7. Аккумуляторы.

Аккумуляторами (11.10) — называются обратимые гальванические элементы многоразового действия. При пропускании через них электрического тока (зарядке) они накапливают химическую энергию, которую потом при их работе (разрядке) отдают потребителю в виде электрической энергии. Наиболее распространены два вида аккумуляторов:

• кислотный (свинцовый)

• щелочные.

Анод заряженного свинцового аккумулятора состоит из свинца, катод — из диоксида свинца. Металлический тип проводимости PbO₂ делает его пригодным для работы в качестве электрода. Электролитом служит раствор H₂SO₄ (32–39 %), в котором PbSO₄ и PbO₂ малорастворимые.

Схему аккумулятора можно изобразить так:

Анодный процесс работающего аккумулятора

катодный процесс:

Таким образом, в свинцовом аккумуляторе осуществляется реакция

При зарядке протекает обратная реакция и электроды меняют свои функции: катод становится анодом, а анод – катодом. ЭДС свинцового аккумулятора зависит от отношения активности кислоты и воды:

В процессе работы аккумулятора концентрация кислоты падает, а следовательно, падает и ЭДС. Когда ЭДС достигает 1,85 В, аккумулятор считается разрядившимся. При более низкой ЭДС пластины покрываются тонким слоем PbSO₄ и и аккумулятор разряжается необратимо. Во избежание этого аккумулятор периодически подзаряжают.

В заряженном щелочном железо-никелевом аккумуляторе анодом служит железо, катодом – гидроксид никеля (III), электролит – 20%-й раствор KOH:

При работе аккумулятора на аноде происходит окисление железа:

Fe – 2e¯+ 2OH¯= Fe(OH)₂

на катоде – восстановление гидроксида никеля (III):

2Ni(OH)₃ + 2e¯= 2 Ni(OH)₂ + 2 OH¯

Суммарная активность процесса:

Fe + 2Ni(OH)₃ Fe(OH)₂ + 2 Ni (OH)₂

В уравнении Нернста для данного аккумулятора под знаком логарифма стоят не концентрации, а произведения растворимости ПР участвующих в этой реакции труднорастворимых веществ:

ЭДС щелочного аккумулятора не зависит от концентрации щелочи, поскольку в выражение под знаком логарифма входят постоянные величины.

Аналогично работают щелочные кадмий-никелевый и серебряно-цинковый аккумуляторы:

Cd + 2Ni(OH)₃ = Cd(OH)₂+2Ni(OH)₂

Zn + 2AgOH = Zn(OH)₂ + 2Ag

Тема 12 Коррозия металлов. Методы защиты металлов от коррозии

Ключевые слова

12.1.л Коррозия

12.2.л Химическая коррозия

12.3 л Электрохимическая коррозия

12.4 л. Гальванический элемент

12.5 л Методы защиты металлов от коррозии

12.6 л. Электродные потенциалы

12.7 л Электродвижущая сила

12.8 л. Стандартные электродные потенциалы

12.9 л Активаторы коррозии

12.10 л Ингибиторы коррозии

Структура темы

1. Теоретический материал

1. Основные понятия темы

2. Методика составления схемы гальванического элемента

3. Методика расчета электродных потенциалов

1.Теоретический материал

1.1 Осноовные понятия темы

Металлические материалы – металлы и сплавы на основе металлов, - разрушаются под действием воздуха, воды, различных других веществ. Разрушение металлов (или их сплавов) под воздействием окружающих условий, при котором они теряют присущие им свойства, называется коррозией (12.1 л.). различают два основных типа коррозии: химическую (12.2 л.) и электрохимическую (12.3 л.).

Химическая коррозия (12.2 л.) имеет окислительно-восстановительный характер и происходит в результате взаимодействия металла с разрушающим его веществом, например с кислородом воздуха, водой, сероводородом, сернистым газом (особенно при высоких температурах).

Электрохимическая коррозия (12.3 л.) возникает при контакте двух металлов посредством раствора электролита – в этом случае образуется гальванический элемент (12.4 л.), электродами которого и являются металлы, находящиеся в растворе электролита.

Электрохимическая коррозия протекает как в присутствии сильных, так и слабых электролитов, однако в присутствии сильных электролитов скорость коррозии выше. Например, корродирующее действие воды как электролита усиливается, если в ней присутствуют газы CO₂, SO₂.

При рН ≈ 7 электродный потенциал ионов Н⁺(Н₃О⁺) составляет –0,41 В. таким образом вода способна окислять металлы, у которых Е^о меньше этой величины:

Реакция на анодном участке: Ме^о – nē  Me ⁿ⁺

Реакция на катодном участке: 2Н₂О + 2ē  Н₂ + 2ОН^–

Наиболее часто при коррозии наблюдается ионизация кислорода и восстановление ионов водорода.

Коррозия с участием кислорода (атмосферная) называется коррозией с поглощением кислорода или коррозией с кислородной деполяризацией:

Реакция на анодном участке: Ме^о – nē  Me ⁿ⁺

Реакция на катодном участке: О₂ + 2Н₂О + 4ē 4ОН^–.

Коррозия с участием ионов водорода обычно в кислой среде (рН < 7) называется коррозией с поглощением водорода или коррозией с водородной деполяризацией:

Реакция на анодном участке: Ме^о – nē  Me ⁿ⁺

Реакция на катодном участке: 2Н⁺ + 2ēН₂↑

Коррозию (12.1 л) металлов можно затормозить изменением потенциала металла, пассивированием металла, снижением концентрации окислителя, изоляцией поверхности металла и т.д. В настоящее время применяются следующие основные методы защиты (12.5 л.) от коррозии:

1. Поверхностное покрытие металлов, которое изолирует металл от внешней среды. Покрытия могут быть металлические (цинк, медь, никель, хром) и неметаллические (лаки, краски, эмали). Примером защиты железа от коррозии может служить широко применяемое покрытие его цинком (оцинкованное железо). Хорошей заменой железа является его покрытие никелем или хромом.

При покрытии железа менее активным металлом, например оловом или медью, при нарушении покрытия коррозии подвергается железо.

2. Создание сплавов, стойких к коррозии – введение в состав стали хрома, марганца, никеля дает возможность получить нержавеющую сталь.

3. Электрохимическая защита.

4. Изменение свойств коррозионной среды.