Здесь можно найти образцы любых учебных материалов, т.е. получить помощь в написании уникальных курсовых работ, дипломов, лабораторных работ, контрольных работ и рефератов. Так же вы мажете самостоятельно повысить уникальность своей работы для прохождения проверки на плагиат всего за несколько минут.

ЛИЧНЫЙ КАБИНЕТ 

 

Здравствуйте гость!

 

Логин:

Пароль:

 

Запомнить

 

 

Забыли пароль? Регистрация

Повышение уникальности

Предлагаем нашим посетителям воспользоваться бесплатным программным обеспечением «StudentHelp», которое позволит вам всего за несколько минут, выполнить повышение уникальности любого файла в формате MS Word. После такого повышения уникальности, ваша работа легко пройдете проверку в системах антиплагиат вуз, antiplagiat.ru, etxt.ru или advego.ru. Программа «StudentHelp» работает по уникальной технологии и при повышении уникальности не вставляет в текст скрытых символов, и даже если препод скопирует текст в блокнот – не увидит ни каких отличий от текста в Word файле.

Результат поиска


Наименование:


курсовая работа Физико-химические исследования химических источников тока (хит) (гальванических элементов)

Информация:

Тип работы: курсовая работа. Добавлен: 11.09.2012. Сдан: 2011. Страниц: 6. Уникальность по antiplagiat.ru: < 30%

Описание (план):


                  «МОСКОВСКИЙ АВИАЦИОННЫЙ ИНСТИТУТ
(национальный исследовательский университет)» (МАИ) 
 
 
 
 
 
 

КУРСОВАЯ РАБОТА 
 
 
 

  
 

       Физико-химические исследования химических источников тока (хит)
     (гальванических элементов)
                    
 
 

   
 

    
                           

Выполнила студентка гр.2О-106Б
И.C. Ткаченко 
 
 
 
 
 
 

Москва
2011 

            1.         ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ 

Электрохимическими  процессами называют процессы взаимного  превращения химической и электрической  форм энергии.
Электрохимические процессы можно разделить на две  основные группы:
1) процессы превращения  химической энергии в электрическую  (в гальванических элементах); 2) процессы  превращения электрической энергии  в химическую (электролиз).
Простейшая электрохимическая  система состоит из двух электродов и ионного проводника между ними. Электроды замыкаются металлическим  проводником (проводником 1-го рода). Ионным проводником (проводником 2-го рода) служат растворы или расплавы электролитов, а также твердые электролиты. Электродами называют проводники, имеющие  электронную проводимость и находящиеся  в контакте с ионным проводником.
Количественные характеристики электрохимических процессов устанавливаются  законами Фарадея, открытыми в 1833 г. С учетом современной терминологии эти законы формулируются так:
Масса вещества, испытавшего  электрохимическое превращение  на электроде, прямо пропорциональна  количеству электричества, прошедшего через электролит.
При пропускании  одинакового количества электричества  через растворы или расплавы различных  электролитов массы веществ, выделяющихся на электродах, пропорциональны молярным массам их эквивалентов.
Экспериментально  установлено, что для выделения  на электроде одной молярной массы  эквивалента вещества В необходимо затратить одно и то же количество электричества, равное примерно 96500 Кл. Оно получило название постоянной Фарадея  F.
Оба закона Фарадея  можно объединить одной формулой: 

m(В) = = , 

где m(B) – масса вещества, окисленного или восстановленного на электроде, г; Mэк(В) – молярная масса эквивалентов вещества В, г/моль; Q – количество электричества, прошедшего через электролит, Кл. (Q = I?t, где I – сила тока, А; t – время, с).
Показателем эффективности  электролиза является выход по току h (%), определяемый как отношение массы вещества, фактически полученной в данных условиях, mфакт к массе вещества, теоретически вычисленной на основе закона Фарадея, mтеор:
h = %. 

химические источники  тока – обширный раздел электрохимии, посвященный вопросам разработки различных  систем гальванических элементов, батареек, аккумуляторов, топливных элементов, электрохимических генераторов, а  также технологии их изготовления. Назначение их крайне разнообразно –  от жизнеобеспечения космических станций, питания двигателей подводных лодок  и радиоаппаратуры, до питания наручных часов, фотоаппаратов, мобильных телефонов, видеотехники и т.д. В авиации применяются кислотные(свинцовые) и щелочные(серебряноцинковые, кадмиевоникелевые и др.) аккумуляторы .Исследование и разработка топливных элементов для автомобильной промышленности, для космических объектов и других объектов современной и будущей техники – важнейшие задачи электрохимической науки и технологии; 
 
 

2. Принцип образования двойного электрического слоя. 

