واکنش های ردوکس در باتری اسید سرب باتری سرب اسید. منابع جریان شیمیایی

واکنش های ردوکس- واکنش هایی که با تغییر در حالت اکسیداسیون عناصر رخ می دهد.

اکسیداسیون- فرآیند اهدای الکترون

بازیابی- فرآیند افزودن الکترون

اکسیدان- اتم، مولکول یا یونی که الکترون ها را می پذیرد.

عامل کاهنده- اتم، مولکول یا یونی که الکترون اهدا می کند.

عوامل اکسید کننده که الکترون ها را می پذیرند به شکل کاهش یافته می روند:

F2 [تقریبا ] + 2ē → 2F¯ [بازیابی شده].

عوامل کاهنده، از دست دادن الکترون ها، به شکل اکسید شده می روند:

Na0 [کاهش یافته است ] – 1ē → Na+ [خوب.].

تعادل بین اشکال اکسید شده و احیا شده توسط معادلات نرنستبرای پتانسیل ردوکس:

کجا E0- مقدار استاندارد پتانسیل ردوکس؛ n- تعداد الکترون های منتقل شده [بازیابی شد ] و [تقریبا ] به ترتیب غلظت مولی این ترکیب به شکل احیا شده و اکسید شده است.

مقادیر پتانسیل الکترود استاندارد E0در جداول آورده شده است و خواص اکسیداتیو و احیا ترکیبات را مشخص می کند: ارزش مثبت تر است E0،هر چه خواص اکسید کننده قوی تر باشد و ارزش آن منفی تر باشد E0،خواص ترمیمی قوی تر است.

به عنوان مثال، برای F2 + 2ē ↔ 2F¯ E0 = 2.87 ولت و برای Na+ + 1ē ↔ Na0 E0 =-2.71 ولت (فرایند همیشه برای واکنش های کاهش ثبت می شود).

یک واکنش ردوکس ترکیبی از دو نیمه واکنش، اکسیداسیون و کاهش است و با نیروی الکتروموتور (emf) Δ مشخص می شود. E0: Δ E0 = Δ E0ok – Δ E0 مقاومت کنید، کجا E0okو Δ E0 مقاومت کنید- پتانسیل استاندارد عامل اکسید کننده و عامل کاهنده برای این واکنش.

E.m.f. واکنش ها Δ E0مربوط به تغییر انرژی آزاد گیبس ΔG و ثابت تعادل واکنش است به:

ΔG = – nF Δ E0یا Δ E = (RT/nF) ln ک.

E.m.f. واکنش ها در غلظت های غیر استاندارد Δ Eبرابر با: Δ E =Δ E0 - (RT/nF) × Ig کیا Δ E =Δ E0 -(0,059/n)lg ک .

در حالت تعادل، ΔG = 0 و ΔE = 0، از آنجا Δ E =(0.059/n)lg کو K = 10nΔE/0.059.

برای اینکه واکنش به طور خود به خود ادامه یابد، روابط زیر باید برآورده شوند: ΔG< 0 или ک >> 1 که با شرط Δ مطابقت دارد E0> 0. بنابراین، برای تعیین امکان واکنش ردوکس معین، لازم است مقدار Δ محاسبه شود E0.اگر Δ E0 > 0، واکنش در حال انجام است. اگر Δ E0< 0، بدون پاسخ

منابع جریان شیمیایی

سلول های گالوانیکی- دستگاه هایی که انرژی یک واکنش شیمیایی را به انرژی الکتریکی تبدیل می کنند.

سلول گالوانیکی دانیلشامل الکترودهای روی و مس است که به ترتیب در محلول های ZnSO4 و CuSO4 غوطه ور شده اند. محلول های الکترولیت از طریق یک پارتیشن متخلخل ارتباط برقرار می کنند. در این حالت، اکسیداسیون روی الکترود روی اتفاق می‌افتد: Zn → Zn2+ + 2ē و کاهش روی الکترود مس رخ می‌دهد: Cu2+ + 2ē → Cu. به طور کلی، واکنش به این صورت است: Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu.

آند- الکترودی که روی آن اکسیداسیون رخ می دهد. کاتد– الکترودی که احیا روی آن صورت می گیرد. در سلول های گالوانیکی، آند دارای بار منفی و کاتد دارای بار مثبت است. در نمودارهای المان، فلز و ملات با یک خط عمودی و دو ملات با یک خط عمودی دوتایی از هم جدا می شوند.

بنابراین، برای واکنش Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu، مدار سلول گالوانیکی نوشته شده است: (-)Zn | ZnSO4 || CuSO4 | مس (+).

نیروی الکتروموتور (emf) واکنش برابر با Δ است E0 = E0ok – E0restore = E0(Cu2+/Cu) – E0(Zn2+/Zn) = 0.34 – (-0.76) = 1.10 V. به دلیل تلفات، ولتاژ ایجاد شده توسط المان کمی کمتر از Δ خواهد بود. E0.اگر غلظت محلول ها با محلول های استاندارد برابر با 1 mol/l متفاوت باشد، پس E0okو مقاومت E0با استفاده از معادله Nernst محاسبه می شود و سپس emf محاسبه می شود. سلول گالوانیکی مربوطه

عنصر خشکشامل یک بدنه روی، خمیر NH4Cl با نشاسته یا آرد، مخلوطی از MnO2 با گرافیت و یک الکترود گرافیت است. در طول عملیات آن، واکنش رخ می دهد: Zn + 2NH4Cl + 2MnO2 = Cl + 2MnOOH.

نمودار عنصر: (-)Zn | NH4Cl | MnO2، C(+). E.m.f. عنصر - 1.5 ولت.

هدف: مطالعه واکنش های ردوکس

ادبیات

واکنش‌های ردوکس واکنش‌های شیمیایی هستند که با تغییر در حالت اکسیداسیون اتم‌های عنصری همراه هستند. حالت اکسیداسیون بار اسمی یک اتم در یک مولکول است. بر اساس این فرض محاسبه می شود که همه پیوندهای بین اتم ها یونی هستند. اکسیداسیون فرآیند از دست دادن الکترون است و کاهش فرآیند پذیرش الکترون است. اکسیداسیون و احیا به هم مرتبط هستند. ماده اکسید کننده ماده ای است که اتم های آن الکترون ها را می پذیرند و احیا می شوند. عامل کاهنده ماده ای است که اتم های آن الکترون ها را رها کرده و اکسید می شوند.

تمام واکنش های ردوکس به شرح زیر طبقه بندی می شوند:

1. واکنش های بین مولکولی. اینها واکنش هایی هستند که در آن عامل اکسید کننده و عامل کاهنده مواد مختلف هستند.

در جایی که Mn+4 یک عامل اکسید کننده است، Cl-1 یک عامل کاهنده است.

2. واکنش های اکسیداسیون درون مولکولی. اینها واکنش هایی هستند که با تغییر در حالت اکسیداسیون اتم های عناصر مختلف یک ماده رخ می دهند.

که در آن Mn+7 یک عامل اکسید کننده و O-2 یک عامل کاهنده است.

3. واکنش های عدم تناسب. در این واکنش ها، هم عامل اکسید کننده و هم عامل احیا کننده عنصری در حالت اکسیداسیون میانی در ترکیب یک ماده هستند.

که در آن Cl20 یک عامل اکسید کننده و یک عامل کاهنده است.

توانایی یک ماده برای نشان دادن خواص اکسید کننده، کاهنده یا دوگانه را می توان با درجه اکسیداسیون عناصری که این عملکردها را انجام می دهند قضاوت کرد.

عناصری که در بالاترین حالت اکسیداسیون خود هستند فقط خواص اکسید کننده و در پایین ترین حالت اکسیداسیون خود فقط خواص کاهشی از خود نشان می دهند. عناصر با حالت اکسیداسیون متوسط ​​می توانند هم خاصیت اکسید کننده و هم خاصیت کاهنده را از خود نشان دهند. عوامل اصلی اکسید کننده و کاهنده در زیر آورده شده است.

عوامل اکسید کننده	طرح های واکنش
مواد ساده: هالوژن G2	(NG و نمک های آنها)
اکسیژن O2	(H2O، اکسیدها و مشتقات آنها)
غیر فلزات (S,P,N2)	(ENn و نمک های آنها)
مواد پیچیده: HCl، H2SO4 (رقیق شده) و غیره (به جز HNO3).
	(SO2، H2SO3 و نمک های آن) (H2S و نمک های آن)
	(N2O3، HNO2 و نمک های آن) (NH3، NH4+ و نمک های مربوطه)
عوامل اکسید کننده	طرح های واکنش
کاتیون های فلزی با بالاترین حالت اکسیداسیون (Fe+3، Sn+4 و غیره)
ترمیم کننده ها	طرح های واکنش
مواد ساده: فلزات (من)
غیر فلزات (S,C,P,N2,…)
H2S و نمک های آن Na2S2O3
NG و نمک های آنها
کاتیون های فلزی در حالت های اکسیداسیون پایین تر (Fe+2، Sn+2، Sb+3، Cr+3 و غیره)
HNO2 و نمک های آن	(HNO3 یا نمک های آن).
H2SO3 و نمک های آن	(H2SO4 یا نمک های آن).

سوالات امنیتی

1. انواع واکنش های شیمیایی را فهرست کنید؟

2. به چه واکنش هایی ردوکس می گویند؟

3. تفاوت بین اکسیداسیون و احیا چیست؟ واکنش ها از انواع دیگر واکنش ها؟

4. انواع واکنش های ردوکس چیست؟

5. چه عوامل اکسید کننده و کاهنده ای را می شناسید؟

سخنرانی شماره 12. الکترولیز محلول ها. قوانین فارادی. خوردگی فلزات

هدف: دادن دانش به دانش آموزان در مورد الکترولیز محلول ها، قانون فارادی و انواع خوردگی و روش های حفاظت از آن.

ادبیات

1. آخمتووا N.S. شیمی عمومی و معدنی. اد. "شیمی"، M. 1981

2. گلینکا N.L. شیمی عمومی. اد. "شیمی"، لنینگراد، 1987.

3. Nekrasov V.B. مبانی شیمی عمومی. اد. "شیمی"، M. 1971

4. Karapetyants M.Kh., Drakin S.I. شیمی عمومی و معدنی. اد. "شیمی"، M. 1983

5. Korzhukov N.G. شیمی معدنی مسکو "MISIS"، 2001

6. Savelyev G.G.، Smolova L.M. ویرایش شیمی عمومی TPU تومسک 2003

7. کورناکوا ن.س. مسائل مدرن شیمی عمومی و معدنی. M. "شیمی" M.، 2004.

الکترولیز یک فرآیند ردوکس است که تحت تأثیر جریان الکتریکی در محلول‌های الکترولیت یا مذاب اتفاق می‌افتد.

در اینجا به دلیل تبدیل انرژی الکتریکی به انرژی شیمیایی، فرآیند ردوکس اجباری می شود.

هنگامی که جریان الکتریکی از محلول یا الکترولیت مذاب عبور می کند، یون های مثبت محلول به سمت قطب منفی و یون های منفی به قطب مثبت تمایل دارند. در الکترودها، یون ها تخلیه می شوند و به اتم های خنثی تبدیل می شوند.

با عبور جریان الکترون از محلول الکترولیت یا مذاب، الکترون ها از آند به کاتد حرکت می کنند. ظهور بیش از حد الکترون ها در کاتد و کمبود آنها در آند باعث حرکت منظم یون ها در محلول یا مذاب می شود. الکترون‌های اضافی کاتد به محلول الکترولیت با بار مثبت می‌رسند و آنها را به اتم‌های خنثی تبدیل می‌کنند که در آند دارای بار منفی هستند و الکترون‌های خود را به آند می‌دهند. بنابراین، یک فرآیند کاهش در کاتد و یک فرآیند اکسیداسیون در آند رخ می دهد.

الکترون های آند وارد مدار خارجی می شوند. بسته به ماهیت آند، منبع این الکترون ها خود آند یا آنیون های یک محلول یا مذاب است که در این صورت آند نامحلول است. از گرافیت، کاما، طلا می توان به عنوان آند نامحلول استفاده کرد.

الکترولیز محلول های آبی الکترولیت ها با الکترودهای نامحلول.

در طی الکترولیز محلول های آبی الکترولیت ها، نه تنها یون های الکترولیت در معرض جریان قرار می گیرند، بلکه یون های H و OH آب نیز در هنگام تفکیک تشکیل می شوند.

بنابراین، دو یون را می توان در کاتد تخلیه کرد، یون مثبت الکترولیت و یون H. اینکه کدام یون تخلیه می شود با موقعیت فلز در سری ولتاژ و همچنین با غلظت یون ها در محلول تعیین می شود.

1. در کاتد، یون های فلزی در سری ولتاژ تا Al را نمی توان در یک محلول آبی تخلیه کرد، به جای آن، یون های هیدروژن از آب تخلیه می شوند. خود آب الکترون ها را از کاتد دریافت می کند، این با این واقعیت توضیح داده می شود که تفاوت بین الکترودها به طور بالقوه بسیار زیاد است.

لیتیوم، باریم، پتاسیم، سدیم، تقریباً، منیزیم، آل، MS، روی، قرمز گیلاس، آهن، کادمیوم، کو، نیکل، Sn، H2، مس، نقره، هکتوگرام، کاما، طلا.

2. در جریان الکترولیز محلول نمک های فلزی متشکل از Al تا H2 در سری ولتاژ در کاتد، یون های این فلزات تخلیه شده و یون های H آب تا حدی تخلیه می شوند. این نشان می دهد که یون های فلزی فعال تر از هیدروژن کاهش می یابد. این به این دلیل است که در محلول های آبی کاتیون های الکترولیت و یون H آب در شرایط یکسانی نسبت به غلظت آنها قرار دارند.

3. در جریان الکترولیز محلول های نمک های فلزی در سری ولتاژ بعد از H2، فقط یون های این فلزات در کاتد تخلیه می شوند.

در آند ابتدا یون های باقیمانده بدون اسید اکسیژن تخلیه می شوند، زیرا به راحتی بار خود را نسبت به یون OH آب از دست می دهند و یون های باقی مانده اسیدهای اکسیژن قادر به تخلیه در آند نیستند و در جای خود یون های OH آب اکسید می شوند.

الکترولیز محلول های آبی نمک با الکترودهای محلول.

در این مورد از الکترولیز، قوانینی که با فرآیند کاتدی با یک آند نامحلول متفاوت است، معتبر باقی می مانند.

ویژگی های فرآیند آندی این است که منبع

الکترون الکترودی است که آند از آن ساخته شده است، یعنی. آند حل می شود و به شکل یون Me+n به محلول می رود.

به عنوان مثال: اجازه دهید به الکترولیز محلول آبی CuSO4 با یک آند مسی نگاه کنیم.

CuSO4 = Cu ++ + SO4-2

در این حالت مس از آند به کاتد منتقل می شود.

K / Cu ++ + OH - = مس (O) 2 فرآیند ثانویه

الکترولیز با یک آند محلول به طور گسترده ای برای پوشش برخی از فلزات با برخی دیگر استفاده می شود.

به عنوان مثال: هنگام نیکل کردن یک جسم، یک الکترود نیکل به عنوان آند عمل می کند، و جسم تحت پوشش به عنوان کاتد استفاده می شود.

NiSO4 با آند نیکل و آهن (مواد پوشش) - کاتد.

Н2O+NiSO4 = نیکل ++ + SO4--

آبکاری یک فلز با فلز دیگر با استفاده از الکترولیزگالواناستژی نامیده می شود. از همین روش برای بدست آوردن مس خالص از مس تاول زده استفاده می شود.

CuO + C = مس + CO

آند از مس تاول ساخته شده است. اول از همه، روی و Sn از آند به محلول عبور می کنند.

الکترولیز مذاب با الکترود نامحلول.

فلزات در محدوده ولتاژ تا شامل Al با الکترولیز نمک های مذاب به دست می آیند، زیرا قوی ترین عامل کاهنده جریان الکتریکی است.

به عنوان مثال: الکترولیز مذاب NaC1.

NaС1 Na + + Cl-

به دست آوردن Na.

Naرا می توان از NaC1 و NaOH بدست آورد. Mp NaCl = 805o C، Mp NaOH = 400o C

از نظر نقطه ذوب، استفاده از NaOH سودمند است، اما یک ماده خام گران قیمت نسبت به NaCl است.

NaOH=Na + + OH-

		2OH--2e = 2H2O + O: O+O = O2

قوانین الکترولیز

جنبه های کمی الکترولیز ابتدا توسط فیزیکدان انگلیسی M. Faraday مورد مطالعه قرار گرفت که قوانین زیر را ایجاد کرد.

1. قانون فارادی.

مقدار وزن ماده آزاد شده در جریان الکترولیز متناسب با مقدار الکتریسیته ای است که از محلول عبور می کند و کاملاً مستقل از سایر عوامل است.

2. قانون فارادی

هنگامی که مقادیر مساوی الکتریسیته از طریق ترکیبات شیمیایی مختلف در الکترودها عبور داده می شود، مقادیر معادلی از مواد آزاد می شود.

برای آزادسازی یک گرم معادل هر ماده، باید 96500 کولن برق مصرف کرد.

قانون فارادی را می توان با معادله زیر نیز بیان کرد:

m جرم ماده آزاد شده، E معادل ماده، F عدد فارادی، Q مقدار الکتریسیته است.

Q = قدرت جریان JJ، A.

مدت زمان الکترولیز، ثانیه

آزمایش زیر یک تصویر واضح از قانون دوم فارادی است. جریان الکتریکی از محلول های HCl، AgNO3، CuSO4، FePO4، SnC14 عبور می کند. محلول ها ابتدا در دستگاه هایی قرار می گیرند که در پایان آزمایش، امکان تعیین میزان مواد آزاد شده در آنها وجود دارد.

پس از مدتی، هنگامی که مقدار کافی از محصولات الکترولیز در الکترودها وجود دارد، جریان قطع می شود و اندازه گیری ها انجام می شود. معلوم می شود که در طول مدت زمانی که 1 گرم H2 از محلول HC1 و سپس 1 گرم از دومی آزاد می شود، مقادیر مشخص شده فلز از محلول های باقی مانده آزاد می شود. مقایسه مقدار مواد آزاد شده در کاتد با وزن اتمی نشان می دهد که مواد در مقادیری برابر با معادل خود آزاد می شوند. در 1 و 5، 35.5 گرم اسمور آزاد می شود، در 2، 3، 4، 8 گرم اکسیژن آزاد می شود.

به عنوان مثال: اگر از طریق یک محلول آبی چه مقدار مس آزاد شود

CuSO4 جریان 2A را به مدت 2 ساعت عبور می دهد.

2 ساعت = 7200 ثانیه

E= (Ab) / B: CuSO4 Cu+2 + SO4--

m = (31.8 * 2 * 7200) / 96500 = 4.74 گرم.

پلاریزاسیون در حین الکترولیز

فرآیندهای اکسیداسیون و کاهش که تحت تأثیر جریان الکتریکی اتفاق می‌افتند می‌توانند تغییرات قابل توجهی در الکترودها ایجاد کنند. اگر آب را الکترولیز می کنید، از محلول CuCl با یک الکترود حل نشده استفاده کنید.

Cu Cl2 = Cu ++ + 2 بسته

کلر روی سطح الکترود کاما جذب می شود و یک لایه بسته تشکیل می شود بنابراین محلول CuCl2 در تماس مستقیم با صفحه نیست، بلکه کلسیم و بسته می شود.

اگر اکنون منبع جریان را بردارید و انتهای الکترودها را با یک مدار خارجی از طریق یک گالوانومتر وصل کنید، آنگاه گالوانومتر وجود جریان الکتریکی را در مدار نشان می دهد - جریان قطبش الکتروشیمیایی، جهت آن خلاف آن خواهد بود. توسط منبع فعلی ارائه شده است. emf سلول گالوانیکی حاصل برابر با اختلاف پتانسیل الکترودها است.

مس / CuCl2 / C12 (کاما)

c12 / بسته = + 1.36مس++/مس=0.34

بر اساس پتانسیل الکترود نرمال،

سپس EMF = c12 / بسته-مس ++ / مس = 1.02

و این جریان پلاریزاسیون از الکترولیز جلوگیری می کند. برای اینکه الکترولیز با شدت مورد نیاز ادامه یابد، ولتاژ منبع جریان باید تا حدودی بیشتر از emf جریان پلاریزاسیون به الکترودها اعمال شود.

کوچکترین اختلاف پتانسیل مورد نیاز برای الکترولیز پیوسته پتانسیل تجزیه نامیده می شود.

پتانسیل تجزیه الکترولیت همیشه بیشتر از emf قطبش است.

تفاوت بین پتانسیل تجزیه و emf قطبش اضافه ولتاژ نامیده می شود.

اضافه ولتاژ به عوامل زیر بستگی دارد:

1. روی ماده ای که الکترودها از آن ساخته شده اند.

2. در مورد وضعیت سطح الکترودها.

3. در مورد وضعیت تجمع مواد آزاد شده بر روی الکترودها.

4. در چگالی جریان و دمای محلول.

باتری ها

معرفی پلاریزاسیون الکترودها در عمل در دستگاه هایی استفاده می شود که در خدمت انباشته شدن انرژی شیمیایی هستند که به راحتی در لحظه مناسب به انرژی الکتریکی تبدیل می شود. چنین دستگاه هایی باتری نامیده می شوند.

باتری ها از نظر ماهیت شیمیایی الکترودها و الکترولیت ها و همچنین طراحی متفاوت هستند. کاربردهای عملی عمدتاً برای باتری های اسیدی و قلیایی است.

باتری های اسیدی (سرب).

یک باتری سرب اسیدی شامل صفحات سربی شبکه ای است که با خمیر اکسید سرب PbO پر شده و در محلول 25 تا 30 درصد H2SO4 غوطه ور شده است. در نتیجه برهمکنش PbO با محلول H2SO4، لایه ای از PbSO4 کم محلول در سطح صفحه سرب تشکیل می شود.

РbО+ H2SO4 = PbSO4+ Н2О

برای شارژ باتری، یعنی برای انباشته شدن انرژی شیمیایی در آن، باید یکی از صفحات سربی آن را به منفی و دیگری را به قطب مثبت منبع جریان متصل کنید. واکنش هایی که در این مورد اتفاق می افتد را می توان با قطب منفی کاتد بیان کرد.

K PbSO4 + 2e = Pb + SO4--

+A PbSO4 - 2e + 2 H2O = PbO2 + SO4-- + 4H+

همانطور که از معادله مشاهده می شود، یون ها در قطب منفی هر کدام دو الکترون اضافه می کنند و به فلز تبدیل می شوند. در قطب مثبت، فرآیند اکسیداسیون منجر به تبدیل PbO2 می شود.

اگر این واکنش ها را با هم جمع کنیم، آنگاه بیان کلی فرآیند خواهد بود

2 PbSO4+ Н2O = РbО2 + SO4-- + 4Н+

هنگام شارژ باتری، آب واکنش نشان می دهد و اسید تولید می کند.

باتری ها شارژ می شوند تا زمانی که الکترولیز آب با آزاد شدن شدید هیدروژن در کاتد و اکسیژن در آند آغاز شود.

بنابراین، هنگامی که باتری شارژ می شود، الکترودها از نظر شیمیایی متفاوت می شوند و اختلاف پتانسیل بین آنها ظاهر می شود.

مدار الکتریکی که عنصر گالوانیکی حاصل را مشخص می کند به شکل زیر است:

Pb / H2SO4 / PbO2 (Pb) +

اگر صفحه یک باتری شارژ شده را با یک رسانا وصل کنید، الکترون ها از صفحه سربی به صفحه پوشش داده شده با PbO2 حرکت می کنند، یعنی. جریان الکتریکی ظاهر می شود و باتری به عنوان یک سلول گالوانیکی عمل می کند. واکنش های زیر در الکترودهای آن رخ می دهد.

Pb - 2e + SO4-2 = Pb S04

PbO2 + 2e = 4H+ = SO4-2- = PbSO4+ 2H2O

در هنگام تخلیه، H2SO4 مصرف می شود و غلظت H2SO4 در محلول کاهش می یابد. کاهش غلظت اسید به عنوان شاخصی از میزان تخلیه باتری عمل می کند.

Emf یک باتری سربی کمی بیشتر از 2 ولت است.

باتری های قلیایی.

از باتری های قلیایی، باتری های Fe - Ni، Cd - Ni، Ag - Zn بیشترین کاربرد عملی را پیدا کرده اند. در یک باتری شارژ شده Fe - Ni، جرم فعال الکترود منفی آهن پودری است که با مقدار کمی اکسید جیوه فشرده شده است، جرم فعال الکترود مثبت Ni (OH) 3 با مخلوط کمی از گرافیت است. الکترولیت 23٪ KOH است.

در حین تخلیه، فرآیندهای زیر رخ می دهد

A(-)Fe - 2e = Fe

ک(+)Ni(OH)3 + e = Ni (OH)2

واکنش‌هایی که در حین شارژ شدن اتفاق می‌افتند پدیده معکوس دارند و معادله کلی شارژ و دشارژ شکل کلی دارد.

Fe + 2 Ni(OH)3 Fe(OH)2 + 2 Ni(OH)2

Emf چنین باتری حدود 1.2 ولت است.

باتری نقره روی

نمودار مدار این باتری به شرح زیر است

(+) Ag2O/KOH/Zn(-)

باتری های Ag - Zn از نظر انرژی ویژه و توان ویژه به طور قابل توجهی نسبت به باتری های اسیدی و قلیایی که در بالا بحث شد برتری دارند.

این باتری ها با خود تخلیه بسیار کم و توانایی استفاده از آنها در محدوده دمایی وسیع - از 30 تا 70 درجه سانتیگراد - مشخص می شوند.

آنها را در محدوده دمایی وسیع از - 30 تا + 70 درجه سانتیگراد استفاده کنید.

در آن، الکترود منفی مخلوط فشرده ZnO با پودر روی است و الکترود مثبت قاب سیم Ag است که با Ag2O فشرده شده است. محلول الکترولیت 39٪ KOH در 1 میلی لیتر محلول ZnO است.

Ag + ZnO + Zn (OH)2 2 Zn+ H2O + 2 Ag2O

هنگام شارژ

الکترود (+) 2Ag + 2 OH - 2e = Ag2O+ H20

(-) ZnO + 2е = روی

اکسید روی به اسفنج روی تبدیل می شود.

ZnO + KOH + H2O = K

K+2e = روی + KOH + 2OH

خوردگی فلزات.

اکثر فلزات که در تماس با محیط هستند، در معرض تخریب از سطح هستند. دلیل این امر برهمکنش شیمیایی فلزات با گازهای موجود در هوا، با آب و مواد محلول در آن است. در این حالت، در نتیجه فرآیندهای اکسیداسیون، موادی تشکیل می شوند که دارای خواصی هستند که به شدت با خواص فلز اصلی متفاوت است.

به هر فرآیند تخریب شیمیایی فلزات تحت تأثیر محیط، خوردگی گفته می شود.

انواع مختلفی از خوردگی وجود دارد. رایج ترین آنها یکنواخت، موضعی و بین کریستالی هستند.

از این میان، خطرناک ترین خوردگی بین دانه ای است که بین کریستال ها پخش می شود و می تواند به طور نامحسوس به ساختار تا عمق زیادی آسیب برساند.

بر اساس مکانیسم فرآیندهای شیمیایی، دو نوع خوردگی متمایز می شود: شیمیایی و الکتروشیمیایی.

1. خوردگی شیمیایی، تخریب فلز بدون وقوع جریان الکتریکی در سیستم (در تماس مستقیم فلز با عامل اکسید کننده) است.

خوردگی شیمیایی به دو دسته تقسیم می شود:

الف) خوردگی گاز در اثر قرار گرفتن در معرض گازهای خشک ایجاد می شود. ن:

O2 SO2، C12، F2، Br2، CO2 و غیره

عمدتاً در هنگام پردازش فلزات در دمای بالا، در موتورهای احتراق داخلی و غیره مشاهده می شود.

ب) خوردگی شیمیایی مایع - تحت تأثیر مایعات آلی بدون مشارکت آب رخ می دهد: مشتقات نفتی، بنزین، کرزول، بنزن، تولوئن و غیره.

ج) خوردگی الکتروشیمیایی عبارت است از تخریب فلز در محیط الکترولیت با ظهور جریان الکتریکی در داخل سیستم.

خوردگی الکتروشیمیایی به دو دسته تقسیم می شود:

1. جوی.

2. خاک.

3. خوردگی تحت تاثیر جریان های سرگردان.

درست مانند عملکرد یک سلول گالوانیکی، خوردگی گالوانیکی به حضور دو الکترود مختلف و یک محلول الکترولیت نیاز دارد. از این رو می توان استدلال کرد که فلزات خالص از نظر تئوری نباید در معرض خوردگی الکتروشیمیایی قرار گیرند. برای مثال اگر خوردگی آهن را با گنجاندن مس در هوای مرطوب (Fe + Cu) در نظر بگیریم، یک سلول گالوانیکی تشکیل می شود.

محلول کاتالیز واکنش شیمی

A - Fe/H2O/Cu + K

Fe آند، مس کاتد است و در نتیجه خورده می شود.

این الکترون های Fe2+ روشن هستند

سطوح مس (کاتد) باعث کاهش اکسیژن هوا می شود

O2 + 2H2O + 4e = 4OH

Fe2 + + OH- = Fe(OH)2،

آهن در هوای مرطوب به سرعت به آهن 3 یونی تبدیل می شود.

4Fe(OH)2 + O2 +2H2O= 4Fe(OH)3

از این مثال می توان دریافت که در طول تشکیل یک سلول گالوانیکی، فلز فعال تر خورده می شود.

ناحیه ای از سطحی که یون ها از آن وارد محلول می شوند، یعنی جایی که فلز در آن خورده می شود، آند نامیده می شود، ناحیه ای که کاتیون های الکترولیت تخلیه می شوند، کاتد نامیده می شود.

ماهیت فرآیندهای کاتدی در طول خوردگی توسط مواد موجود در محلول تعیین می شود. در یک محیط به شدت اسیدی، یون های هیدروژن کاهش می یابد:

2 H+ + 2 C =H2.

در خوردگی اتمسفر، pH محیط نزدیک به خنثی است و بنابراین اکسیژن محلول در آب در کاتد کاهش می یابد.

O2+2H2O+4e=4OH

هنگامی که یک تکه روی خالص در محلول اسید رقیق غوطه ور می شود، در واقع تکامل هیدروژن تقریباً مشاهده نمی شود. عدم واکنش را می توان با این واقعیت توضیح داد که یون های روی که شروع به ورود به محلول می کنند، لایه ای از یون های هیدروژنه با بار مثبت را در سطح صفحه ایجاد می کنند.

این لایه مانعی است که از نزدیک شدن یون های هیدروژن به صفحه روی و دریافت الکترون از آن جلوگیری می کند و انحلال روی متوقف می شود. اگر سطح روی را با مقداری فلز کمتر فعال (Cu) در نتیجه تشکیل یک سلول گالوانیکی لمس کنید.

A-Zn / K-TA / Cu+K

تکامل شدید هیدروژن در سطح فلز کمتر فعال آغاز می شود

این الکترون ها که به سمت مس حرکت می کنند y را حذف می کنند. سطح مس دارای یک سد محافظ یون های خود است و یون های هیدروژن به راحتی بازیابی می شوند

فلزات واقع در سری ولتاژ سمت چپ به راحتی در معرض خوردگی هستند. فلزات خالص، از جمله طلا، نقره، پلاتین، خوردگی نمی کنند. و فلزات زیر: منیزیم، آل، مس، کروم، نیکل، هنگامی که خورده می شوند، یک فیلم اکسید محافظ متراکم تشکیل می دهند که از خوردگی بیشتر جلوگیری می کند.

خوردگی خاک - این نوع خوردگی نوع پیچیده ای از خوردگی فلزات در خاک است. خواص شیمیایی و فیزیکی خاک در اینجا نقش دارد. خوردگی در این حالت به عوامل زیر بستگی دارد

1. رطوبت و محیط خاک.

2. از نفوذ پذیری الکتریکی و هوای خاک.

3. از پتانسیل الکترود فلز در تماس با

خاک و غیره

خوردگی تحت تاثیر جریان های سرگردان.

جریان های سرگردان (جریان های ناشی از منابع خارجی) نقش عمده ای در فرآیندهای خوردگی زیرزمینی دارند.

در منطقه K، نزدیک ریل، اکسیژن محلول در رطوبت خاک بازیابی می شود. در نتیجه، یون های OH- اضافی ایجاد می شود.

وجود این یون ها تعادل موجود در سطح فلز یا سیم زیرزمینی را تغییر می دهد. اتصال یون ها به یون ها منجر به افزایش غلظت الکترون های اضافی در یک مکان مشخص در لوله می شود. این الکترون ها شروع به قرار دادن در امتداد لوله می کنند. در همان زمان، یک فرآیند اکسیداسیون روی ریل در منطقه A رخ می دهد. فلزات ریل از بین می روند. یون های فلزی وارد رطوبت خاک می شوند. این امر توسط یونهای OH- تشکیل شده در سطح لوله در منطقه A و تحت تأثیر الکترونهای منتقل شده از منطقه K به اینجا تسهیل می شود. بنابراین، لوله زیرزمینی در منطقه K و راه آهن در منطقه A خورده می شود.

روشهای محافظت از فلزات در برابر خوردگی

بر اساس این واقعیت که رایج ترین آنها خوردگی الکتروشیمیایی است، روش های حفاظتی مختلف در درجه اول این نوع خوردگی را در نظر می گیرند.

راه های مختلفی برای محافظت از فلزات در برابر خوردگی وجود دارد که ما فقط بر روی آنها تمرکز خواهیم کرد.

1. جداسازی فلز از محیط خورنده.

این روش شامل جداسازی فلز محافظت شده از رطوبت است، زیرا در غیاب آن، یک عنصر گالوانیکی ایجاد نمی شود، و بنابراین هیچ خوردگی وجود نخواهد داشت.

پوشش های عایق می توانند بسیار متنوع باشند: پوشش های فلزات با مواد غیر فلزی، به عنوان مثال. روغن، لاک، رنگ.

2. پوشش فلزات با فلزات. دو نوع پوشش فلزی کاتدی و آندی وجود دارد. نمونه ای از پوشش آندی، پوشش Fe c Zn است. در این حالت، فلز محافظ روی فعال تر از آهن محافظت شده است.

اگر یکپارچگی پوشش به دلیل دسترسی به رطوبت آسیب ببیند، یک سلول گالوانیکی A-Zn/H2O + O2/Fe ظاهر می شود که در آن آند روی از بین می رود و تا زمانی که کل لایه محافظ از بین برود، آهن کاتد باقی می ماند.

Zn-2е= روی

Zn+2 + 2OH- = روی (OH)2

با این حال، حفاظت در غیر این صورت حفاظت از آج نامیده می شود، یعنی. محافظ آند است. این روش حفاظتی به عنوان مثال برای محافظت از پره های توربین قسمت های زیر آب از خوردگی استفاده می شود.

حفاظت کاتدی پوشش فلزی که کمتر فعال است کاتد نامیده می شود. در این حالت، اگر یکپارچگی پوشش به خطر بیفتد، فلز محافظت شده به شدت خورده می شود.

سوالات امنیتی

1. در حین الکترولیز چه فرآیندی در کاتد و آند رخ می دهد؟

2. چه الکترودهایی را می شناسید؟

3-انواع باتری ها را نام ببرید.

4. خوردگی شیمیایی چیست؟ انواع خوردگی؟

5. چگونه با خوردگی مبارزه کنیم؟

الکتروشیمی

Zaylobov L. T.، دانشجوی فارغ التحصیل دانشگاه دولتی آموزشی تاشکند به نام. نظامی (ازبکستان)

نمایش فرآیندهای واکنش ردوکس در یک باتری سرب با استفاده از فناوری‌های نوآورانه انجام می‌شود

یک مدل انیمیشن برای نشان دادن فرآیندهای واکنش‌های ردوکس که در یک باتری سرب اسیدی با استفاده از فناوری‌های نوآورانه انجام می‌شود، ارائه می‌شود. این مقاله به دانش آموزان دبیرستان ها و کالج های دانشگاهی با مطالعه عمیق شیمی توصیه می شود.

کلمات کلیدی: واکنش های ردوکس، سلول گالوانیکی، باتری، انباشته کننده سرب، محلول H2S04، الکترود، مدل انیمیشن، سرب فلزی، نتیجه جریان الکتریکی - تخلیه، بازیابی - بار، یون ها، هدایت الکتریکی.

توسعه آموزش در مورد واکنش های اکسیداسیون- احیا رخ داده در سلول های سرب با استفاده از فن آوری های نوآورانه

مدل انیمیشنی از توسعه هزینه واکنش های اکسید کننده-بازسازی عبوری در باتری شاقول با بکارگیری فناوری های نوآورانه ارائه شده است. این مقاله برای در نظر گرفتن لیسه ها و کالج های دانشگاهی با مطالعات عمیق شیمی توصیه می شود.

کلمات کلیدی: واکنش های اکسید کننده-بازسازی، عنصر گالوانیکی، باتری، باتری سرب، محلول H2S04، الکترود، مدل انیمیشن، سرب فلزی، نتیجه جریان الکتریکی - یک دسته، بازسازی - یک بار، یون ها، هدایت.

در حال حاضر، سلول های گالوانیکی که به طور گسترده مورد استفاده قرار می گیرند - باتری ها و باتری ها بخشی جدایی ناپذیر از زندگی ما هستند. فرآیندهای اکسیداسیون و احیا که در باتری ها انجام می شود یکی از دشوارترین مباحث در شیمی عمومی است. توضیح این موضوع بدون کمک بصری و آزمایشات شیمیایی دلیل اصلی این مشکل است.

حرکات دوره‌ای الکترون‌ها در واکنش‌های اکسیداسیون و کاهشی که در سلول‌های گالوانیکی انجام می‌شود، تنها با کمک فناوری‌های نوآورانه قابل اثبات است. یک مدل پویا از این فرآیندها با استفاده از یک کامپیوتر نشان داده شده است. داده های الکترونیکی آماده و برگزاری دروس کامپیوتر بر اساس انیمیشن و نشان دادن آنها به دانش آموزان کیفیت درس را بهبود می بخشد.

باتری سرب اسید. واکنش های زیر در عناصر انجام می شود: در آند: Pb+SO43^PbSO4+24

در کاتد: Pb O2+ SO42+24^ PbSO4+2H2O باتری دارای خاصیت برگشت پذیری (قابل شارژ مجدد) است، زیرا محصول واکنش هایی که با آن اتفاق می افتد - سولفات سرب تشکیل شده روی هر دو الکترود - روی صفحات می نشیند و این کار را انجام می دهد. از آنها پراکنده یا سقوط نکند. یک سلول از باتری سرب اسیدی که در اینجا نشان داده شده است ولتاژی حدود 2 ولت تولید می کند. در باتری های 6 یا 12 ولت، سه یا شش سلول توصیف شده به صورت سری متصل می شوند.

اولین باتری عملکردی سرب اسیدی در سال 1859 توسط دانشمند فرانسوی گاستون پلانت اختراع شد. طرح باتری شامل الکترودهای سربی ورقه ای بود که توسط جداکننده های کتانی از هم جدا شده بودند، که به شکل مارپیچی نورد شده و در ظرفی با محلول اسید سولفوریک 10% قرار می گرفتند. نقطه ضعف اولین باتری های سرب اسید ظرفیت پایین آنها بود.

به عنوان مثال، یک باتری سرب اسیدی آماده برای استفاده را در نظر بگیرید. از صفحات سربی مشبک تشکیل شده است که برخی از آنها با دی اکسید سرب و برخی دیگر با سرب اسفنجی فلزی پر شده اند. صفحات در محلول 35-40% H2804 غوطه ور می شوند. در این غلظت، هدایت الکتریکی ویژه محلول اسید سولفوریک حداکثر است.

هنگامی که باتری کار می کند - هنگامی که تخلیه می شود - یک واکنش کاهش اکسیداسیون در آن رخ می دهد که در طی آن سرب فلزی اکسید می شود:

Pb+804-2=Pb804+2е یا Pb-2е=Pb+2

و دی اکسید سرب کاهش می یابد:

Pb02+2H2804=Pb(804)2+2H20

Pb(804)2+2e= Pb804+ 80^2 یا Pb+4+2e=Pb

الکترون هایی که توسط اتم های سرب فلزی در طی اکسیداسیون داده می شوند، در طی کاهش توسط اتم های سرب PbO2 پذیرفته می شوند. الکترون ها از طریق یک مدار خارجی از یک الکترود به الکترود دیگر منتقل می شوند.

بنابراین، فرآیندهای شیمیایی در حال وقوع در باتری ها در قالب یک مدل انیمیشن ساخته و آزمایش شدند. نتیجه جریان الکتریکی - تخلیه و بازیابی - شارژ را نشان می دهد. وقوع هر واکنش با حرکت یون ها در محلول توضیح داده می شود.

р-1.23-1.27 g/ml

در مدار داخلی (در محلول H2804) هنگامی که باتری در حال کار است، انتقال رخ می دهد

یون ها 804 یون به آند و یون H+ به سمت کاتد حرکت می کنند. جهت این حرکت توسط میدان الکتریکی حاصل از وقوع فرآیندهای الکترود تعیین می شود: آنیون ها در آند مصرف می شوند و کاتیون ها در کاتد مصرف می شوند. در نتیجه محلول از نظر الکتریکی خنثی می ماند.

اگر معادلات مربوط به اکسیداسیون سرب و کاهش PbO2 را با هم جمع کنیم، معادله کل واکنشی را که در باتری سرب در حین کارکرد (دشارژ) رخ می دهد، به دست می آوریم:

Pb + Pb02 + 4H++ 2B04

2Pb04 + 2H2O

E.m.f. یک باتری سرب اسیدی شارژ شده تقریباً 2 ولت است. با تخلیه باتری، مواد کاتد آن (PbO2) و آند (Pb) مصرف می شود. اسید سولفوریک نیز مصرف می شود. در همان زمان، ولتاژ در پایانه های باتری کاهش می یابد. وقتی کمتر از مقدار مجاز در شرایط کارکرد شود، باتری دوباره شارژ می شود.

برای شارژ (یا شارژ)، باتری به یک منبع جریان خارجی (به علاوه به مثبت و منفی به منفی) متصل می شود. در این حالت، جریان از طریق باتری در جهت مخالف جریانی است که در هنگام تخلیه باتری از آن عبور کرده است. در نتیجه، فرآیندهای الکتروشیمیایی روی الکترودها "معکوس" می شوند. فرآیند کاهش اکنون روی الکترود سرب رخ می دهد:

Pb804 + 2H++2e = H2B04 + Pb یعنی. این الکترود به کاتد تبدیل می شود. یک فرآیند اکسیداسیون روی الکترود Pb02 انجام می شود:

Pb804+2H+-2e=Pb02+H2804+2H+

بنابراین، این الکترود اکنون آند است. یون‌های موجود در محلول در جهت‌هایی برخلاف مسیرهایی که در زمان کارکرد باتری در آن حرکت می‌کردند، حرکت می‌کنند.

با اضافه کردن دو معادله آخر، معادله واکنشی را که هنگام شارژ باتری رخ می دهد به دست می آوریم:

2Pb04 + 2Sh0^Pb + Pb02 + 2H2B04

به راحتی می توان متوجه شد که این فرآیند برعکس فرآیندی است که در حین کار باتری اتفاق می افتد: هنگامی که باتری شارژ می شود، مواد لازم برای عملکرد آن دوباره در آن به دست می آید.

باتری های سرب اسیدی رایج ترین در بین تمام منابع انرژی شیمیایی موجود هستند. تولید در مقیاس بزرگ آنها هم به دلیل قیمت نسبتا پایین، به دلیل کمبود نسبی مواد خام، و هم با توسعه نسخه های مختلف این باتری ها که نیازهای طیف گسترده ای از مصرف کنندگان را برآورده می کند، تعیین می شود.

استفاده از نمایش بصری فرآیندهایی که در یک باتری سرب معین انجام می شود و استفاده از یک مدل انیمیشن درک چنین موضوع دشواری را برای دانش آموزان آسان تر می کند.

ادبیات

1. R. Dickerson، G. Gray، J. Haight. قوانین اساسی شیمی. انتشارات "میر" مسکو 1982. 653 ص.

2. دئوردیف اس.اس. باتری ها و مراقبت از آنها ک.: فناوری، 1985. 136 ص.

3. کتاب مرجع الکتروتکنیک. در 3 جلد T.2. محصولات و دستگاه های برقی / تحت کلی. ویرایش اساتید موسسه مهندسی برق مسکو (سردبیر I.N. Orlov) و دیگران ویرایش 7. 6 دور و اضافی M.: Energoatomizdat, 1986. 712 p.

یک باتری اسید سرب آماده از شبکه ای از صفحات سربی تشکیل شده است که برخی از آنها با دی اکسید سرب و برخی دیگر با سرب اسفنجی فلزی پر شده اند. صفحات در یک محلول در این غلظت غوطه ور می شوند.

هنگامی که یک باتری کار می کند - زمانی که تخلیه می شود - یک واکنش اکسیداسیون - کاهش در آن رخ می دهد که طی آن سرب فلزی اکسید می شود.

و دی اکسید سرب کاهش می یابد:

الکترون‌هایی که توسط اتم‌های سرب فلزی در طی اکسیداسیون داده می‌شوند، در طی احیا توسط اتم‌های سرب پذیرفته می‌شوند. الکترون ها از طریق یک مدار خارجی از یک الکترود به الکترود دیگر منتقل می شوند.

بنابراین، سرب فلزی به عنوان آند در باتری سربی عمل می کند و دارای بار منفی است و به عنوان کاتد عمل می کند و بار مثبت دارد.

در مدار داخلی (در محلول) در حین کار باتری، انتقال یون اتفاق می افتد. یون ها به سمت آند و یون ها به سمت کاتد حرکت می کنند. جهت این حرکت توسط میدان الکتریکی حاصل از وقوع فرآیندهای الکترود تعیین می شود: آنیون ها در آند مصرف می شوند و کاتیون ها در کاتد مصرف می شوند. در نتیجه محلول از نظر الکتریکی خنثی می ماند.

اگر معادلات مربوط به اکسیداسیون و کاهش سرب را جمع آوری کنیم، معادله کل واکنشی را که در یک باتری سینیوم در حین کارکرد (دشارژ) رخ می دهد، بدست می آوریم:

E.m.f. یک باتری سرب اسیدی شارژ شده تقریباً 2 ولت است. همانطور که باتری شارژ می شود، مواد کاتد و آند (Pb) آن مصرف می شود. اسید سولفوریک نیز مصرف می شود. در همان زمان، ولتاژ در پایانه های باتری کاهش می یابد. وقتی کمتر از مقدار مجاز در شرایط کارکرد شود، باتری دوباره شارژ می شود.

برای شارژ (یا شارژ)، باتری به یک منبع جریان خارجی (به علاوه به مثبت و منفی به منفی) متصل می شود. در این حالت، جریان از طریق باتری در جهت مخالف با آن جریان می یابد که در آن باتری تخلیه می شود، در نتیجه فرآیندهای الکتروشیمیایی روی الکترودها "معکوس" می شوند.

الکترود سرب اکنون تحت یک فرآیند کاهش قرار می گیرد

یعنی این الکترود تبدیل به کاتد می شود.

الکترولیت باتری سرب محلولی از اسید سولفوریک است که حاوی مقدار نسبتا کمی یون است. غلظت یون های هیدروژن در این محلول بسیار بیشتر از غلظت یون های سرب است. علاوه بر این، سرب در سری ولتاژ قبل از هیدروژن قرار می گیرد. با این حال، هنگام شارژ باتری، سرب است، نه هیدروژن، که در کاتد کاهش می یابد. این به این دلیل رخ می دهد که ولتاژ بیش از حد تکامل هیدروژن روی سرب بسیار زیاد است (جدول 20 را در صفحه 295 ببینید).

باتری سرب اسید - در حال حاضر، این نوع باتری رایج ترین در نظر گرفته می شود و کاربردهای گسترده ای به عنوان باتری خودرو پیدا کرده است.

اصل کارکرد باتری

اصل کار، همانطور که قبلا در مقاله در مورد باتری ها ذکر شد، بر اساس یک واکنش الکتروشیمیایی ردوکس است. در این حالت واکنش سرب با دی اکسید سرب در محیط اسید سولفوریک انجام می شود. در حین استفاده از باتری، تخلیه رخ می دهد - دی اکسید سرب در آند کاهش می یابد و اکسیداسیون سرب در کاتد رخ می دهد.

در حین شارژ باتری، دقیقاً عکس العمل های معکوس با آزاد شدن اکسیژن در الکترود مثبت و آزاد شدن هیدروژن در الکترود منفی رخ می دهد. باید در نظر داشت که در مقادیر بحرانی، هنگامی که شارژ اتفاق می افتد و باتری تقریباً شارژ می شود، واکنش الکترولیز آب ممکن است غالب شود که منجر به تخلیه تدریجی آن می شود.

در نتیجه می توان گفت که در حین شارژ شدن، اسید سولفوریک در الکترولیت آزاد می شود که منجر به افزایش چگالی الکترولیت می شود و در هنگام تخلیه، اسید سولفوریک مصرف می شود و چگالی کاهش می یابد.

دستگاه باتری

یک باتری سرب اسید از الکترودهایی تشکیل شده است که جداکننده‌های جداکننده (سلول‌ها، عایق‌ها) در الکترولیت قرار دارند. خود الکترودها شبیه شبکه های سربی هستند، فقط با مواد فعال مختلف، الکترود مثبت یک ماده فعال دارد - دی اکسید سرب (PbO 2)، الکترود منفی - سرب.

شکل 1 - نمای کلی یک باتری سرب اسیدی

شکل 2 - سلول باتری با الکترودهای مثبت و منفی که توسط جداکننده ها از هم جدا شده اند

در شکل 1 می توانید سلول های منفرد را در یک بلوک ببینید که در شکل 2 به تفصیل مورد بحث قرار گرفته است - که در آن الکترودهای مثبت و منفی وجود دارد که توسط جداکننده ها از هم جدا شده اند.

کارکردن باطری اسید سرب در دمای پایین

برخلاف دیگر انواع باتری ها، باتری های سرب اسیدی کم و بیش در برابر سرما مقاوم هستند، همانطور که بعداً مشاهده کردیم - استفاده گسترده در وسایل نقلیه. یک باتری سرب اسیدی برای هر درجه بالاتر از +20 درجه سانتیگراد 1٪ از ظرفیت خود را از دست می دهد، به این معنی که در دمای 0 درجه سانتیگراد ظرفیت باتری سرب اسید تنها 80٪ ظرفیت آن خواهد بود. این به دلیل افزایش ویسکوزیته الکترولیت در دماهای پایین است که به دلیل آن نمی تواند به میزان طبیعی به الکترودها جریان یابد و الکترولیتی که می رسد به سرعت تخلیه می شود.

شارژ باتری

برای اکثر باتری ها، جریان شارژ باید تقریباً روی کیس نوشته شود، می تواند از 0.1 تا 0.3 ظرفیت باتری باشد. به طور کلی پذیرفته شده است که باتری با جریان 10 درصد ظرفیت آن به مدت 10 ساعت شارژ شود. حداکثر ولتاژ شارژ نباید از 0.023 ± 2.3 ولت برای هر سلول باتری تجاوز کند. یعنی می توان گفت که برای یک باتری سربی با ولتاژ 12 ولت، ولتاژ در هنگام شارژ نباید از 0.15 ± 13.8 ولت تجاوز کند.

ذخیره سازی باتری سرب اسید

باتری های سرب اسیدی فقط باید در حالت شارژ نگهداری شوند. نگهداری آنها در حالت تخلیه منجر به از دست دادن عملکرد می شود.