Курсовая  работа

на тему

Химические  способы аккумуляции  энергии. синтез pbs. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

Оглавление. 

1. Введение…………………………………………………………………………………………...3

2. Литературный  обзор. Химические способы аккумуляции энергии…………………………...4

2.1. Электрохимическая энергетика.Основные понятия………………………………………….4

2.2. Виды химических  источников тока……………………………………………………………5

2.3. Электрохимические  аккумуляторы……………………………………………………………7

2.3.1. Свинцовые аккумуляторы……………………………………………………………………7

2.3.2. Щелочные  никель-кадмиевые и никель-железные аккумуляторы……………………….10

2.3.3. Никель-цинковые аккумуляторы…………………………………………………………...10

2.3.4. Никель-водородные  аккумуляторы…………………………………………………….......11

2.3.5. Хлор-цинковые  аккумуляторы………………………….......................................................11

2.3.6. Металловоздушные  аккумуляторы…………………………………………………………12

2.3.7. Серно-натриевые  аккумуляторы…………………………………………………………....12

3. Экспериментальная  часть……………………………………………………………………….14

4. Заключение……………………………………………………………………………….............16

5. Список использованной литературы……………………………………………………...........17 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

1. Введение. 

Сейчас  трудно представить повседневную жизнь  без использования электричества, топлива и других источников энергии. Однако в последние годы проблемы энергетики все больше беспокоят прогрессивное человечество. Беспокойство вызывает как то, что минеральные ресурсы в скором времени будут истощены, так и то, что такое интенсивное потребление энергии может привести к экологической катастрофе, которая превратит Землю в планету, совершенно неприспособленную для жизни.[1] Поэтому разработка новых методов получения энергии и исследование уже известных представляет большой научно-исследовательский интерес. Одной из перспективных отраслей энергетики на данный момент является электрохимическая энергетика. В данной работе Я постаралась рассмотреть различные химические источники энергии, в частности аккумуляторы, как используемые в промышленности уже давно, так и на данный момент находящиеся в разработке.  
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

2. Литературный обзор.  Химические способы  аккумуляции энергии.

2.1. Электрохимическая энергетика. Основные понятия и явления. 

Электрохимическая энергетика охватывает процессы и устройства генерации и аккумулирования электрической энергии с помощью электрохимических методов.[2] Генерация электрической энергии происходит путем преобразования химической энергии в электрическую. Электрохимическим методом можно также обратно преобразовать электрическую энергию в химическую и таким образом накапливать электрическую энергию в химической форме.

Процессы  собственного преобразования химической энергии в электрическую и  электрической энергии в химическую осуществляются в электрохимических  элементах.

Простейший  электрохимический элемент состоит  из двух электродов, разделенных ионным проводником или электролитом. На границе между электродом и ионным проводником возникает скачок потенциала, называемый электродным потенциалом. На электродах протекают реакции окисления восстановителя и восстановления окислителя.

Совокупность  окислителя, восстановителя и ионного  проводника называется электрохимической  системой элемента.

Стоит отметить, насколько необходимо разделять  окислитель и восстановитель для  протекания электрохимического процесса. Для этого приведем простой пример. Если опустить цинковую и медную палочки в раствор смеси цинковой и медной солей, пройдет реакция

Zn + Cu²⁺ = Zn²⁺ + Cu

Цинк  отдаст электроны и окислится  до иона цинка, а медь получит электроны и восстановится до металла. Раствор при этом нагреется, то есть химическая энергия реакции перейдет не в электрическую, а в тепловую!

С другой стороны, если окислитель и восстановитель просто пространственно разделить, например цинковую палочку опустить в раствор цинковой соли, а медную палочку – в раствор медной соли, растворы разделить перегородкой сквозь которые могут проходить ионы, то ни окисление, ни восстановление протекать не смогут, пока цинк и медь не будут соединены проводником, по которому электроны будут проходить с одного электрода (Zn) на другой (Сu).[3] 
 
 
 

2.2. Виды химических источников тока. 

В зависимости  от эксплуатационных особенностей и  от электрохимической системы (совокупности реагентов и электролита) электрохимические элементы делятся на:  

а) гальванические элементы.

В гальванических элементах происходит непосредственно  преобразование химической энергии  в электрическую. Окислитель и восстановитель входят в состав электродов, которые расходуются в процессе работы элемента. В качестве примера можно привести следующую электрохимическую систему элементов:

(+) HgO | КОН | Zn (-)

При замыкании  внешней цепи в элементе генерируется постоянный ток в результате протекания следующих процессов:

окисления цинка (восстановителя):

Zn + 2OH ^– → ZnO + H₂O + 2e ^–

восстановления  оксида ртути (окислителя) :

HgO + H₂O + 2e ^– = Hg + 2OH ^–

Движения  гидроксид-ионов в растворе и  движения электронов во внешней цепи от зоны протекания реакции окисления в зону протекания реакции восстановления.

Суммируя  реакции, получаем

HgO + Zn = ZnO + Hg.

Таким образом, в результате протекания в  элементе вышеуказанной реакции  во внешней цепи генерируется постоянный ток, то есть химическая энергия превращается в электрическую. Вышеуказанная реакция называется токообразующей.

После расхода окислителя и восстановителя элемент выходит из строя, поскольку  он является элементом одноразового действия. 

б) топливные элементы

Если  вместо расходуемых электродов в элементе применяют нерасходуемые, а реагенты хранят вне элемента и подают в него в процессе работы, то такое устройство называют топливным элементом. В топливных элементах электроды служат проводниками и катализаторами электрохимических реакций. В качестве примера рассмотрим работу кислородно-водородного топливного элемента с щелочным электролитом (водным раствором KOH).

