэ.

Ийнхүү авч үзэж буй хувиргалт хийх явцад энерги нь атомчлах, иончлоход зарцуулагдаж, усжилтын үед энерги ялгардаг. Нийт эрчим хүчний хэрэглээ бага байх тусам бүх үйл явц хялбар байх ба стрессийн цувралын эхэнд ойртох тусам өгөгдсөн металл байрлана. Гэхдээ энергийн ерөнхий балансын гурван нөхцлөөс зөвхөн нэг нь буюу иончлолын энерги нь үелэх систем дэх металлын байрлалаар шууд тодорхойлогддог. Иймээс стрессийн цуваа дахь зарим металлын харьцангуй байрлал нь тэдгээрийн үелэх систем дэх байрлалтай үргэлж тохирно гэж хүлээх шалтгаан байхгүй. Тиймээс литийн хувьд нийт эрчим хүчний хэрэглээ нь калийнхаас бага болж хувирдаг бөгөөд үүний дагуу лити нь хүчдэлийн цувралд калиас өмнө ирдэг.

Зэс, цайрын хувьд чөлөөт атомыг ионжуулахад зарцуулсан энергийн зарцуулалт ба ионы усжилтын үеийн энергийн өсөлт ойролцоо байна. Гэхдээ металл зэс нь цайраас илүү хүчтэй болор тор үүсгэдэг нь эдгээр металлын хайлах температурын харьцуулалтаас харж болно: цайр хайлж, харин зэс зөвхөн . Иймээс эдгээр металлыг атомжуулахад зарцуулсан энерги нь эрс ялгаатай бөгөөд үүний үр дүнд зэсийн хувьд бүхэл бүтэн процессын нийт эрчим хүчний зардал нь цайрынхаас хамаагүй их байдаг нь эдгээр металлын харьцангуй байрлалыг тайлбарлаж байна. стрессийн цуваа дахь металлууд.

Уснаас усан бус уусгагч руу шилжих үед хүчдэлийн цуваа дахь металлын харьцангуй байрлал өөрчлөгдөж болно. Үүний шалтгаан нь нэг уусгагчаас нөгөөд шилжихэд янз бүрийн металлын ионуудын уусмалын энерги өөр өөр өөрчлөгддөг.

Ялангуяа зэсийн ион нь зарим органик уусгагчид маш хүчтэй уусдаг; Энэ нь ийм уусгагч дахь зэс нь устөрөгчийн өмнөх хүчдэлийн цуваанд байрлаж, хүчиллэг уусмалаас нүүлгэн шилжүүлэхэд хүргэдэг.

Тиймээс элементүүдийн үечилсэн системээс ялгаатай нь металлын цуврал стресс нь ерөнхий хэв маягийн тусгал биш бөгөөд үүний үндсэн дээр металын химийн шинж чанарын иж бүрэн шинж чанарыг өгөх боломжтой юм. Цуврал хүчдэл нь зөвхөн хатуу тогтоосон нөхцөлд "металл-металл ион"-ын цахилгаан химийн системийн исэлдүүлэх чадварыг тодорхойлдог: үүнд өгөгдсөн утгууд нь усан уусмал, температур, металлын ионуудын нэгжийн концентрацийг (идэвхтэй) илэрхийлдэг.

Гросс Э., Вайсмантел Х.

Сонирхогчдод зориулсан хими. Химийн үндэс, зугаатай туршилтууд.

МЕТАЛЛЫН ЦАХИЛГААН ХИМИЙН БАГА СУРГАЛТ

МЕТАЛ СТРЕСС ЦУВРАЛ

ХӨДГӨНИЙ АРДЫГ ХАРАЦГААЯ

Би 1 + Би 2 2+ = Би 1 2+ + Би 2

Түүнээс гадна эхний туршилтын хувьд Me 1 = Fe, Me 2 = Cu байна.
Тиймээс процесс нь хоёр металлын атом ба ионуудын хооронд цэнэг (электрон) солилцохоос бүрдэнэ. Хэрэв бид төмрийн уусалт эсвэл зэсийн тунадасжилтыг (завсрын урвал гэж) тусад нь авч үзвэл бид дараахь зүйлийг олж авна.

