Ministeriet för utbildning och vetenskap i Ryska federationen

National Research Nuclear University "MEPhI"

Balakovo Engineering and Technology Institute

GALVANISKA CELLER

Riktlinjer

på kursen "Kemi"

alla former av utbildning

Balakovo 2014

Syfte med arbetet: att studera principen för drift av galvaniska celler.

GRUNDBEgrepp

ELEKTROKEMISKA PROCESSER VID FASGRÄNSEN

Atomjoner är belägna på platserna för metallkristallgitter. När en metall nedsänks i en lösning börjar en komplex interaktion av ytmetalljoner med polära lösningsmedelsmolekyler. Som ett resultat oxideras metallen och dess hydratiserade (solvatiserade) joner går i lösning och lämnar elektroner i metallen:

Me + mH 2 O Me(H 2 O) + ne -

Metallen laddas negativt och lösningen laddas positivt. Elektrostatisk attraktion uppstår mellan dem som har förvandlats till vätska av hydratiserade katjoner och metallytan och vid metall-lösningsgränssnittet bildas ett dubbelt elektriskt skikt, kännetecknat av en viss potentialskillnad - elektrodpotential.

Ris. 1 Elektriskt dubbelskikt vid metalllösningsgränssnittet

Tillsammans med denna reaktion sker en omvänd reaktion - reduktionen av metalljoner till atomer.

Jag (H2O) + nej
Jag + m H 2 O -

Vid ett visst värde på elektrodpotentialen upprättas jämvikt:

Me + mH2O
Jag (H2O) + ne -

För enkelhetens skull ingår inte vatten i reaktionsekvationen:

Meh
Jag 2+ +ne -

Potentialen som etableras under jämviktsförhållanden för elektrodreaktionen kallas jämviktselektrodpotentialen.

GALVANISKA CELLER

Galvaniska celler– kemiska källor för elektrisk energi. De är system som består av två elektroder (ledare av den första typen) nedsänkta i lösningar av elektrolyter (ledare av den andra typen).

Elektrisk energi i galvaniska celler erhålls genom redoxprocessen, förutsatt att oxidationsreaktionen utförs separat på en elektrod och reduktionsreaktionen på den andra. Till exempel, när zink nedsänks i en kopparsulfatlösning, oxideras zinken och kopparn reduceras

Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4

Zno +Cu2+ =Cuo +Zn2+

Det är möjligt att utföra denna reaktion så att oxidations- och reduktionsprocesserna är rumsligt separerade; då kommer övergången av elektroner från reduktionsmedlet till oxidationsmedlet inte att ske direkt, utan genom en elektrisk krets. I fig. Figur 2 visar ett diagram av en Daniel-Jacobi galvanisk cell, elektroderna är nedsänkta i saltlösningar och är i ett tillstånd av elektrisk jämvikt med lösningarna. Zink, som en mer aktiv metall, skickar in fler joner i lösningen än koppar, vilket gör att zinkelektroden, på grund av de kvarvarande elektronerna på den, laddas mer negativt än kopparn. Lösningarna separeras av en skiljevägg som är genomsläpplig endast för joner i ett elektriskt fält. Om elektroderna är anslutna till varandra med en ledare (koppartråd) kommer elektroner från zinkelektroden, där det finns fler av dem, att strömma genom den externa kretsen till kopparn. Ett kontinuerligt flöde av elektroner uppträder - en elektrisk ström. Som ett resultat av avgången av elektroner från zinkelektroden börjar Zn passera in i lösning i form av joner, fylla på förlusten av elektroner och därigenom försöka återställa jämvikten.

Elektroden vid vilken oxidation sker kallas anoden. Elektroden vid vilken reduktion sker kallas katoden.

Anod (-) Katod (+)

Ris. 2. Diagram över en galvanisk cell

När ett koppar-zinkelement fungerar inträffar följande processer:

1) anodisk – zinkoxidationsprocess Zn 0 – 2e→Zn 2+;

2) katodisk – processen för reduktion av kopparjoner Cu 2+ + 2e→Cu 0 ;

3) rörelse av elektroner längs den externa kretsen;

4) rörelse av joner i lösning.

I det vänstra glaset saknas SO 4 2- anjoner, och i det högra glaset finns ett överskott. I den interna kretsen av en fungerande galvanisk cell observeras därför rörelsen av SO 4 2-joner från det högra glaset till vänster genom membranet.

När vi summerar elektrodreaktionerna får vi:

Zn + Cu2+ = Cu + Zn2+

Reaktioner sker vid elektroderna:

Zn+SO42- →Zn2+ +SO42- + 2e(anod)

Cu 2+ + 2e + SO 4 2- → Cu + SO 4 2- (katod)

Zn + CuSO 4 → Cu + ZnSO 4 (total reaktion)

Galvaniskt celldiagram: (-) Zn/ZnSO4 | |CuSO4 /Cu(+)

eller i jonform: (-) Zn/Zn 2+ | |Cu 2+ /Cu(+), där en vertikal linje anger gränssnittet mellan metallen och lösningen, och två linjer anger gränssnittet mellan två vätskefaser - en porös skiljevägg (eller ett anslutningsrör fyllt med en elektrolytlösning).