Двойной электрический слой (межфазный) (ДЭС) — слой ионов, образующийся на поверхности частиц в результате адсорбции ионов из раствора, диссоциации поверхностного соединения или ориентировании полярных молекул на границе фаз. Ионы, непосредственно связанные с поверхностью называются потенциалопределяющими. Заряд этого слоя компенсируется зарядом второго слоя ионов, называемых противоионами. 

Механизм образования ДЭС 

Двойной электрический слой возникает при контакте двух фаз, из которых хотя бы одна является жидкой. Стремление системы понизить поверхностную энергию приводит к тому, что частицы на поверхности раздела фаз ориентируются особым образом. Вследствие этого контактирующие фазы приобретают заряды противоположного знака, но равной величины, что приводит к образованию двойного электрического слоя. Можно выделить три механизма образования ДЭС:
Переход ионов или электронов из одной фазы в другую (поверхностная ионизация). Примером может служить диссоциация поверхностных функциональных групп, принадлежащих одной из фаз (как правило, твердой). Для определения знака заряда поверхности используется правило Фаянса — Панета
Преимущественная адсорбция в межфазном слое ионов одного знака.
Ориентирование полярных молекул в поверхностном слое. По этому механизму ДЭС образуется в случае, если вещества, составляющие фазы системы не могут обмениваться зарядами. Для определения знака заряда поверхности используют правило Кёна, гласящее, что из двух соприкасающихся фаз положительно заряжается та, которая имеет большую диэлектрическую проницаемость. 

3.       Механизм возникновения  электродного потенциала
Теоретической основой  объяснения возникновения электродных  потенциалов является сольватационная теория Л.В.Писаржевского - Н.А.Изгарышева. Согласно этой теории при погружении металлической пластинки в раствор собственной соли имеют место два основных процесса. Первый процесс – это ионизация металла пластинки, где в узлах кристаллической решетки находятся ионы – атомы:
Ме ? Меn+ + ne
Ионизация происходит под действием полярных молекул  растворителя (воды). Образующиеся при  этом электроны концентрируются  на пластинке, заряжая ее отрицательно, а образующиеся катионы металла  переходят с пластинки в раствор  и концентрируются возле пластинки (рис.1).

Второй процесс – это взаимодействие молекул растворителя с ионами металла, т.е. сольватация образующихся ионов:                Меn+ + mH2O? Меn+ ? mH2O
При погружении пластинки металла в раствор вначале преобладает процесс ионизации металла:
Ме ® Меn+ + ne
но со временем скорость прямой реакции уменьшается, а растет скорость обратной реакции:
   Меn+ + ne ® Ме
пока между этими  процессами не установится динамическое равновесие:
Ме + mH2O ? Меn+ ? mH2O + ne
или упрощенно                   Ме ? Меn+ + ne
При этом на границе  металл – раствор (твердая фаза –  жидкость) устанавливается равновесный  двойной электрический слой (ДЭС), т.е. упорядоченное распределение  противоположно заряженных частиц на границе раздела фаз (рис 1). ДЭС  будет соответствовать скачок потенциала называемый электродным потенциалом. Потенциал, возникающий в условиях равновесия электродной реакции, называется равновесным электродным потенциалом. Абсолютное значение электродного потенциала экспериментально определить невозможно. Однако можно определить разность электродных  потенциалов. Поэтому для характеристики электродных процессов пользуются относительными значениями электродных  потенциалов. Для этого находят  разность потенциалов измеряемого  электрода и электрода, потенциал  которого условно принимают равным нулю. На величину электродного потенциала влияют природа металла и растворителя. Чем меньше активность металла, тем  меньшее количество электронов образуется на пластинке и тем меньший  отрицательный заряд возникает  на ней. Например, отрицательный заряд  медной пластинки в растворе своей  соли будет меньше заряда цинковой пластинки, помещенной в раствор  собственной соли. Поэтому по отношению  к цинковой пластинке (более активный металл) заряд медной пластинки принято  считать «положительным». Кроме  природы металла электродный  потенциал зависит от  температуры, активности ионов металла в растворе, а также величины заряда иона металла  в растворе. Например, потенциал  железного электрода в растворе FeCl3 будет больше потенциала этого же электрода в растворе FeCl2.
Влияние всех перечисленных  факторов на величину электродного потенциала металлического электрода выражается уравнением Нернста: 
j = j0 +
где j0 Меn+/Ме – стандартный электродный потенциал, значение которого определяется природой металла и растворителя, R – универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/моль?К; Т – температура в Кельвинах; n – заряд ионов металла; F – число Фарадея, равное 96500 Кл/моль; ln – натуральный логарифм; аМеn+ – активность (концентрация) потенциалопределяющих ионов металла в растворе, моль/л. 
 