Fe = Fe 2+ + 2 д --

Cu 2+ + 2 д-- = Cu

Металлыг ус эсвэл давсны уусмалд дүрж, стрессийн цуваа дахь байрлалаас шалтгаалан катион нь солилцох боломжгүй болсон тохиолдлыг авч үзье. Гэсэн хэдий ч метал нь ион хэлбэрээр уусмал руу орох хандлагатай байдаг. Энэ тохиолдолд металлын атом нь хоёр электроноос татгалзаж (хэрэв метал нь хоёр валенттай бол), уусмалд дүрсэн металлын гадаргуу нь уусмалтай харьцуулахад сөрөг цэнэгтэй болж, интерфэйс дээр цахилгаан давхар давхарга үүсдэг. Энэ боломжит ялгаа нь металыг цаашид уусгахаас сэргийлдэг тул процесс удахгүй зогсдог.
Хэрэв хоёр өөр металлыг уусмалд дүрвэл хоёулаа цэнэглэгдэх боловч идэвхгүй нь бага зэрэг сул байх болно, учир нь атомууд нь электроноо алдах магадлал багатай байдаг.
Хоёр металлыг дамжуулагчаар холбоно. Боломжит ялгааны улмаас электронуудын урсгал нь элементийн эерэг туйлыг бүрдүүлдэг илүү идэвхтэй металаас идэвхгүй бага руу урсах болно. Уусмал руу илүү идэвхтэй металл орж, уусмал дахь катионууд илүү эрхэм металл дээр ялгардаг процесс явагдана. Одоо дээрх зарим хийсвэр үндэслэлийг (түүнээс гадна энэ нь бүдүүлэг хялбаршуулсан байдлыг илэрхийлдэг) хэд хэдэн туршилтаар тайлбарлая.
Эхлээд 250 мл-ийн аяганд 10% хүхрийн хүчлийн уусмалаар дүүргэж, цайр, зэсийн жижиг хэсгүүдийг дүрнэ. Бид хоёр электрод руу зэс утсыг гагнах юм уу тав, төгсгөл нь уусмалд хүрэх ёсгүй.
Утасны төгсгөлүүд хоорондоо холбогдоогүй л бол бид цайрын уусалтыг ажиглах бөгөөд энэ нь устөрөгчийн ялгаралт дагалддаг. Хүчдэлийн цувралаас үзэхэд цайр нь устөрөгчөөс илүү идэвхтэй байдаг тул метал нь устөрөгчийг ионы төлөвөөс нүүлгэж чаддаг. Хоёр металл дээр цахилгаан давхар давхарга үүсдэг. Электродуудын хоорондох боломжит зөрүүг тодорхойлох хамгийн хялбар арга бол вольтметр юм. Төхөөрөмжийг хэлхээнд холбосны дараа сум нь ойролцоогоор 1 В-ийг зааж өгөх боловч дараа нь хүчдэл хурдан буурах болно. Хэрэв та элементэд 1 В зарцуулдаг жижиг гэрлийн чийдэнг холбовол энэ нь эхлээд нэлээд хүчтэй асна, дараа нь гэрэлтэх нь сул болно.
Төхөөрөмжийн терминалуудын туйлшрал дээр үндэслэн бид зэс электрод нь эерэг туйл гэж дүгнэж болно. Үүнийг процессын цахилгаан химийн талаар авч үзэх замаар төхөөрөмжгүйгээр баталж болно. Хоолны давсны ханасан уусмалыг жижиг аяга эсвэл туршилтын хоолойд бэлтгэж, 0.5 мл орчим фенолфталеины индикаторын спиртийн уусмал нэмж, утсаар битүүмжилсэн хоёр электродыг уусмалд дүрнэ. Сөрөг туйлын ойролцоо бүдэг улаавтар өнгө ажиглагдах бөгөөд энэ нь катод дахь натрийн гидроксид үүссэнээс үүсдэг.
Бусад туршилтуудад янз бүрийн хос металлыг үүрэнд байрлуулж, үүссэн хүчдэлийг тодорхойлж болно. Жишээлбэл, магни, мөнгө нь тэдгээрийн хоорондох зай ба хэд хэдэн хүчдэлийн улмаас онцгой том боломжит зөрүүг өгдөг бол цайр, төмөр нь эсрэгээрээ маш бага буюу аравны нэгээс бага вольтыг өгөх болно. Хөнгөн цагаан хэрэглэснээр идэвхгүй байдлын улмаас бид бараг ямар ч гүйдэл хүлээн авахгүй.
Эдгээр бүх элементүүд буюу цахилгаан химичүүдийн хэлснээр хэлхээнүүд нь гүйдлийг хэмжихэд тэдгээрийн хоорондох хүчдэл маш хурдан буурдаг сул талтай. Тиймээс электрохимичид хүчдэлийн нөхөн олговрын аргыг ашиглан хүчдэлийн жинхэнэ утгыг үргэлж хэмждэг, өөрөөр хэлбэл өөр гүйдлийн эх үүсвэрийн хүчдэлтэй харьцуулдаг.
Зэс-цайрын элемент дэх үйл явцыг бага зэрэг нарийвчлан авч үзье. Катод дээр цайр дараах тэгшитгэлийн дагуу уусмалд ордог.

