26) Химические источники тока «Сухие» элементы, аккумуляторы, топливные элементы.

Химические источники тока, устройства, вырабатывающие электрическую энергию за счёт прямого преобразования химической энергии окислительно-восстановительных реакций. Первые Х. и. т. созданы в 19 в. (Вольтов столб, 1800; элемент Даниела — Якоби, 1836; Лекланше элемент, 1865, и др.). До 60-х гг. 19 в. Х. и. т. были единственными источниками электроэнергии для питания электрических приборов и для лабораторных исследований. Основу Х. и. т. составляют два электрода (один — содержащий окислитель, другой — восстановитель), контактирующие с электролитом. Между электродами устанавливается разность потенциалов — электродвижущая сила (эдс), соответствующая свободной энергии окислительно-восстановительной реакции. Действие Х. и. т. основано на протекании при замкнутой внешней цепи пространственно разделённых процессов: на отрицательном электроде восстановитель окисляется, образующиеся свободные электроны переходят по внешней цепи (создавая разрядный ток) к положительному электроду, где участвуют в реакции восстановления окислителя.

В зависимости от эксплуатационных особенностей и от электрохимической системы (совокупности реагентов и электролита) Х. и. т. делятся на гальванические элементы (обычно называются просто элементами), которые, как правило, после израсходования реагентов (после разрядки) становятся неработоспособными, и аккумуляторы, в которых реагенты регенерируются при зарядке — пропускании тока от внешнего источника (см. Зарядное устройство). Такое деление условно, т.к. некоторые элементы могут быть частично заряжены. К важным и перспективным Х. и. т. относятся топливные элементы (электрохимические генераторы), способные длительно непрерывно работать за счёт постоянного подвода к электродам новых порций реагентов и отвода продуктов реакции. Конструкция резервных химических источников тока позволяет сохранять их в неактивном состоянии 10—15 лет (см. также Источники тока).

27) Кинетика электродных процессов при электролизе. Явление поляризации, перенапряжение. Потенциал разложения. Электролиз – это окислительно-восстановительная реакция, протекающая на электродах под действием электрического тока.

Впервые предложен механизм электродных процессов электролиза расплава KF.

nHF, сопровождающийся одновременным про-

теканием на катоде нескольких реакций. Сначала идет разряд ионов H+

или ионов (HF)nH+

, а затем, после достижения соответ-

ствующего напряжения, в выделении водорода участвуют ионы K+

. Основной результат электролиза обеспечивается окислени-

ем на аноде ионов (HF)nF−

до молекулярного фтора, а на катоде − восстановление ионного комплекса K+

(HF)nF−

с выделением

молекулярного водорода. Механизм обоснован термодинамическим анализом возможных суммарных электрохимических ре-

акций, подтверждается теоретическими представлениями об электропроводности электролитов и объясняет аномальные явле-

ния электролиза расплава KF.

nHF. Расчетные значения равновесных напряжений наиболее вероятных суммарных электродных

реакций, обеспечивающих основной результат электролиза расплава KF.

nHF, равны 3,51 В для KF.

2HF при 363 К и 3,13 В для

KF.

HF при 523 К

28) Электролиз солей с растворимым и нерастворимым анодом.

При электролизе растворов солей , содержащих ионы , расположенные в ряду напряжений левее Аl3+, на катоде выделяется водород; если ион расположен правее водорода, то выделяется металл.

При электролизе растворов солей, содержащих ионы, расположенные между Аl3+ и Н+ на катоде могут протекать конкурирующие процессы как восстановления катионов, так и выделения водорода. При электролизе водного раствора соли активного металла кислородсодержащей кислоты (например, КNО3) ни катионы металла, ни ионы кислотного остатка не разряжаются. На катоде выделяется водород, а на аноде — кислород, и электролиз раствора нитрата калия сводится к электролитическому разложению воды.

Отметим, что электролиз растворов электролитов проводить энергетически выгоднее, чем расплавов, так как электролиты плавятся при очень высоких температурах.