                                             

                                         4.     Термодинамические характеристики ХИТ 

К термодинамическим  характеристикам ХИТ относятся  энергия Гиббса и Э.Д.С. (Е0,Дж), а также потенциалы электродов.
Энергия Гиббса токообразующей реакции (?G0) определяется из выражения
        (10)
где: - энергия Гиббса продуктов реакции;
- энергия Гиббса исходных веществ токообразующей реакции, которые называются активными материалами.
Стандартная электродвижущая  сила (Э.д.с.) ХИТ вычисляется по соотношению:
          (11)
где: F – число Фарадея (F = 96498 кулонов);
z – число электронов, участвующих в обмене электронами между окислителем и восстановителем.
Э.д.с. ХИТ по физическому смыслу есть разница равновесных потенциалов электродов, т. е.
.          (12)
Для рассмотренной  электрохимической системы потенциалы положительного и отрицательного определяются уравнением Нернста:
       (13)
        (14)
а э.д.с. ХИТ    
 

5.  Принцип устройства и работы ХИТ. 

Химические источники  тока (ХИТ) – это устройство для  прямого превращения химической энергии в электрическую. По сравнению  с сетью переменного тока, обеспечивающей более чем 99 % потребностей человечества в электроэнергии, ХИТ незаменимы как источники электропитания движущихся объектов (все виды транспорта, включая  подводные лодки и космические  объекты), переносных электронных приборов и бытовой техники (сотовая телефонная связь и компьютерная техника). Простота устройства (отсутствие движущихся и  вращающихся деталей) и технологии изготовления (штамповка, прессование, завальцовка) обеспечивают производство и потребление ХИТ разных типов миллионными тиражами. 
 

Химические источники  электрической энергии (химические источники или ХИТ) это устройства, в которых химическая энергия самопроизвольно протекающей реакции превращается в электрическую.
Первым условием работы химического источника тока является наличие окислителя и восстановителя (топлива). Но если в стакан с раствором  CuSO4 опустить цинковую пластину или железный гвоздь, пойдёт самопроизвольная химическая реакция восстановления ионов меди и окисления цинка (или железа).
Cu2+ + Zn (Fe) = Cu + Zn2+ (Fe2+).         (1)
Эта реакция  протекает электрохимическим путём, т. е. состоит из одновременно протекающих двух реакций:
Cu2+ + 2е > Cu;           (2)
Zn (Fe) > Zn (Fe)2+ + 2е.          (3)
При этом происходит обмен электронами на границе  контакта металла с раствором  CuSO4, но никакой электрической энергии не вырабатывается. Следовательно, требуется особенная организация процессов восстановления окислителя и окисления восстановителя (топлива).
Поэтому вторым условием работы ХИТ является отсутствие прямого контакта окислителя с топливом и протекание стадий окисления топлива и восстановления окислителя на раздельных электродах. Эти стадии называются электродными реакциями, а сумма их токообразующей реакцией.
Точное  определение ХИТ – это устройство, в котором химическая энергия (энергия Гиббса) окислительного и восстановительного процесса, протекающих на пространственно разделённых и соприкасающихся с электролитом электродах, превращается в электрическую.
Основными конструктивными  составляющими ХИТ являются электроды  или полуэлементы.
Для рассмотренного примера электрод с окислителем  предстанет в виде Cu2+/ Cu, а электрод с топливом в виде Zn2+/ Zn.
На границе  металл – раствор устанавливается  равновесные состояния в виде реакций с их потенциалами по водородной шкале
Cu> Cu2+ + 2е,           (4)
Zn> Zn2+ + 2е,           (5)
Для создания ХИТ  на основе этих электродов необходим  также контакт двух электролитов через полупроницаемую мембрану. В общепринятом виде система такого ХИТ запишется:
(–)Zn¦ ZnSO4¦ CuSO4¦Cu(+).
При этом знаки  электродов определяются равновесными электродными потенциалами.

Рис. 1. Схема  элемента Даниэля-Якоби и его  работа:
R – полезная нагрузка (потребитель электроэнергии); 1 – анод Zn2+/Zn; 2 – катод Cu2+/Cu; 3 – полупроницаемая диафрагма. 