Zn = Zn 2+ + 2 д --

Хүхрийн хүчлийн устөрөгчийн ионууд зэсийн анод дээр ялгардаг. Тэд цайрын катодын утсаар дамжин ирж буй электронуудыг холбож, улмаар устөрөгчийн бөмбөлөгүүд үүсдэг.

2H + + 2 д-- = N 2

Богино хугацааны дараа зэс нь устөрөгчийн бөмбөлгүүдийн нимгэн давхаргаар бүрхэгдсэн байх болно. Энэ тохиолдолд зэс электрод нь устөрөгч болж хувирах ба боломжит ялгаа буурах болно. Энэ процессыг электродын туйлшрал гэж нэрлэдэг. Хүчдэл буурсны дараа эсэд бага зэрэг калийн бихромат уусмал нэмснээр зэс электродын туйлшралыг арилгаж болно. Үүний дараа калийн бихромат устөрөгчийг исэлдүүлэх тул хүчдэл дахин нэмэгдэх болно. Энэ тохиолдолд калийн бихромат нь деполяризаторын үүрэг гүйцэтгэдэг.
Практикт электродууд нь туйлшралгүй гальваник хэлхээ, эсвэл деполяризатор нэмэх замаар туйлшралыг арилгах боломжтой хэлхээг ашигладаг.
Туйлшрахгүй элементийн жишээ болгон урьд нь одоогийн эх сурвалж болгон ашигладаг Даниел элементийг авч үзье. Энэ нь бас зэс-цайрын элемент боловч хоёр металл хоёулаа өөр өөр уусмалд дүрэгдсэн байдаг. Цайрын электродыг шингэрүүлсэн (ойролцоогоор 20%) хүхрийн хүчлээр дүүргэсэн сүвэрхэг шаварлаг үүрэнд хийнэ. Шаварлаг эсийг зэсийн сульфатын төвлөрсөн уусмал агуулсан том шилэнд түдгэлзүүлсэн бөгөөд доод хэсэгт нь зэсийн сульфатын талст давхарга байдаг. Энэ савны хоёр дахь электрод нь зэс хуудаснаас хийсэн цилиндр юм.
Энэ элементийг шилэн сав, худалдаанд гарсан шавар эсээс (онцгой тохиолдолд бид цэцгийн сав хэрэглэдэг, ёроолд нь нүхийг хаадаг) тохиромжтой хэмжээтэй хоёр электродоос хийж болно.
Элементийн үйл ажиллагааны явцад цайр уусч цайрын сульфат үүсгэдэг бөгөөд зэсийн электрод дээр зэсийн ионууд ялгардаг. Гэхдээ үүнтэй зэрэгцэн зэс электрод нь туйлшрахгүй бөгөөд элемент нь ойролцоогоор 1 В хүчдэл үүсгэдэг. Үнэндээ онолын хувьд терминал дээрх хүчдэл нь 1.10 В байдаг боловч гүйдэл цуглуулах үед бид цахилгааны улмаас бага зэрэг бага утгыг хэмждэг. эсийн эсэргүүцэл.
Хэрэв бид элементээс гүйдлийг арилгахгүй бол хүхрийн хүчлийн уусмалаас цайрын электродыг зайлуулах хэрэгтэй, эс тэгвээс устөрөгч үүсгэхийн тулд уусна.