Maximalt elektriskt arbete (W) vid omvandling av en mol av ett ämne:

W=nF E, (1)

där ∆E är den galvaniska cellens emk;

F - Faraday-tal lika med 96500 C;

n är laddningen av metalljonen.

Den elektromotoriska kraften hos en galvanisk cell kan beräknas som potentialskillnaden mellan elektroderna som utgör den galvaniska cellen:

EMF = E-oxid. – E restore = E k – E a,

där EMF är elektromotorisk kraft;

E oxid. – elektrodpotential för den mindre aktiva metallen;

E restore - elektrodpotential för den mer aktiva metallen.

STANDARDELEKTRODPOTENTIALER FÖR METALLER

Det är omöjligt att direkt bestämma de absoluta värdena för elektrodpotentialerna för metaller, men skillnaden i elektrodpotentialer kan bestämmas. För att göra detta, hitta potentialskillnaden mellan elektroden som mäts och elektroden vars potential är känd. Oftast används en väteelektrod som referenselektrod. Därför mäts EMF för en galvanisk cell som består av test- och standardväteelektroden, vars elektrodpotential tas lika med noll. Kretsarna för galvaniska celler för att mäta metallpotential är följande:

H2, Pt|H + || Jag n + |Jag

Eftersom potentialen för väteelektroden är villkorligt lika med noll, kommer emk för det uppmätta elementet att vara lika med elektrodpotentialen för metallen.

Standardelektrodpotential för metallen kallas dess elektrodpotential, vilket uppstår när en metall nedsänks i en lösning av sin egen jon med en koncentration (eller aktivitet) lika med 1 mol/l, under standardförhållanden, mätt i jämförelse med en vanlig väteelektrod, potentialen för som vid 25°C konventionellt antas vara noll. Genom att ordna metaller i rad när deras standardelektrodpotentialer (E°) ökar får vi den så kallade spänningsserien.

Ju mer negativ potential Me/Me n+-systemet har, desto aktivare är metallen.

Elektrodpotentialen för en metall nedsänkt i en lösning av sitt eget salt vid rumstemperatur beror på koncentrationen av joner med samma namn och bestäms av Nernst-formeln:

, (2)

där E 0 – normal (standard) potential, V;

R – universell gaskonstant lika med 8,31 J (mol. K);

F – Faraday-nummer;

T - absolut temperatur, K;

C är koncentrationen av metalljoner i lösning, mol/l.

Genom att ersätta värdena för R, F, standardtemperatur T = 298 0 K och omvandlingsfaktorn från naturliga logaritmer (2.303) till decimaler får vi en bekväm formel:

(3)

KONCENTRATION GALVANISKA CELLER

Galvaniska celler kan bestå av två elektroder av exakt samma natur, nedsänkta i lösningar av samma elektrolyt, men med olika koncentrationer. Sådana element kallas koncentrationselement, till exempel:

(-)Ag | AgNO 3 || AgNO 3 | Ag(+)

I koncentrationskretsar för båda elektroderna är värdena på n och E 0 desamma, därför kan du använda för att beräkna EMF för ett sådant element

, (4)

där C1 är elektrolytkoncentrationen i en mer utspädd lösning;

C 2 - elektrolytkoncentration i en mer koncentrerad lösning

POLARISERING AV ELEKTRODER

Jämviktselektrodpotentialer kan bestämmas i frånvaro av ström i kretsen. Polarisering- förändring i elektrodpotential vid passering elström.

E = E i - E p , (5)

där E är polarisation;

Ei är elektrodens potential under passagen av elektrisk ström;

E p - jämviktspotential.

Polarisering kan vara katodisk E K (vid katoden) och anodisk E A (vid anoden).

Polarisering kan vara: 1) elektrokemisk; 2) kemikalie.

ARBETSSÄKERHETSKRAV

1. Försök med obehagligt luktande och giftiga ämnen ska utföras i dragskåp.

2. När du känner igen att gasen frigörs av lukt, bör du rikta strömmen med handrörelser från kärlet mot dig själv.

3. När du utför experimentet måste du se till att reagenserna inte kommer i ansiktet, kläderna eller någon som står bredvid dig.

4. När du värmer upp vätskor, särskilt syror och alkalier, håll provröret med öppningen bort från dig. 5. När du späder svavelsyra bör du inte tillsätta vatten till syran du bör hälla syran försiktigt, i små portioner kallt vatten

under omrörning av lösningen.

6. Efter avslutat arbete, tvätta händerna noggrant.

7. Det rekommenderas att hälla förbrukade lösningar av syror och alkalier i speciellt förberedda behållare.

8. Alla flaskor med reagens måste stängas med lämpliga proppar.

9. Reagenser som finns kvar efter arbetet ska inte hällas ut eller hällas i reagensflaskor (för att undvika kontaminering).

Arbetsorder

Uppgift 1

FORSKNING AV METALLER AKTIVITET

Instrument och reagens: zink, granulerat; kopparsulfat CuS04, 0,1 N lösning; provrör

Doppa en bit granulerad zink i en 0,1 N lösning av kopparsulfat. Låt den stå tyst på stativet och se vad som händer. Skriv en ekvation för reaktionen. Avgör vilken metall som kan tas som anod och vilken som katod för nästa experiment.

Uppgift 2

GALVANISK CELL

Häll upp till ¾ av volymen av en 1 M metallsaltlösning, som är anoden, i ett glas och samma volym av en 1 M metallsaltlösning, som är katoden, i det andra glaset. Fyll det U-formade röret med koncentrerad KCl-lösning. Täck rörets ändar med tjocka bitar av bomullsull och sänk ner dem i båda glasen så att de sänks ned i de beredda lösningarna. Placera en metallanodplatta i ett glas och en metallkatodplatta i ett annat; montera en galvanisk cell med en galvanometer. Stäng kretsen och markera strömriktningen med hjälp av en galvanometer.

Rita ett diagram över en galvanisk cell.

Skriv elektroniska ekvationer för reaktionerna som sker vid anoden och katoden i denna galvaniska cell. Beräkna EMF.

Uppgift 3

BESTÄMNING AV EN ANOD FRÅN EN SPECIFICERAD UPPSÄTTNING PLATOR

Instrument och reagens: Zn, Cu, Fe, Al – metaller;

zinksulfat, ZnS04, 1 M lösning; kopparsulfat CuSO4, 1 M lösning; aluminiumsulfat Al 2 (SO 4) 3 1 M lösning; järnsulfatFeSO4, 1 M lösning; kaliumklorid KCl, koncentrerad lösning; glasögon; U-formad tub, bomullsull.

Sminka galvaniska par:

Zn/ZnSO4 ||FeSO4/Fe

Zn/ZnSO4 || CuSO4/Cu

Al/Al2(SO4)3 || ZnSO4/Zn

Från den angivna uppsättningen plattor och lösningar av salter av dessa metaller, montera en galvanisk cell i vilken zink skulle vara katoden (uppgift 2).

Skriv elektroniska ekvationer för reaktionerna som sker vid anoden och katoden av den monterade galvaniska cellen.

Skriv redoxreaktionen som ligger till grund för denna galvaniska cells funktion. Beräkna EMF.

RAPPORTENS FORMULERING

Laboratoriejournalen fylls i under laborationslektionerna allt eftersom arbetet avslutas och innehåller:

datum för slutförande av arbetet; Namn laboratoriearbete

och hennes nummer;

namnet på experimentet och syftet med dess genomförande;

observationer, reaktionsekvationer, enhetsdiagram;

testfrågor och uppgifter om ämnet.

KONTROLLUPPGIFTER

1.Vilka av följande reaktioner är möjliga? Skriv reaktionsekvationer i molekylär form och skapa elektroniska ekvationer för dem:

Zn(NO3)2 + Cu →

Zn(NO3)2 + Mg →

2. Rita diagram över galvaniska celler för att bestämma de normala elektrodpotentialerna för Al/Al 3+ , Cu/Cu 2+ parat med en normal väteelektrod.

3. Beräkna den galvaniska cellens emk

Zn/ZnS04 (1 M)| |CuSO 4 (2M)

4. Kemiskt ren zink reagerar nästan inte med saltsyra. När blynitrat tillsätts till syra sker partiell utveckling av väte. Förklara dessa fenomen. Skriv ner ekvationer för de reaktioner som uppstår.

5. Koppar är i kontakt med nickel och nedsänkt i en utspädd lösning av svavelsyra, vilken process sker vid anoden?

6. Rita ett diagram över en galvanisk cell, som är baserad på en reaktion som fortskrider enligt ekvationen: Ni+Pb(NO 3) 2 =Ni(NO 3) 2 +Pb

7. En manganelektrod i en lösning av sitt salt har en potential på 1,2313 V. Beräkna koncentrationen av Mn 2+-joner i mol/l.

Avsatt tid för laborationer

Litteratur

Main

1. Glinka. N.A. Allmän kemi: lärobok. handbok för universitet. – M.: Integral – Press, 2005. – 728 sid.

2. Korzhukov N. G. Allmän och oorganisk kemi. – M.: MISIS;

INFRA-M, 2004. – 512 sid.

Ytterligare

3. Frolov V.V. Kemi: lärobok. bidrag till högskolor. – M.: Högre. skola, 2002. –

4. Korovin N.V.. Allmän kemi: en lärobok för teknik. riktning och speciell universitet – M.: Högre. skola, 2002.–559 s.: ill..

4. Akhmatov N.S. Allmän och oorganisk kemi: en lärobok för universitet. - 4:e uppl., korrigerad - M.: Högre. skola, 2002. –743 sid.

5. Glinka N.A. Allmänna kemiuppgifter och övningar. – M.: Integral –Press, 2001. – 240 sid.

6. Metelsky A.V. Kemi i frågor och svar: en uppslagsbok. – Mn.: Bel.En., 2003. – 544 sid.

galvaniska celler

Riktlinjer

att utföra laboratoriearbete

på kursen "Kemi"

för studenter inom tekniska områden och specialiteter,

"Allmän och oorganisk kemi"

för studenter i riktningen "Kemisk teknik"

alla former av utbildning

Sammanställt av: Sinitsyna Irina Nikolaevna

Timoshina Nina Mikhailovna

För att rita ett diagram över en galvanisk cell är det nödvändigt att förstå principen för dess funktion och strukturella egenskaper.

Konsumenter uppmärksammar sällan batterier och uppladdningsbara batterier, även om dessa är de mest populära strömkällorna.

Kemiska strömkällor

Vad är en galvanisk cell? Dess krets är baserad på en elektrolyt. Anordningen inkluderar en liten behållare som innehåller elektrolyten, som adsorberas av separatormaterialet. Dessutom antar diagrammet över två galvaniska celler närvaron av Vad heter en sådan galvanisk cell? Schemat som kopplar samman två metaller förutsätter närvaron av en oxidations-reduktionsreaktion.

Den enklaste galvaniska cellen

Det involverar närvaron av två plattor eller stavar gjorda av olika metaller, som är nedsänkta i en lösning av en stark elektrolyt. Under driften av denna galvaniska cell sker en oxidationsprocess vid anoden, associerad med frisättning av elektroner.

Vid katoden - reduktion, åtföljd av acceptans av negativa partiklar. Elektroner överförs genom den externa kretsen till oxidationsmedlet från reduktionsmedlet.

Exempel på en galvanisk cell

För att skapa elektroniska kretsar av galvaniska celler är det nödvändigt att känna till värdet på deras standardelektrodpotential. Låt oss analysera en variant av en galvanisk koppar-zinkcell som fungerar på basis av den energi som frigörs under interaktionen mellan kopparsulfat och zink.

Denna galvaniska cell, vars diagram kommer att ges nedan, kallas ett Jacobi-Daniel-element. Det inkluderar som är nedsänkt i en lösning kopparsulfat(kopparelektrod), och den består också av en zinkplatta placerad i en lösning av dess sulfat (zinkelektrod). Lösningarna kommer i kontakt med varandra, men för att förhindra att de blandas använder elementet en skiljevägg av poröst material.

Funktionsprincip

Hur fungerar en galvanisk cell, vars krets är Zn ½ ZnSO4 ½½ CuSO4 ½ Cu? Under dess drift, när den elektriska kretsen är stängd, inträffar processen för oxidation av metallisk zink.

På dess kontaktyta med saltlösningen observeras omvandlingen av atomer till Zn2+-katjoner. Processen åtföljs av frigörandet av "fria" elektroner, som rör sig längs den externa kretsen.

Reaktionen som inträffar vid zinkelektroden kan representeras enligt följande:

Reduktionen av metallkatjoner utförs på en kopparelektrod. Negativa partiklar som kommer in här från zinkelektroden kombineras med kopparkatjoner och fäller ut dem i form av metall. Denna process ser ut så här:

Om vi ​​summerar de två reaktionerna som diskuterats ovan får vi en sammanfattande ekvation som beskriver funktionen hos en galvanisk zink-kopparcell.

Zinkelektroden fungerar som anod och koppar fungerar som katod. Moderna galvaniska celler och batterier kräver användning av en enda elektrolytlösning, vilket utökar tillämpningsområdet och gör deras drift mer bekväm och bekväm.

Typer av galvaniska celler

De vanligaste är kol-zink-element. De använder en passiv kolströmavtagare i kontakt med anoden, som är manganoxid (4). Elektrolyten är ammoniumklorid, som används i pastaform.

Det sprids inte, varför själva galvaniska cellen kallas torr. Dess funktion är förmågan att "återhämta sig" under drift, vilket har en positiv effekt på varaktigheten av deras driftsperiod. Sådana galvaniska celler har låg kostnad, men låg effekt. När temperaturen sjunker minskar de sin effektivitet, och när temperaturen stiger torkar elektrolyten gradvis ut.

Alkaliska celler kräver användning av en alkalilösning, så de har en hel del användningsområden.

I litiumceller fungerar den aktiva metallen som en anod, vilket har en positiv effekt på livslängden. Litium är negativt, därför har sådana element en maximal märkspänning med små dimensioner. Bland nackdelarna med sådana system är det höga priset. Att öppna litiumströmkällor är explosivt.

Slutsats

Funktionsprincipen för alla galvaniska celler är baserad på redoxprocesser som sker vid katoden och anoden. Beroende på vilken metall som används och den valda elektrolytlösningen ändras elementets livslängd, liksom värdet på märkspänningen. För närvarande efterfrågas litium- och kadmiumgalvaniska celler som har en ganska lång livslängd.

Idag är galvaniska celler en av de vanligaste kemiska cellerna. Trots sina brister används de aktivt inom elteknik och förbättras ständigt.

Funktionsprincip

Det enklaste exemplet på hur en galvanisk cell fungerar ser ut så här. I glasburk Med vattenlösning Två plattor är nedsänkta i svavelsyra: en är koppar, den andra är zink. De blir elementets positiva och negativa poler. Om dessa poler är sammankopplade med en ledare får man det enklaste Inne i elementet kommer strömmen att gå från zinkplattan som har negativ laddning till kopparplattan som är positivt laddad. I den externa kretsen kommer rörelsen av laddade partiklar att ske i motsatt riktning.

Under påverkan av ström kommer vätejoner och den sura återstoden av svavelsyra att röra sig i olika riktningar. Vätet kommer att ge upp sina laddningar till kopparplattan, och syraresten kommer att ge upp sina laddningar till zinkplattan. Detta kommer att upprätthålla spänningen vid elementklämmorna. Samtidigt kommer vätebubblor att lägga sig på ytan av kopparplattan, vilket kommer att försvaga den galvaniska cellens verkan. Väte skapar ytterligare spänning tillsammans med metallen i plattan, vilket kallas den elektromotoriska polarisationskraften. Laddningsriktningen för denna EMF är motsatt till laddningsriktningen för den galvaniska cellens EMF. Bubblorna i sig skapar ytterligare motstånd i elementet.

Elementet vi övervägde är klassiskt exempel. I verkligheten används sådana galvaniska element helt enkelt inte på grund av hög polarisering. För att förhindra att detta händer, under tillverkningen av element, införs ett speciellt ämne i deras sammansättning som absorberar väteatomer, vilket kallas en depolarisator. Som regel är det preparat som innehåller syre eller klor.

För- och nackdelar med moderna galvaniska celler

Moderna galvaniska celler är gjorda av olika material. Den vanligaste och vanligaste typen är kol-zink-celler som används i AA-batterier. Deras fördelar inkluderar relativt billighet, medan deras nackdelar inkluderar kort hållbarhet och låg effekt.

Mer bekvämt alternativ– Det här är alkaliska galvaniska celler. De kallas också mangan-zink. Här är elektrolyten inte ett torrt ämne som kol, utan en alkalisk lösning. När de släpps ut avger sådana element praktiskt taget inte gas, så de kan göras hermetiskt förseglade. Hållbarheten för sådana element är högre än för kol-zink-element.

Kvicksilverelement liknar i sin design till alkaliska element. Här används kvicksilveroxid. Sådana strömkällor används till exempel för medicinsk utrustning. Deras fördelar är motstånd mot höga temperaturer(upp till +50, och i vissa modeller upp till +70 ˚С), stabil spänning, hög mekanisk styrka. Nackdelen är kvicksilvrets giftiga egenskaper, på grund av vilka förbrukade element måste hanteras mycket försiktigt och skickas till återvinning.

I vissa celler används silveroxid för att tillverka katoder, men på grund av metallens höga kostnad är deras användning inte ekonomiskt lönsam. Celler med litiumanoder är vanligare. De är också höga i kostnad, men har den högsta spänningen bland alla typer av galvaniska celler som övervägs.

En annan typ av galvaniska celler är koncentrationsgalvaniska celler. I dem kan processen för partikelrörelse ske med eller utan jonöverföring. Den första typen är ett element i vilket två identiska elektroder är nedsänkta i olika koncentrationer, åtskilda av en semipermeabel skiljevägg. I sådana element uppstår EMF på grund av det faktum att joner överförs till en lösning med lägre koncentration. I element av den andra typen är elektroderna gjorda av olika metaller, och koncentrationen utjämnas pga kemiska processer, som förekommer vid var och en av elektroderna. dessa element är högre än de av den första typen.

I de första experimenten doppade forskare två metallplattor: koppar och zink. Plattorna förbands med en ledare, varefter gasbubblor uppträdde på kopparplattan och zinkplattan började lösas upp. Det har bevisats att en elektrisk ström passerar genom en ledare. Denna forskning startades av den italienske vetenskapsmannen Galvani, och från honom gavs namnet galvaniska celler.

Efter detta utvecklade vetenskapsmannen Volta en cylindrisk form av detta element i form av en vertikal kolonn, inklusive en uppsättning ringar av koppar, zink och tyg, anslutna till varandra och impregnerade med syra. Det halvmeter höga vertikala elementet utvecklat av Volt producerade en spänning som en person kunde känna.

Galvaniska celler är källor elenergi, genererar elektrisk ström genom den kemiska växelverkan mellan två metaller i en elektrolyt. Kemisk energi i galvaniska celler omvandlas till elektrisk ström.

Funktionsprincip

Verkan hos galvaniska celler är baserad på det faktum att två olika metaller i ett elektrolytmedium interagerar med varandra, vilket resulterar i bildandet av en elektrisk ström i en extern krets.

Sådan kemiska grundämnen idag kallas de batterier. Batteriets spänning beror på vilka typer av metaller som används och antalet element som finns i det. Hela batterienheten är placerad i en metallcylinder. Elektroderna är metallnät belagda med ett reduktionsmedel och ett oxidationsmedel.

Batterier kan inte återställa förlorade egenskaper, eftersom de direkt omvandlar den kemiska energin från ett oxidationsmedel och ett reduktionsmedel till elektrisk energi. Under driften av batteriet förbrukas gradvis kemiska reagenser, och den elektriska strömmen minskar.

Batteriets minuspol är gjord av zink eller litium, det förlorar elektroner och är ett reduktionsmedel. En annan positiv terminal spelar rollen som ett oxidationsmedel, den är gjord av magnesiumoxid eller metallsalter. Elektrolytens sammansättning under normala förhållanden tillåter inte elektrisk ström att passera genom den. När den är stängd elektrisk krets elektrolyten börjar sönderfalla till joner, vilket gör att dess elektriska ledningsförmåga uppträder. Elektrolyten består oftast av en lösning av syra eller natrium- och kaliumsalter.

Typer och funktioner för enheten

Batterier används ofta för att driva olika elektroniska enheter, instrument, digital utrustning och är indelade i tre typer:

1. Alkalisk.
2. Salin.
3. Litium.

Saltgalvaniska celler

Dessa batterier är mangan-zink batterier och är de mest använda för närvarande.

Fördelarna med saltbatterier är:

• Godtagbar elektriska parametrar för många användningsområden.
• Lätt att använda.
• Lågt pris på grund av låga produktionskostnader.
• Enkel tillverkningsteknik.
• Billiga och tillgängliga råvaror.

Under lång tid har denna typ av batteri varit den mest populära på grund av förhållandet mellan kvalitet och pris. Dock i senaste åren Tillverkare minskar produktionen av galvaniska saltceller, och vägrar till och med att producera dem, eftersom kraven på strömförsörjning ökar av tillverkare av elektronisk utrustning.

Nackdelarna med saltbatterier är:

• Kort hållbarhet, inte mer än 2 år.
• En kraftig nedgång i fastigheter med sjunkande temperatur.
• En kraftig minskning av kapaciteten när driftströmmen ökar till driftvärdena för moderna konsumenter.
• Snabb spänningsminskning under drift.

Galvaniska saltceller kan läcka i slutet av urladdningen, vilket är förknippat med läckage av elektrolyt på grund av en ökning av volymen på den positiva elektroden, som pressar ut elektrolyten. Den positiva elektrodens aktiva massa består av mangandioxid och elektrolyt. Sot och grafit som tillsätts den aktiva blandningen ökar den aktiva blandningens elektriska ledningsförmåga. Deras andel är från 8 till 20 % beroende på batterimärke. För att öka oxidationsmedlets livslängd är den aktiva blandningen mättad med elektrolyt.

Den negativa elektroden är gjord av renad zink, som är resistent mot korrosion. Den innehåller en liten andel kadmium eller bly, som är korrosionsinhibitorer. Tidigare användes ammoniumklorid som elektrolyt i batterier. Det deltar i reaktionen av strömbildning och skapar permeabiliteten för joner. Men en sådan elektrolyt visade sig inte bra resultat och den ersattes av zinkklorid med föroreningar av kalciumklorid. Mangansyra-element fungerar längre och visar sig bästa resultat vid låga temperaturer.

I saltgalvaniska celler är den negativa polen zinkkroppen 7. Den positiva elektroden 6 är gjord av en aktiv pressad massa impregnerad med elektrolyt. I mitten av denna massa finns en kolstav 5, behandlad med paraffin för att hålla kvar fukt i elektrolyten. Den övre delen av stången är täckt med en metallkåpa. Separator 4 innehåller en tjock elektrolyt. Gaser som genereras under batteridrift kommer in i gaskammare 1. Batteriets ovansida är täckt med en packning 3. Hela den galvaniska cellen är innesluten i en låda 2 av kartong eller folie.

Alkaliska batterier

Alkaliska batterier dök upp i mitten av förra seklet. I dem fungerar mangandioxid som ett oxidationsmedel och zinkpulver fungerar som ett reduktionsmedel. Detta gör det möjligt att öka ytan. För att skydda mot korrosion användes tidigare sammanläggning. Men efter förbudet mot kvicksilver används renade zinkpulver med tillsats av andra metaller och korrosionsinhibitorer.

Den aktiva substansen i anoden på ett alkaliskt (alkaliskt) batteri är renad zink i pulverform med tillsats av aluminium, indium eller bly. Den katodaktiva blandningen inkluderar mangandioxid, acetylensvart eller grafit. Elektrolyten i alkaliska batterier består av natriumhydroxid eller kaliumhydroxid med tillsats av zinkoxid.

Pulveranoden kan avsevärt öka användningen av den aktiva blandningen, i motsats till saltbatterier. Alkaliska batterier har betydligt högre kapacitet än saltbatterier, med lika övergripande dimensioner. De presterade bra i kallt väder.

En speciell egenskap hos utformningen av alkaliska element är zinkpulver, därför används ett stålhölje i stället för ett zinkglas för den positiva utgången. Den aktiva blandningen av den positiva elektroden är belägen nära innerväggen stålkropp. Ett alkaliskt batteri har förmågan att ta emot en mer aktiv blandning av den positiva elektroden, till skillnad från ett saltbatteri.

En cellofanseparator fuktad med elektrolyt sätts in i den aktiva blandningen. En negativ elektrod i mässing går genom mitten av batteriet. Den återstående volymen mellan separatorn och minusströmsledningen fylls med anodpasta i form av zinkpulver impregnerad med en tjock elektrolyt. Vanligtvis används en alkali mättad med speciella zinkföreningar som en elektrolyt. Detta gör det möjligt att förhindra förbrukning av alkali i början av elementets drift och minska korrosion. Vikten på alkaliska batterier är högre än saltbatterier på grund av stålhöljet och den högre densiteten hos den aktiva blandningen.

I många grundläggande parametrar är alkaliska galvaniska celler överlägsna saltceller. Därför ökar produktionen av alkaliska batterier just nu.

Litiumbatterier

Litiumvoltaiska celler används i olika moderna apparater. De finns i olika storlekar och typer.

Det finns litiumbatterier och de som skiljer sig mycket från varandra. Batterier innehåller en fast organisk elektrolyt, till skillnad från andra typer av celler. Litiumceller används på platser där medel- och låga urladdningsströmmar och stabil driftspänning krävs. Litiumbatteri kan laddas ett visst belopp gånger, och batterier är inte avsedda för detta och används endast en gång. De får inte öppnas eller laddas om.

Grundläggande krav för produktion

• Tillförlitlig tätning av höljet. Undvik elektrolytläckage och penetrering av andra ämnen från yttre miljö. Brott mot tätheten leder till deras eld, eftersom litium är ett mycket aktivt element. Galvaniska celler med brutna tätningar är inte lämpliga för användning.
• Tillverkning ska ske i slutna lokaler med argonatmosfär och fuktkontroll.

Form litiumbatterier kan vara cylindrisk, skiva eller prismatisk. Måtten skiljer sig praktiskt taget inte från andra typer av batterier.

Användningsområde

Litiumgalvaniska celler har längre livslängd jämfört med andra element. Omfattningen är mycket bred:

• Rymdindustrin.
• Flygproduktion.
• Försvarsindustrin.
• Barnleksaker.
• Medicinsk teknik.
• Datorer.
• Foto- och videokameror.

Fördelar

• Brett driftstemperaturområde.
• Kompakt storlek och vikt.
• Långtidsdrift.
• Stabila parametrar i olika förhållanden.
• Stor kapacitet.

En galvanisk cell är en kemisk källa för elektrisk ström där den direkta omvandlingen av kemisk energi till elektrisk energi sker. Därför är han. Utseende De vanligaste batterierna visas i figur 1.

Figur 1. Utseendet på galvaniska celler av fingertyp

Det finns salt (torr), alkaliska och litiumceller. Galvaniska celler kallas ofta batterier, men detta namn är felaktigt eftersom... Ett batteri är en anslutning av flera identiska enheter. Till exempel, att ansluta tre voltaiska celler i serie producerar det mycket använda 4,5 volts batteriet.

Funktionsprincipen för en galvanisk cell är baserad på interaktionen mellan två metaller genom en elektrolyt, vilket leder till generering av elektrisk ström i en sluten krets. Spänningen beror på vilka metaller som används. Några av dessa kemiska strömkällor listas i tabell 1.

Typ av aktuella källor	Katod	Elektrolyt	Anod	Spänning, I
Mangan-zink	MnO2	KOH	Zn	1,56
Mangan-tenn	MnO2	KOH	Sn	1,65
Mangan-magnesium	MnO2	MgBr 2	Mg	2,00
Bly-zink	PbO2	H2SO4	Zn	2,55
Bly-kadmium	PbO2	H2SO4	Cd	2,42
Bly-klor	PbO2	HClO4	Pb	1,92
Kvicksilver-zink	HgO	KOH	Zn	1,36
Kvicksilver-kadmium	HgO2	KOH	Cd	1,92
Kvicksilver-tennoxid	HgO2	KOH	Sn	1,30
Krom-zink	K2Cr2O7	H2SO4	Zn	1,8-1,9

De viktigaste produkterna som säljs är mangan-zinkelement, som kallas saltelement. Batteritillverkare listar dem vanligtvis inte kemisk sammansättning. Dessa är de billigaste voltaiska cellerna och kan endast användas i lågförbrukningsenheter som klockor, elektroniska termometrar eller fjärrkontroller. Figur 2 visar utseendet och den inre strukturen hos ett saltbatteri.

Figur 2. Utseende och struktur för en "torr" galvanisk cell

Alkaliska manganbatterier är ett lika vanligt batteri. Till salu kallas de alkaliska, utan att bry sig om att översätta namnet till ryska. Intern struktur alkalisk galvanisk cell visas i figur 2.

Figur 3. Inre delar och struktur hos en alkalisk voltaisk cell

Dessa kemiska strömkällor har en större kapacitet (2...3 A/h) och de kan ge mer ström under lång tid Högre ström är möjlig eftersom... zink används inte i form av ett glas, utan i form av ett pulver, som har en större kontaktyta med elektrolyten. Kaliumhydroxid används som elektrolyt. Det är just på grund av den här typen av galvaniska cellers förmåga att leverera betydande ström (upp till 1 A) under lång tid som det är vanligast idag.

En annan ganska vanlig typ av galvaniska celler är litiumbatterier. Tack vare användningen av en alkalimetall har de en hög potentialskillnad. Spänningen hos litiumceller är 3 V. Men 1,5 V litiumbatterier finns också tillgängliga på marknaden. Dessa batterier har den högsta kapaciteten per viktenhet och lång hållbarhet. Används främst för att driva klockor moderkort datorer och fotoutrustning. Nackdelen är den höga kostnaden. Utseendet på litiumbatterier visas i figur 4.

Figur 4. Utseende på litiumbatterier

Det bör noteras att nästan alla galvaniska celler kan laddas från elnätet. Undantaget är litiumbatterier, som kan explodera om du försöker ladda upp dem.

För användning i olika enheter batterierna var standardiserade. De vanligaste typerna av galvaniska cellhus visas i Tabell 2.

Färdiga batterifack finns för närvarande tillgängliga för montering av batterier inuti höljet till radioelektroniska enheter. Deras användning kan avsevärt förenkla utvecklingen av ärendet radio-elektronisk anordning och minska kostnaderna för dess produktion. Utseendet på några av dem visas i figur 5.

Figur 5. Utseende på fack för infästning av galvaniska batterier

Den första frågan som oroar batteriköpare är deras drifttid. Det beror på produktionstekniken för den galvaniska cellen. En graf över det typiska beroendet av utspänning på batteriproduktionsteknik visas i figur 5.

Figur 6. Diagram över batteridriftstid beroende på produktionsteknik vid en urladdningsström på 1 A

Batteritestresultat olika företag utförda på webbplatsen http://www.batteryshowdown.com/ visas i figur 7.

Figur 7. Diagram över drifttid för batterier från olika företag vid en urladdningsström på 1 A

Och slutligen, låt oss dra slutsatser där det är vettigt att använda vilken typ av batterier, eftersom vi alltid försöker få maximal användbar effekt till lägsta kostnad när vi köper batterier.

1. Du bör inte köpa batterier i kiosker eller på marknaden. Vanligtvis ligger de där länge och tappar därför, på grund av självurladdning, praktiskt taget sin kapacitet. Detta kan till och med vara farligt för utrustningen, eftersom... När du använder billiga galvaniska celler (batterier) kan elektrolyt läcka från dem. Detta kommer att leda till utrustningsfel! Det är bättre att köpa i butiker med god omsättning av varor.
2. Alkaliska (alkaliska) batterier bör användas i enheter som förbrukar ganska hög ström, såsom ficklampor, spelare eller kameror. I lågeffektsenheter skiljer sig deras livslängd inte från saltbatterier.
3. Salt ("vanliga", kol-zink galvaniska celler) kommer att fungera perfekt i klockor, IR-fjärrkontroller och andra enheter som är utformade för att fungera på en uppsättning batterier i ett år eller mer. De kan dock inte fungera i kylan.
4. De mest kostnadseffektiva batterierna idag är AA-batterier. Både de små (AAA) och de stora (R20), med samma kapacitet, är dyrare. Kapaciteten för moderna R20-batterier är nästan densamma som för AA-batterier, och det är tre gånger stora storlekar!
5. Var inte uppmärksam på populära märken. Galvaniska celler från Duracell och Energizer kostar en och en halv till två gånger dyrare än batterier från andra företag och fungerar samtidigt ungefär lika mycket