Chimie curs 10

UNIVERSITATEA TRANSILVANIA BRAŞOV

Celule galvanice

Curs 10

CHIMIE

UNIVERSITATEA TRANSILVANIA BRAŞOV Chimie – Curs 10

2

Obiective Definirea surselor chimice de curent

electric Clasificarea surselor chimice de

curent electric Simbolizarea unei pile, redarea prin

ecuatii chimice procesele care au loc in timpul functionarii unor pile (REMA)


3

Conversia electrochimică a energiei

Un electrod este un conductor de ordinul I, electronic (metal, grafit) aflat în contact cu un conductor de ordinul II, ionic (soluţie sau topitură de electroliţi).

La interfaţa conductor electronic/conductor ionic au loc reacţii cu transfer de electroni care pot fi reacţii de oxidare sau reacţii de reducere.

M - conductorul electronic;Mz+ - soluţie de sare


4

Electronii nu pot exista liberi în soluţii de aceea în urma acestor reacţii, pe suprafaţa metalului apar sarcini electrice.

Datorită atracţiei electrostatice în apropierea suprafeţei se vor afla particule încărcate electric (ioni), cu sarcini de semn contrar, realizând o interfaţă cu sarcini electrice separate numită strat dublu electric.

Stratul dublu electric are, simplist vorbind, structura unui condensator şi este caracterizat de o diferenţă de potenţial numită potenţial de electrod.

Dacă reacţia desfăşurată pe electrod este o oxidare, potenţialul se numeşte potenţial de oxidare, Eox, iar o reacţie de reducere este caracterizată de un potenţial de reducere, Ered.

Reacţii de electrod


5

sisteme în care reacţiile de la electrozi au loc spontan, când aceştia sunt reuniţi printr-un circuit exterior (consumator).

sisteme producătoare de energie electrică

Componente: 2 electrozi (doua semicelule);

anodul (polul negativ) - procese de oxidare catodul (polul pozitiv) - procese de reducere.

punte de sare; voltmetru; conductor metalic exterior;

Celule galvanice (Pilele electrochimice)


6

Potenţialul unui electrod nu se poate determina în valoare absolută, ci doar relativ la un alt electrod cu care alcătuieşte o pilă.

Convenţional, se determină potenţialul electrozilor relativ la electrodul standard de hidrogen, ESH, pentru care se consideră Eox = Ered = 0 V.

Un ESH este un electrod alcătuit dintr-o placă de platină pe care se barbotează hidrogen la 1atm, tot sistemul fiind imersat într-o soluţie de acid clorhidric cu concentraţia protonilor (H+) 1m, la temperatura de 25oC (298 K).


7

Metalele care funcţionează ca anod într-o pilă având catodul ESH sunt metale active.

Metalele care sunt catod într-o pilă având anodul ESH sunt metale pasive sau metale nobile.

Orice electrod poate funcţiona într-o pilă fie ca anod fie ca şi catod, în funcţie de electrodul partener;

pentru un electrod dat Eox = -Ered


8

Potenţialul unui electrod, măsurat la 298 K, pentru care concentraţia speciilor ionice este unitară, se numeşte potenţial standard de electrod, E0.

Uzual se caracterizează un electrod prin potenţialul său de reducere. Reactivitatea unui metal (sau a unei specii ionice) poate fi apreciată prin potenţialele standard de reducere, Ered0.

metalele active au potenţiale standard de reducere negative;

metalele pasive au potenţiale standard de reducere pozitive.


9

Într-o celulă galvanică specia care are potenţialul de reducere mai mic se oxidează la anod, iar cea cu potenţialul de reducere mai mare se reduce la catod, deci:

Eredanod < Eredcatod sau E (-) < E (+)

Convenţional, o pilă se simbolizează descriindu-

se lanţul electrochimic:

anod / electrolit / catod sau: anod / electrolit anodic // electrolit catodic / catod


10

Presupunem că o pilă funcţionează după următorul lanţ electrochimic, producând o diferenţă de potenţial teoretică, E:

(-) M1 / M1

z1+ // M2z2+ / M2 (+)

cu: EM1 < EM2 şi E = E(+) - E(-)

Potenţialului E, întotdeauna pozitiv, se numeşte forţă electromotoare, f.e.m., şi se exprimă în volţi.