Сүвэрхэг хуваалт шаарддаггүй энгийн эсийн диаграммыг зурагт үзүүлэв. Цайрын электрод нь шилэн савны дээд хэсэгт, зэс электрод нь доод талд байрладаг. Бүхэл эсийг ширээний давсны ханасан уусмалаар дүүргэнэ. Зэсийн сульфатын талстыг савны ёроолд хийнэ. Үүссэн төвлөрсөн зэсийн сульфатын уусмал нь ширээний давсны уусмалтай маш удаан холилдоно. Тиймээс эс ажиллаж байх үед зэс электрод дээр зэс ялгарч, цайр нь эсийн дээд хэсэгт сульфат эсвэл хлорид хэлбэрээр уусдаг.
Өнөө үед батерей нь бараг зөвхөн хуурай эсийг ашигладаг бөгөөд энэ нь хэрэглэхэд илүү тохиромжтой. Тэдний өвөг дээдэс нь Лекланш элемент юм. Электродууд нь цайрын цилиндр ба нүүрстөрөгчийн саваа юм. Электролит нь гол төлөв аммонийн хлоридоос бүрддэг зуурмаг юм. Зуурмагт цайр уусч, нүүрсэнд устөрөгч ялгардаг. Туйлшралаас зайлсхийхийн тулд нүүрстөрөгчийн саваа нь нүүрсний нунтаг ба пиролизитын холимог агуулсан маалинган уутанд дүрнэ. Нүүрстөрөгчийн нунтаг нь электродын гадаргууг ихэсгэж, пиролизит нь устөрөгчийг аажмаар исэлдүүлдэг деполяризаторын үүрэг гүйцэтгэдэг.
Пиролюзитын деполяризаци хийх чадвар нь өмнө дурдсан калийн бихроматаас сул байдаг. Тиймээс хуурай эсүүдэд гүйдэл хүлээн авах үед хүчдэл хурдан буурч, тэд " ядрах"туйлшралын улмаас. Хэсэг хугацааны дараа л устөрөгчийн исэлдэлт пиролизиттэй хамт тохиолддог. Тиймээс элементүүд " амарч байна", хэрэв та хэсэг хугацаанд гүйдэл дамжуулахгүй бол. Үүнийг бид гэрлийн чийдэнг холбосон гар чийдэнгийн батерей дээр шалгая. Дэнлүүтэй зэрэгцээ, өөрөөр хэлбэл шууд терминалууд руу бид вольтметрийг холбодог.
Эхний үед хүчдэл нь ойролцоогоор 4.5 В байх болно. (Ихэнх тохиолдолд ийм батерейнууд нь 1.48 В-ийн онолын хүчдэлтэй гурван эсийг цувралаар холбодог.) Хэсэг хугацааны дараа хүчдэл буурч, чийдэнгийн гэрэлтэх болно. сулрах. Вольтметрийн заалт дээр үндэслэн бид зайг хэр удаан амрах шаардлагатайг шүүж болно.
гэж нэрлэгддэг нөхөн төлжих элементүүд онцгой байр эзэлдэг батерейнууд. Тэдгээр нь урвуу урвалд ордог бөгөөд гаднах тогтмол гүйдлийн эх үүсвэрт холбогдон эсийг цэнэггүй болгосны дараа дахин цэнэглэгддэг.
Одоогийн байдлаар хар тугалганы хүчлийн батерейнууд хамгийн түгээмэл байдаг; Тэдгээрийн электролит нь шингэрүүлсэн хүхрийн хүчил бөгөөд хоёр хар тугалгатай хавтанг дүрнэ. Эерэг электрод нь хар тугалганы давхар исэл PbO 2, сөрөг нь металл хар тугалга юм. Терминалуудын хүчдэл нь ойролцоогоор 2.1 В байна. Цэнэглэх үед хоёр хавтан дээр хар тугалганы сульфат үүсдэг бөгөөд энэ нь цэнэглэх үед дахин металл хар тугалга болон хар тугалганы хэт исэл болж хувирдаг.