При разряде  элемента вблизи поверхности отрицательного (Zn-) электрода создаётся избыток катионов Zn2+ и недостаток анионов , в результате чего возникает встречная диффузия их. У поверхности положительного (Cu) электрода создаётся недостаток разряжающихся катионов Cu2+ и избыток анионов . Таким образом, при разряде ХИТ в целом происходит перемещение катионов от отрицательного электрода (анода) к положительному (катоду), а анионов – от положительного электрода к отрицательному.
Если электроды  замкнуть внешней цепью, поток электронов от более отрицательного электрода к более положительному вызовет сдвиг равновесия на них в сторону окисления топлива (Zn2+/Zn – электрод – анод) и восстановления окислителя (Cu2+/ Cu – электрод – катод).
Zn > Zn2+ + 2е;           (6)
Cu2+ + 2е > Cu;            (7)
Токообразующая реакция запишется в виде
Zn + Cu2+>  Zn2+ + Cu           (8)
или
Zn + CuSO4 > ZnSO4 + Cu.         (9)
Поток электронов по внешней цепи может совершать  полезную работу на объекте потребления  электрической энергии R. 

6.        Классификация электродов
Все используемые в  потенциометрии электроды классифицируются по назначению и по механизму возникновения  потенциала.
По своему назначению все электроды делятся на электроды  сравнения, потенциалы которых не зависят  от концентрации исследуемого раствора и электроды определения, на потенциал  которых влияет концентрация ионов.
По механизму возникновения  электродного потенциала различают  обратимые и необратимые электроды.
Обратимыми называются электроды, в которых реакция  может идти как в прямом, так  и в обратном направлении. Если изменить направление движения тока, то реакция  Zn + Cu2+ ? Zn2+ + Cu пойдет в обратном направлении. Металлические электроды (Zn|Zn2+, Cu|Cu2+ и др.) являются обратимыми. Необратимыми электродами являются электроды, на которых при изменении направления тока идет не обратная, а побочная реакция.
Обратимые электроды  делят на электроды первого рода, электроды второго рода, окислительно-восстановительные электроды и ионноселективные электроды.
Электроды I рода обратимы только по отношению к одному виду иона - катиона или аниона. К ним  относятся, например, рассматриваемые  выше  металлические электроды, обратимые  относительно катиона (Zn|Zn2+, Cu|Cu2+ и др.). Они применимы как электроды определения (индикаторные электроды). Потенциал такого электрода зависит по уравнению Нернста от концентрации (активности) одного иона.
К электродам первого  рода относятся также газовые  электроды, которые могут быть обратимы по отношению к катиону или  аниону. Их создают по схеме 
(Ме) газ|раствор. Металл должен быть инертным по отношению в веществам, находящимся в растворе и необходим для создания поверхности, на которой протекает реакция. Типичным примером газового электрода является водородный электрод
(Pt)H2|2H+. Водородный электрод используется как стандартный электрод сравнения , но может служить и электродом определения (когда аН+ ? 1 моль/л). Если перейти от натурального логарифма ln к десятичному lg, то уравнение Нернста для водородного электрода примет вид:
j = j0 +
Так как при 298К  сомножитель   0,059,     а j0 = 0   и   n =1,
то   j   = 0,059   или    j = –0,059 рН.                   (4)
Отсюда,   рН = –                                                                    (5)
Электроды II рода обратимы по отношению к двум видам ионов, т.е. их потенциал зависит от активности (концентрации) катиона металла в  растворе и аниона труднорастворимой  соли этого металла.
Электрод II рода состоит  из металла, покрытого слоем его  труднорастворимой соли, погруженного в раствор электролита, содержащий анион одноименный с труднорастворимой  солью. Примером такого электрода является хлорсеребряный электрод (рис.4), который  состоит из серебряной проволоки (1) с нанесенным слоем АgCI (2), погруженной в раствор, содержащий  CI-ионы (HCl, KCl) определенной концентрации, (4) – микрощель для контакта с исследуемым раствором.