(-) M1 M1z1+ + z1e-

(+) M2z2+ + z2e- M2

REMA: M1 + M2z2+ M1

z1+ + M2


11

Clasificarea pilelor Pilele se clasifică în trei categorii:

pile primare în care producerea de energie se realizează pe seama reactanţilor, existenţi în pilă în cantităţi limitate şi care nu se pot regenera prin electroliză.

pile secundare sau acumulatori în care reactanţii, aflaţi în cantitate limitată în pilă se pot regenera prin electroliză.

pile de combustie alimentate continuu cu reactanţi în timpul funcţionării.


12

Pile primare reprezintă prima sursă de

energie electrică prin lanţul electrochimic propus de Volta:(-) Zn / H2SO4 / Cu (+)

pila Daniel - Jacobi:(-) Zn / ZnSO4 / CuSO4 / Cu

(+).

Dezavantaje: au un timp de viaţă scurt

datorat consumării rapide a anodului,

sunt dificil de manevrat (electrolitul este lichid)

Avantaje: au posibilitatea practică

de realizare a unui dispozitiv care să producă curent electric pe baza unei reacţii chimice.


13

Pile primare uscatePila Léclanché (bateria de buzunar)

(-) Zn / ZnCl2, NH4Cl / MnO2 - C (+)electrolit: NH4Cl = NH4+ + Cl-

A(-) Zn0 = Zn2+ + 2e-

Zn2+ + 2Cl- = ZnCl2 şi ZnCl2 + 2NH4+ = [Zn(NH3)2]Cl2 + 2H+

K(+) 2MnO2 + 2H+ + 2e- = 2MnOOH şi 2MnOOH = Mn2O3 + H2O

REMA: Zn + 2NH4Cl + 2MnO2 = Mn2O3 + [Zn(NH3)2]Cl2 + H2O

dezavantaj principal faptul că în timpul funcţionării produce apă, care diluează în timp electrolitul, iar bateria va "curge" pentru că nu este perfect etanşă.


14

Bateriile alcaline cu oxid de mercur (bateriile Malory)

(-) Zn / KOH / HgO - C (+)Reacţiile de electrod sunt: A(-) Zn0 = Zn2+ + 2e-

K(+) 2HgO + H2O + 2e- = 2Hg + 2HO-

In electrolit: Zn2+ + 2HO- = Zn(OH)2 + ZnO + H2OREMA: 2HgO + Zn Hg + ZnO


15

Acumulatori sunt celule galvanice care după ce funcţionează ca o pilă la descărcare se pot regenera prin electroliză la încărcare.

Pentru a putea fi folosiţi în practică, acumulatorii trebuie să îndeplinească anumite condiţii:

reacţia de bază trebuie să fie rapidă; conductivitatea electrică a reactanţilor trebuie să fie

suficient de mare pentru a limita pierderile de energie în interiorul acumulatorului;

reacţia electrochimică trebuie să fie reversibilă; acumulatorul trebuie să rămână funcţional atât la livrare

continuă de energie cât şi la funcţionare în şocuri; procedeul de "încărcare", electroliza, trebuie să dureze

puţin; numărul de cicluri încărcare - descărcare suportat de

acumulator trebuie să fie foarte mare (timp de viaţă lung); să fie făcut din materiale convenabile din punct de vedre

economic.


16

Acumulatorul cu plumb sau acumulatorul acid

1. carcasă

2. electrolit

3. separator

4. placă de plumb

5. PbO2 / Pb6. ştuţuri de

umplere

(-) Pb / PbSO4, H2SO4 / PbO2-Pb (+) Reacţiile care au loc la electrozi în timpul descărcării

sunt: 2H2SO4 = 2H+ + 2HSO4

-

(-) Pb + HSO4- = PbSO4 + H+ + 2e-

(+) PbO2 + 3H+ + HSO4- + 2e- = PbSO4 + 2H2O

REMA: Pb + PbO2 + 2H2SO4 2PbSO4 + 2H2O


17

În acumulator sunt posibile reacţii paralele care duc la autodescărcarea lui, cum ar fi:

(-) Pb + 2H+ = Pb2+ + H2 (+)

Pb + HSO4- = PbSO4 + H+ + 2e-

PbO2 + HSO4- + 3H+ + 2e- = PbSO4 + 2H2O

PbO2 + Pb + 2HSO4- + 2H+ = 2PbSO4 + H2O


18

Ce sunt celulele galvanice? O celula galvanica este alcatuita

dintr-un electrod de aluminiu si unul de plumb. Simbolizati pila, scrieti reactiile care au loc la electrozi si calculati tensiunea electromotoare (E) generata de pila.

TEMA 10

Chimie curs 10

Documents

Transcript of Chimie curs 10