ГАЛВАН БҮРЭЭГИЙН ХЭРЭГЛЭЭ

Металл нь гүйдлээр хуримтлагддаг

Хоёр нимгэн зэс хавтангийн үзүүрийг нугалж, бид тэдгээрийг шилэн аяга эсвэл жижиг шилэн аквариумын эсрэг талын хананд өлгөв. Бид утсыг терминалуудтай хавтангаар холбодог.
ЭлектролитДараах жорын дагуу бэлдье: 125 г талст зэсийн сульфат, 50 г төвлөрсөн хүхрийн хүчил, 50 г спирт (денатурат спирт), үлдсэн хэсэг нь 1 литр хүртэл ус байна. Үүнийг хийхийн тулд эхлээд зэсийн сульфатыг 500 мл усанд уусгаж, дараа нь жижиг хэсгүүдэд хүхрийн хүчил нэмнэ ( Халаалт! Шингэн асгарч магадгүй!), дараа нь архи нэмээд 1 литр эзэлхүүнтэй ус нэмнэ.
Кулометрийг бэлтгэсэн уусмалаар дүүргэж, хувьсах эсэргүүцэл, амперметр, хар тугалганы батерейг хэлхээнд холбоно. Эсэргүүцлийг ашиглан бид гүйдлийг тохируулж, түүний нягт нь электродын гадаргуугийн 0.02-0.01 А / см 2 байна. Хэрэв зэс хавтан нь 50 см2 талбайтай бол одоогийн хүч нь 0.5-1 А байх ёстой.
Хэсэг хугацааны дараа цайвар улаан металл зэс нь катод (сөрөг электрод) дээр тунадасжиж эхлэх бөгөөд зэс нь анод (эерэг электрод) уусмалд орно. Зэс хавтанг цэвэрлэхийн тулд бид хагас цагийн турш кулометрээр гүйдэл дамжуулна. Дараа нь бид катодыг гаргаж аваад шүүлтүүрийн цаасаар сайтар хатааж, нарийн жинлэнэ. Нүдэнд электрод суурилуулж, реостат ашиглан хэлхээг хааж, тогтмол гүйдлийг барьцгаая, жишээ нь 1 А. Нэг цагийн дараа хэлхээг нээж, хатаасан катодыг дахин жинлэнэ. 1 А гүйдлийн үед түүний масс нь нэг цагт 1.18 г-аар нэмэгдэнэ.
Тиймээс уусмалаар дамжин өнгөрөх 1 ампер цагтай тэнцэх хэмжээний цахилгаан нь 1.18 г зэс ялгаруулж чадна. Эсвэл ерөнхийдөө: ялгарах бодисын хэмжээ нь уусмалаар дамжин өнгөрөх цахилгааны хэмжээтэй шууд пропорциональ байна.
1 эквивалент ионыг тусгаарлахын тулд электродын цэнэгийн e ба Авогадрогийн тооны үржвэртэй тэнцэх хэмжээний цахилгааныг уусмалаар нэвтрүүлэх шаардлагатай. НХ:
э*Н A = 1.6021 * 10 -19 * 6.0225 * 10 23 = 9.65 * 10 4 A * s * моль -1 Энэ утгыг тэмдэгтээр илэрхийлнэ. Фэлектролизийн тоон хуулиудыг нээсний нэрээр нэрлэгдсэн Фарадей дугаар(яг үнэ цэнэ Ф- 96,498 А*с*моль -1). Тиймээс уусмалаас өгөгдсөн тооны эквивалентыг тусгаарлах n e -тэй тэнцэх хэмжээний цахилгааныг уусмалаар дамжуулна F*n e A*s*mol -1 . Өөрөөр хэлбэл,
Би*т =F*nӨө энд I- одоогийн, т- уусмалаар гүйдэл дамжуулах хугацаа. хэсэгт " Титрлэлтийн үндэс“Бодисын эквивалентийн тоо аль хэдийн нотлогдсон n e нь моль ба түүнтэй тэнцэх тооны үржвэртэй тэнцүү байна.
n e = n*ЗТиймээс:

I*т = F*n*Z

Энэ тохиолдолд З- ионы цэнэг (Ag + хувьд З= 1, Cu 2+ хувьд З= 2, Al 3+-ийн хувьд З= 3 гэх мэт). Хэрэв бид молийн тоог масс ба молийн массын харьцаагаар илэрхийлбэл ( n = м/М), дараа нь бид электролизийн явцад тохиолддог бүх процессыг тооцоолох боломжийг олгодог томъёог авна.

Би*т =F*m*Z/M

Энэ томъёог ашиглан та гүйдлийг тооцоолж болно:

I = F*m*Z/(t*M)= 9.65*10 4 *1.18*2 / (3600*63.54) А*с*г*моль/(с*моль*г) = 0.996 А

Хэрэв бид цахилгааны ажлын хамаарлыг танилцуулбал Вэл

Вэл = U*I*tТэгээд Вимэйл/ У = Би*т

Дараа нь хурцадмал байдлыг мэддэг У, та тооцоолж болно:

Вэл = F*m*Z*U/M

Мөн тодорхой хэмжээний бодис электролитээр ялгарахад хэр хугацаа шаардагдах, эсвэл тодорхой хугацаанд хэдий хэмжээний бодис ялгарахыг тооцоолох боломжтой. Туршилтын явцад гүйдлийн нягтыг тогтоосон хязгаарт байлгах ёстой. Хэрэв энэ нь 0.01 А/см2-аас бага бол зэс (I) ионууд хэсэгчлэн үүсэх тул хэт бага металл ялгарах болно. Хэрэв гүйдлийн нягтрал хэт өндөр байвал бүрээсийн наалдац нь электрод сул байх бөгөөд электродыг уусмалаас салгахад энэ нь сүйрч болно.
Практикт металл дээрх гальваник бүрээсийг зэврэлтээс хамгаалах, толин тусгал мэт гялалзах зорилгоор голчлон ашигладаг.
Үүнээс гадна метал, ялангуяа зэс, хар тугалга нь анод уусгах, дараа нь катод (электролитийн цэвэршүүлэх) дээр ялгах замаар цэвэршдэг.
Төмрийг зэс эсвэл никельээр бүрэхийн тулд эхлээд объектын гадаргууг сайтар цэвэрлэх хэрэгтэй. Үүнийг хийхийн тулд угаасан шохойгоор өнгөлж, идэмхий натри, ус, спиртийн шингэрүүлсэн уусмалаар дараалан тосыг нь арилгана. Хэрэв энэ зүйл зэвэнд хучигдсан бол та хүхрийн хүчлийн 10-15% -ийн уусмалаар урьдчилан даршилж авах хэрэгтэй.
Бид цэвэрлэсэн бүтээгдэхүүнийг электролитийн ваннд (жижиг аквариум эсвэл аяга) өлгөж, катодын үүрэг гүйцэтгэдэг.
Зэсийн бүрээсийг түрхэх уусмал нь 1 литр усанд 250 г зэсийн сульфат, 80-100 г төвлөрсөн хүхрийн хүчил агуулдаг (Анхааруулга!). Энэ тохиолдолд зэс хавтан нь анодын үүрэг гүйцэтгэнэ. Анодын гадаргуу нь бүрсэн объектын гадаргуутай ойролцоогоор тэнцүү байх ёстой. Тиймээс, зэсийн анод нь катодтой ижил гүнд ваннд өлгөгдсөн байх ёстой.
Уг процессыг 3-4 В (хоёр батерей) хүчдэл, 0.02-0.4 А/см 2 гүйдлийн нягтаар гүйцэтгэнэ. Усанд орох уусмалын температур 18-25 ° C байх ёстой.
Анодын хавтгай ба бүрэх гадаргуу нь хоорондоо параллель байгааг анхаарч үзье. Нарийн төвөгтэй хэлбэртэй объектуудыг ашиглахгүй байх нь дээр. Электролизийн үргэлжлэх хугацааг өөрчилснөөр янз бүрийн зузаантай зэс бүрэх боломжтой.
Ихэнхдээ энэ давхаргад өөр металлын бат бөх бүрээсийг түрхэхийн тулд урьдчилсан зэс бүрэх аргыг ашигладаг. Энэ нь ялангуяа төмрийг хром бүрэх, цайрын цутгамал никель бүрэх болон бусад тохиолдолд ихэвчлэн ашиглагддаг. Энэ зорилгоор маш хортой цианидын электролитийг ашигладаг нь үнэн.
