11.3 Хімічні джерела електричної енергії

Хімічні джерела електричної енергії застосовують в сучасній техніці, як автономні джерела електричного струму. Усі вони поділяються на три групи.

Джерела одноразового користування – елементи.

Найбільш поширеними з них є манган-цинкові «сухі елементи»:

(–) ZnlNH₄CllMnO₂,С (+).

Негативний електрод – цинк, позитивний – графіт, запресований в порошкоподібний MnO₂. Електроліт – амоній хлорид, загущений крохмалем. ЕРС елементу сягає 1,5 В. Елементи відрізняється достатньо високою ємністю – кількістю електрики, що віддається при їх розряді до кінцевої робочої напруги.

Джерела багаторазового користування – акумулятори.

Акумулятори – джерела електричної енергії, які після застосування (розряду) можна повернути у вихідний стан дією зовнішнього джерела енергії. Струм при цьому подається в напрямку, протилежному струму розряду. Найбільш сучасними на цей час є лужні акумулятори. В срібно-цинковому акумуляторі негативний електрод – цинк, позитивний – срібна пластина, покрита оксидом, електроліт – КОН:

(–) Zn l КОН ll Ag₂O,Ag (+).

В акумуляторі перебігають такі реакції:

Zn + Ag₂O  ZnO + 2Ag – розряд;

ZnO + 2Ag  Zn + Ag₂O – заряд.

Срібно-цинкові акумулятори відрізняються високою питомою енергією і довгим строком служби, який складає десятки тисяч циклів розряд-заряд.

Джерела безперервної дії – паливні елементи.

Паливні елементи генерують електричну енергію за рахунок окиснення киснем дешевих компонентів (природного газу або водню), які безперервно подаються в ці пристрої. У воднево-кисневому елементі електроди виготовляють з нікелю, активованого платиною. Електролітом є NаОН.

На водневому електроді відбувається реакція: 2Н₂ + 4ОН^– – 4е = 4Н₂О.

На кисневому електроді відбувається реакція: О₂ + 4Н₂О + 4е = 4ОН^–.

Сумарна реакція: 2Н₂ + О₂ = 2Н₂О.

Воднево-кисневі електрохімічні генератори успішно працюють на космічних станціях, де крім електричної енергії вони виробляють ще й воду.

Лекція № 12. Основні положення формальної кінетики

План лекції

1. Швидкість хімічних реакцій. Закон дії мас.

2. Кінетична класифікація хімічних реакцій.

3. Кінетичні рівняння хімічних реакцій І-го і ІІ-го порядків.

4. Методи визначення порядку реакції.

Рекомендована література: [1]С.68-71,[2]С.14-21,[3]С.456-465,[4]С.61-67,[5]С.37-45.

12.1 Швидкість хімічних реакцій

Швидкість хімічної реакції визначається за зміною концентрації реагентів або продуктів реакції за одиницю часу.

(12.1)

Швидкість хімічної реакції залежить від: концентрації реагуючих речовин; умов перебігу реакції (температури, тиску); природи реагентів (їх хімічної будови, агрегатного стану, структури поверхні тощо); наявності каталізаторів або інгібіторів.

Речовини можуть взаємодіяти між собою тільки в разі, коли їх часточки (атоми, молекули або іони) достатньо зблизяться в якійсь точці простору. Тому швидкість хімічних реакцій пропорційна числу зіткнень, яких зазнають часточки реагуючих речовин, тобто пропорційно їх концентрації. Залежність швидкості хімічних реакцій від концентрації реагуючих речовин підлягає закону дії мас: «Швидкість хімічної реакції пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин, зведених у ступені, що дорівнюють їх стехіометричним коефіцієнтам».

Так, для абстрактної реакції:

aA + bB → dD + rR (12.2)

швидкість хімічної реакції розраховують за рівнянням:

, (12.3)

де С_А і С_В – концентрації вихідних речовин; k – константа швидкості реакції.

Константа швидкості хімічної реакції – це фізична величина, яка дорівнює швидкості реакції, за умови, що концентрації всіх реагентів дорівнюють 1 моль/л. Константа швидкості реакції – основна кінетична характеристика реакцій, оскільки вона не залежить від концентрації реагентів.

Швидкість хімічних реакцій здебільшого зростає з підвищенням температури. Залежність швидкості хімічних реакцій від температури встановив голландський вчений Вант-Гофф:"При підвищенні температури на кожні 10 градусів швидкість реакцій зростає в 2...4 рази". Правило Вант-Гоффа носить виключно емпіричний характер і виконується в інтервалі температур 0...100 ⁰С.

Теоретичну залежність швидкості хімічних реакцій від температури виражає рівняння Арреніуса:

, (12.4)

де k – константа швидкості реакції; B – коефіцієнт пропорційності; Е_a – енергія активації, Дж; R – універсальна газова стала, 8,31 ДжмольК; Т – температура, К.

Енергія активації – це мінімальна енергія, яку необхідно надати молекулам, щоб зробити їх активними, тобто здатними вступати в хімічну реакцію. Чим менша енергія активації, тим більше швидкість хімічної реакції.