Основному химическому  процессу 
Ag+ + e ? Ag сопутствует реакция растворения-осаждения труднорастворимого электролита AgCI:  AgCI ? Ag++ CI
В присутствии CI –ионов растворимость AgCI снижается. При данной температуре и данной концентрации KCI концентрация ионов Ag+ практически постоянна. Потенциал возникает на границе Ag?Ag+ вследствие протекания электродной реакции: 
AgCI (т.в.) + e ? Ag + CI .
Этот потенциал  может быть выражен уравнением Нернста:
j х.с. = j0 Ag+/ Ag +
Для AgCI термодинамическая константа растворимости равна:
=aAg+ ? aCI-,    отсюда     .
Подставляя значение aAg+ в уравнение Нернста, получим:
j х.с. = j0 Ag+/Ag = j0 Ag+/Ag    –
Соединяя постоянные при данной температуре величины   j0 Ag+/Ag  и   в одну j0х.с. (постоянная хлорсеребряного электрода), получим уравнение потенциала хлорсеребряного электрода:
j х.с. = j0х.с.  –   .           (6)
В конечном итоге  потенциал хлорсеребряного электрода  зависит от активности (концентрации) ионов хлора в растворе, связанной  с активностью катионов серебра  через величину . Так как n = 1, то при 298К j х.с. = j0х.с. – 0,059 lg
Используя хлорсеребрянный электрод как электрод сравнения, проще всего поддерживать постоянную активность Cl – ионов, используя насыщенный раствор KCl. Схема такого электрода Ag?AgCI, KCI.
Ионоселективные электроды  — это электроды, потенциал которых  зависит от концентрации только одного какого-то иона в растворе. Они служат электродами определения. При помощи ионоселективных электродов можно  определить концентрацию ионов Н+, Na+, K+, Ca2+, , CI, NO и др.
Одним из важнейших  представителей группы ионоселективных  электродов является стеклянный электрод, потенциал которого зависит только от активности ионов водорода Н+.
Стеклянный электрод (рис.6) представляет собой тонкостенный шарик (мембрана) из специального сорта  токопроводящего литиевого стекла (1), наполненный раствором 0,1М HCI (2). В  раствор соляной кислоты погружен внутренний хлорсеребряный электрод сравнения (3). Электродная реакция сводится к обмену ионами Н+ между двумя фазами: стеклянной мембраной (1) и исследуемым раствором (4), которая протекает на поверхности стекла:    R (Na+, Li+) + H+? R(H+) + (Na+, Li+)

Состояние поверхности  стекла определяется главным образом  активностью ионов Н+. Стеклянный электрод с водородной функцией схематически записывается:
Ag?AgCI, 0,1M HCI?стекло ?Н+, раствор
            j1                                         j2           j3 

Потенциал стеклянного  электрода складывается из нескольких потенциалов:
j стекл. = j + j2 + j3,
где j1 – потенциал внутреннего хлорсеребряного электрода сравнения (величина постоянная); j2 - потенциал внутренней поверхности стеклянной мембраны (величина постоянная); j3 - потенциал наружной поверхности стеклянной мембраны (величина переменная, зависящая от активности Н+ в исследуемом растворе).Объединяя постоянные величины под К получим уравнение потенциала стеклянного электрода:
j стекл. = К + 0,059 lg aH+    или   j стекл = К – 0,059 рН,     где К = j1 + j2. 

7.  Аккумуляторы 

Это химические источники тока с регенерацией активных материалов путём заряда, пропускания тока в обратном направлении. Их другое название вторичные источники.
Если срок службы элементов исчисляется временем хранения их на складе в сумме с  временем их эксплуатации, то у аккумуляторов  срок службы исчисляется числом зарядно  – разрядных циклов.
Аккумуляторы  характеризуются не только ёмкостью и энергоёмкостью, но и коэффициентами их отдачи:
 и  ,      (19)
где: СЗ и WЗ – ёмкость и энергоёмкость заряда.
Коэффициент отдачи энергии аккумулятора – это его  к.п.д.
Число зарядно–разрядных  циклов у разных аккумуляторов колеблется от нескольких сот до нескольких тысяч, а время службы – от нескольких лет до десяти и больше. По суммарной  ёмкости производства и эксплуатации аккумуляторы являются самыми массовыми  ХИТ.
Основные виды аккумуляторов приведены в таблице 1.
В последние  десятилетия были изобретены и производятся для компьютерной техники и сетевых  телефонов аккумуляторы на основе сложных  электрохимических систем с высокой  удельной ёмкостью и энергоёмкостью. 

8.     Перспективы использования ХИТ в авиационной технике. 

После
и т.д.................


Перейти к полному тексту работы


Скачать работу с онлайн повышением уникальности до 90% по antiplagiat.ru, etxt.ru или advego.ru


Смотреть полный текст работы бесплатно


Смотреть похожие работы


* Примечание. Уникальность работы указана на дату публикации, текущее значение может отличаться от указанного.