Никель бүрэх электролит бэлтгэхийн тулд 25 г талст никель сульфат, 10 г борын хүчил эсвэл 10 г натрийн цитратыг 450 мл усанд уусгана. 10 г нимбэгийн хүчлийн уусмалыг натрийн гидроксидын шингэрүүлсэн уусмал эсвэл содын уусмалаар саармагжуулж натрийн цитратыг өөрөө бэлтгэж болно. Анод нь хамгийн том талбайн никель хавтан байх ба зайг хүчдэлийн эх үүсвэр болгон ав.
Хувьсах эсэргүүцлийг ашиглан бид одоогийн нягтыг 0.005 А / см 2-тэй тэнцүү байлгах болно. Жишээлбэл, объектын гадаргуу нь 20 см2 бол та 0.1 А-ийн гүйдлийн хүчээр ажиллах хэрэгтэй. Хагас цаг ажилласны дараа объект аль хэдийн никель бүрсэн байх болно. Үүнийг ваннаас гаргаж аваад даавуугаар арчъя. Гэсэн хэдий ч никель бүрэх процессыг тасалдуулахгүй байх нь дээр, учир нь никель давхарга идэвхгүй болж, дараагийн никель бүрэх нь сайн наалддаггүй.
Механик өнгөлгөөгүйгээр толин тусгал гялалзуулахын тулд бид гальван ваннд гялалзах нэмэлт бодисыг нэвтрүүлдэг. Ийм нэмэлтүүд нь жишээлбэл, цавуу, желатин, элсэн чихэр орно. Жишээлбэл, та никелийн ваннд хэдэн грамм элсэн чихэр нэмж, түүний үр нөлөөг судалж болно.
Төмрийг хромоор бүрэх электролит бэлтгэхийн тулд (урьдчилсан зэс бүрсэний дараа) 100 мл усанд 40 г хром хүчлийн ангидрид CrO 3 (Анхаарах! Хор!) болон яг 0.5 г хүхрийн хүчил (илүү ямар ч тохиолдолд!) уусгана. . Уг процесс нь ойролцоогоор 0.1 А/см 2 гүйдлийн нягттай үед явагддаг бөгөөд анод болгон хар тугалганы хавтанг ашигладаг бөгөөд түүний талбай нь хром бүрсэн гадаргуугийн талбайгаас арай бага байх ёстой.
Никель ба хром банн нь бага зэрэг халаадаг (ойролцоогоор 35 ° C хүртэл). Хром бүрэх зориулалттай электролитууд, ялангуяа урт процесс, өндөр гүйдлийн үед хромын хүчил агуулсан уур ялгаруулж, эрүүл мэндэд маш хортой гэдгийг анхаарна уу. Тиймээс хром бүрэх ажлыг зүтгүүрийн дор эсвэл задгай агаарт, жишээлбэл тагтан дээр хийх ёстой.
Хром бүрэх (ба бага хэмжээгээр никель бүрэх) үед бүх гүйдлийг металлын хуримтлалд ашигладаггүй. Үүний зэрэгцээ устөрөгч ялгардаг. Хэд хэдэн хүчдэл дээр үндэслэн устөрөгчийн өмнөх металууд усан уусмалаас огт ялгарах ёсгүй, харин эсрэгээр бага идэвхтэй устөрөгч ялгарах ёстой. Гэсэн хэдий ч энд металлын анод уусалтын нэгэн адил устөрөгчийн катодын хувьсал ихэвчлэн саатдаг бөгөөд зөвхөн өндөр хүчдэлд ажиглагддаг. Энэ үзэгдлийг устөрөгчийн хэт хүчдэл гэж нэрлэдэг бөгөөд энэ нь ялангуяа том, жишээлбэл, хар тугалга дээр байдаг. Энэ нөхцөл байдлын ачаар хар тугалганы хүчлийн батерей ажиллах боломжтой. Батерейг цэнэглэх үед PbO 2-ийн оронд устөрөгч катод дээр гарч ирэх ёстой боловч хэт хүчдэлийн улмаас батерейг бүрэн цэнэглэх үед устөрөгчийн хувьсал эхэлдэг.