Токообразующей  в топливном элементе будет реакция  образования воды из водорода и кислорода:

H₂ + ½ O₂ = H₂O.

Схему топливного элемента можно записать в виде

(+) O₂, Me₁ | KOH | Me₂, H₂(-),

где Me₁ и Me₂ – нерастворимые электроды, катализирующие реакции.

При замыкании  внешней цепи на аноде происходит электрохимическое окисление водорода (топлива):

H₂ + 2OH^– - 2e^– = 2H₂O.

На катоде идет электрохимическое восстановление кислорода (окислителя) :

½ O₂ + H₂O + 2e^– = 2OH^–.

Гидроксид-ионы двигаются в элементе от катода к  аноду, а электроны во внешней  цепи от анода к катоду.

Поскольку во внешней цепи перемещаются электроны, то есть возникает электрический ток, то в топливном элементе химическая энергия превращается в электрическую энергию.

Для осуществления  токообразующей реакции необходимо разделить окислитель и топливо, обеспечить протекание полуреакций и направленное движение электронов и ионов. Все эти функции выполняет топливный элемент. Электроды топливного элемента обеспечивают протекание электрохимических реакций, подвод и отвод электронов, электролит – движение ионов и разделение окислителя и восстановителя.

В отличие  от гальванического элемента топливный элемент может работать длительно. Он преобразует химическую энергию в электрическую, пока в него поступают реагенты.  

в) электролизная ячейка.

Процесс преобразования электрической энергии  в химическую происходит в электролизных ячейках, в которых под действием электрического тока протекают химические реакции (электролиз). Например, при электролизе вода разлагается на водород и кислород:

H₂O = H₂ + ½O₂.

Простейшая  электролизная ячейка, как и элемент, состоит из двух электродов и ионного проводника (электролита) между ними. Под действием электрического тока на катоде ячейки идет электрохимическое восстановление окислителя, на аноде – электрохимическое окисление восстановителя. В электролите двигаются ионы между электродами.

Например, при электролизе воды в ячейке с щелочным электролитом на катоде идет реакция

2H₂O + 2e^- = H₂ + 2OH^-,

На аноде –  реакция

2OH^- - 2e^- = ½O₂ + H₂O.

В электролите (растворе KOH) гидроксид-ионы двигаются от катода к аноду. 

г) электрохимический аккумулятор.

Устройство, в котором происходит как процесс  преобразования химической энергии  в электрическую, так и обратный процесс преобразования электрической  энергии в химическую, получил  название электрохимического аккумулятора или просто аккумулятора. Из определения следует, что аккумулятор сочетает в себе как гальванический элемент, так и электролизную ячейку. Процесс преобразования электрической энергии в химическую называется зарядом аккумулятора, в этом режиме аккумулятор работает как электролизная ячейка. В процессе заряда происходит накопление энергии в виде химической энергии окислителя и восстановителя. Процесс преобразования химической энергии в электрическую получил название разряда аккумулятора. В этом режиме аккумулятор работает как гальванический элемент. [4.]

Рассмотрим  в качестве примера процессы в  свинцовом аккумуляторе, электрохимическую  систему которого можно представить  в виде

(+) PbO₂ | H₂SO₄ | Pb(-).

Процесс заряда и разряда выражается следующим  уравнением:

PbO₂ + Pb + H₂SO₄ = 2PbSO₄ + 2H₂O

Уравнение реакции является суммой уравнений реакций, происходящих на положительном и отрицательном электродах аккумулятора.

(+) PbO₂ + H₂SO₄ + 2H⁺ + 2e^- = 2PbSO₄ + 2H₂O

(-) Pb + H₂SO₄ – 2e- = PbSO₄ + 2H⁺

Поскольку тема работы звучит как «Химические основы аккумуляции (т.е. накапливания) энергии», в дальнейшем будут рассмотрены именно аккумуляторы энергии. 

2.3. Электрохимические  аккумуляторы. 

В настоящий  момент в массовом масштабе выпускаются  свинцовые, никель-кадмиевые и никель-железные аккумуляторы, никель-цинковые и никель-водородные аккумуляторы. 

2.3.1. Свинцовые аккумуляторы. 

Первый действующий  образец свинцового аккумулятора, созданный в 1859 г. французским исследователем Планте, состоял из двух свинцовых листов, разделенных полотняным сепаратором, свернутых в спираль и вставленных в банку с серной кислотой. При первом заряде на положительном электроде образовывался поверхностный слой двуокиси свинца. Для увеличения емкости аккумулятора проводился многократный его заряд и разряд; при этом происходило развитие поверхности электродов. В 1880 г. Фор предложил изготавливать электроды путем намазки на свинцовые листы пасты из окислов свинца и серной кислоты. За счет этого была значительно повышена емкость электродов. В 1881 г. Фолькмар предложил использовать в качестве основы пастированных пластин не листы, а свинцовую решетку; впоследствии, по патенту Селона, свинцовая решетка была заменена решеткой из более жесткого свинцово-сурьмяного сплава.[5]

Электрохимическая система свинцовых аккумуляторов  состоит из диоксида свинца, свинца и раствора серной кислоты:

PbO₂ | H₂SO₄ | Pb\

Токообразующая  реакция записывается уравнением

PbO₂ + Pb + H₂SO4 = 2PbSO4 + 2H₂O

Стандартный потенциал свинцового электрода  по отношению к водородному электроду  равен – 0.356 В, диоксидсвинцового + 1.685 В. ЭДС аккумулятора, т.е. разность его потенциалов в отсутствие протекания тока во внешней цепи в зависимости от концентрации серной кислоты в электролите равна