Металлын цахилгаан химийн зэврэлт. Катодын хамгаалалт. Анодын хамгаалалт. Идэвхгүй хамгаалалт. Электродын потенциал - хүснэгт.

Ихэнх тохиолдолд металлын зэврэлт нь материалын исэлдэлтийг хэлнэ. Практикт хамгийн их хор хөнөөл нь гэж нэрлэгддэг зүйлээс үүдэлтэй байдаг. бодисын идэвхтэй дамжуулалт дагалддаг цахилгаан химийн зэврэлт. Металл гадаргуу нь электролиттэй (зэврэлтийн бодис) хүрэх үед цахилгаан химийн устгалд (зэврэлт) өртөмтгий байдаг. Ийм бодисууд нь далай, хот эсвэл үйлдвэрлэлийн агаар (жишээлбэл хүхрийн давхар исэл, устөрөгчийн хлорид, сульфит гэх мэт) эсвэл идэвхтэй шингэн - давсны уусмал, шүлт, далайн ус гэх мэт атмосферийн хий байж болно. (жишээлбэл, хөлрөх гарын хээ).

Хэрэв металл гадаргуу дээр зэврэлтээс хамгаалах бодис хүрэлцсэний үр дүнд гальваник хос үүссэн бол хосын нэг электродоос нөгөөд шилжих бодис хэд хэдэн удаа эрчимждэг. Зэврэлтийн хурдыг хосын электродын потенциалын зөрүүгээр тодорхойлно. Энэ үйл явц нь ихэвчлэн ярихад зориулагдсан байдаг цахилгаан химийн зэврэлт.

Электродын сөрөг потенциалаас болж электроноо өгөх хандлагатай байдаг тул ихэнх металлууд зэврэлтээс болж исэлддэг. Хэрэв хамгаалагдсан объектод тодорхой нэмэлт эерэг потенциал хэрэглэвэл = аравны нэг вольтын дарааллын тодорхой сөрөг потенциал хадгалагдах юм бол исэлдэлтийн урвалын магадлал бараг тэг болж буурдаг. Хамгаалалтын энэ аргыг ихэвчлэн ярихдаа хэлдэг катодын хамгаалалт.

Хэрэв электродын потенциал багатай тодорхой хэмжээний бодис (жишээлбэл, төмрийг хамгаалах цайр эсвэл магни) зэврэлт үүсэх магадлалтай цэг дээр байрлуулсан бол исэлдэлтийн урвал үүснэ. Энэ нэмэлтийн хооронд сайн цахилгаан холбоог хангах ёстой хамгаалалтын анод(тахилын анод) болон хамгаалагдсан металл. Хоолой яагаад цайрдсан болохыг та тааварласан уу? Дээврийн зориулалттай төмөр хавтанг яах вэ? Мэдээжийн хэрэг, хамгаалалтын анод бүрэн уусах үед бүх зүйл ердийнхөөрөө явах болно.

Доод идэвхгүй хамгаалалтгальваник хэлхээ үүсэхээс сэргийлэхийн тулд хамгаалагдсан дээжийг диэлектрикээр бүрэхийг ойлгох. Жишээлбэл, та металл хийцийг тосон будгаар будаж болно.

Хүснэгт. Зарим бодисын стандарт электродын потенциал: