Как называется реакция разных пластин вырабатывается ток
Перейти к содержимому

Как называется реакция разных пластин вырабатывается ток

  • автор:

Электролиз как окислительно-восстановительный процесс

Электролиз — это окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении постоянного электрического тока через раствор или расплав электролитов.

Для осуществления электролиза к отрицательному полюсу внешнего источника постоянного тока присоединяют катод, а к положительному полюсу — анод, после чего погружают их в электролизер с раствором или расплавом электролита.

Электроды, как правило, бывают металлические, но применяются и неметаллические, например графитовые (проводящие ток).

На поверхности электрода, подключенного к отрицательному полюсу источника постоянного тока (катоде), ионы, молекулы или атомы присоединяют электроны, т. е. протекает реакция электрохимического восстановления. На положительном электроде (аноде) происходит отдача электронов, т. е. реакция окисления. Таким образом, сущность электролиза состоит в том, что на катоде происходит процесс восстановления, а на аноде — процесс окисления.

В результате электролиза на электродах (катоде и аноде) выделяются соответствующие продукты восстановления и окисления, которые в зависимости от условий могут вступать в реакции с растворителем, материалом электрода и т. п., — так называемые вторичные процессы.

Металлические аноды могут быть: а) нерастворимыми или инертными (Pt, Au, Ir, графит или уголь и др.), при электролизе они служат лишь передатчиками электронов; б) растворимыми (активными); при электролизе они окисляются.

В растворах и расплавах различных электролитов имеются разноименные по знаку ионы, т. е. катионы и анионы, которые находятся в хаотическом движении. Но если в такой расплав электролита, например расплав хлорида натрия NaCl, опустить электроды и пропускать постоянный электрический ток, то катионы Na + будут двигаться к катоду, а анионы Cl – — к аноду. На катоде электролизера происходит процесс восстановления катионов Na + электронами внешнего источника тока:

Na + + e – = Na 0

На аноде идет процесс окисления анионов хлора, причем отрыв избыточных электронов от Cl – осуществляется за счет энергии внешнего источника тока:

Cl – – e – = Cl 0

Выделяющиеся электронейтральные атомы хлора соединяются между собой, образуя молекулярный хлор: Cl + Cl = Cl2, который и выделяется на аноде. Суммарное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2NaCl —> 2Na + + 2Cl – — электролиз —> 2Na 0 + Cl2 0

Если электролизу подвергается расплав, который содержит несколько различных катионов металлов, то в этом случае последовательность восстановления определяется электродными потенциалами металлов в данных условиях. При этом в первую очередь восстанавливаются катионы металлов, обладающих большим значением электродного потенциала.

Окислительно-восстановительное действие электрического тока может быть во много раз сильнее действия химических окислителей и восстановителей. Меняя напряжение на электродах, можно создать почти любой силы окислители и восстановители, которыми являются электроды электролитической ванны или электролизера. Известно, что ни один самый сильный химический окислитель не может отнять у фторид-иона F – его электрон. Но это осуществимо при электролизе, например, расплава соли NaF или CaF2. В этом случае на катоде (восстановитель) выделяется из ионного состояния металлический натрий или кальций:

Na + + e – = Na 0

Ca 2+ + 2e – = Ca 0

на аноде (окислитель) выделяется ион фтора F – , переходя из отрицательного иона в свободное состояние:

F – – e – = F 0 ; F 0 + F 0 = F2 0

2F – – 2e – = 2F 0 ; 2F 0 —> F2 0

Более сложные процессы электролиза протекают в водных растворах электролитов. В качестве примера рассмотрим электролиз водного раствора хлорида натрия. При прохождении тока через раствор протекающие на электродах процессы существенно отличаются от реакций, идущих в расплаве. На катоде вместо ионов Na + будут восстанавливаться молекулы воды:

2H2O + 2e – = H2 + 2OH –

В данном случае два электрона, поступающие с катода, реагируют с двумя молекулами воды, образуя молекулу водорода и два иона гидроксила. На аноде протекает реакция окисления хлорид-ионов:

2Cl – – 2e – = Cl2

Следовательно, при электролизе водного раствора NaCl на катоде выделится водород, а на аноде хлор, в растворе (в катодной зоне) будет накапливаться NaOH. Общее уравнение электролиза водного раствора хлорида натрия в ионной и молекулярной форме можно выразить так:

2H2O + 2Cl – = H2 + Cl2 + 2OH –

2H2 + 2NaCl = H2 + Cl2 + 2NaOH

В случае если раствор очень разбавленный и концентрация NaCl мала, на аноде вместе с ионами Cl – могут окисляться молекулы воды:

2H2O – 4e – = O2 + 4H +

Процесс образования кислорода играет большую роль во многих анодных процессах при электролизе водных растворов.

Рассмотрим, как будет протекать восстановительный процесс на катоде в водных растворах. Руководствуясь таблицей стандартных электродных потенциалов металлов, можно указать следующие случаи:

1. Катионы металлов со стандартным электродным потенциалом, большим, чем у водорода, расположены в ряду напряжений после него: Cu 2+ , Hg2 2+ , Ag + , Pt 2+ , . до Pt 4+ . При электролизе они почти полностью восстанавливаются на катоде и выделяются в виде металла.

2. Катионы металлов с малой величиной стандартного электродного потенциала (металлы начала ряда напряжений Li + , Na + , K + , Rb + , . до Al 3+ включительно). При электролизе на катоде они не восстанавливаются, вместо них восстанавливаются молекулы воды.

3. Катионы металлов со стандартным электродным потенциалом меньшим, чем у водорода, но большим, чем у алюминия (Mn 2+ , Zn 2+ , Cr 3+ , Fe 2+ , . до H). При электролизе эти катионы, характеризующиеся средними величинами электроноакцепторной способности, на катоде восстанавливаются одновременно с молекулами воды.

На катоде легче всего разряжаются катионы того металла, которому отвечает наиболее положительный потенциал. Так, например, из смеси катионов Cu 2+ , Ag + и Zn 2+ при достаточном напряжении на клеммах электролизера вначале восстанавливаются ионы серебра (E 0 =+0,79 В), затем меди (E 0 =+0,337 В) и, наконец, цинка (E 0 =–0,76 В).

Процессы, протекающие на аноде, зависят как от электролита, так и от материала (вещества), из которого сделан анод. Нерастворимые аноды не претерпевают окисления в ходе электролиза. В определенных условиях роль нерастворимых анодов могут выполнять Fe, Ni, Pb, Sn и др. Растворимые аноды в процессе электролиза могут окисляться (разрушаться) и переходить в раствор в виде ионов. Они изготовляются из меди, серебра, цинка, кадмия, никеля и других металлов.

На нерастворимом аноде в процессе электролиза происходит окисление анионов или молекул воды. При электролизе водных растворов бескислородных кислот и их солей (кроме HF и фторидов) у анода будут окисляться (разряжаться) анионы. Так, например, при электролизе растворов кислот и их солей (HI, HBr, HCl и т. п.) на аноде будет окисляться соответствующий ион галогена и передавать свои электроны во внешнюю цепь электролизера, в случае HI реакция на аноде:

I – – e – = I 0 (I 0 + I 0 = I2 0 )

При электролизе кислородсодержащих кислот и их солей (SO4 2– , NO3 – , PO4 3– и т. п.) с максимальной степенью окисления неметалла на аноде окисляются не анионы, а молекулы воды с выделением кислорода, так как потенциал окисления воды значительно меньше, чем для таких анионов. Например:

2SO4 2– – 2e – = S2O8 2– , E 0 =+2,01 В

что на много превышает стандартный потенциал окисления воды

2H2O – 4e – = O2 + 4H + , E 0 =1,228 В

Анионы, содержащие неметалл в промежуточной степени окисления (SO3 2– , NO2 – и др.), сами окисляются на аноде, например:

SO3 2– + H2O – 2e – = SO4 2– + 2H +

При электролизе расплавленного гидроксида натрия NaOH процесс электролиза может быть выражен следующими уравнениями:

4Na + + 4e – = 4Na

4OH – – 4e – = 2H2O + O2

Продукты, выделяющиеся на электродах, могут вступать между собой в химическое взаимодействие, поэтому анодное и катодное пространство разделяют диафрагмой.

Ниже рассмотрим наиболее характерные случаи электролиза с химической точки зрения.

Электролиз водного раствора соли, образованной малоактивным металлом и бескислородной кислотой с инертным анодом.

Рассотрим электролиз водного раствора бромида меди (II) с угольными электродами. В водных растворах электролитов кроме их катионов и анионов имеются также ионы H + и OH – , получающиеся при диссоциации воды. Поэтому при электролизе на катоде могут восстанавливаться катионы электролита и катионы водорода (воды), а на аноде могут окисляться не только анионы электролита, но и гидроксильные ионы воды. В случае если концентрация H + и OH – мала, в окислительно-восстановительных реакциях принимают участие молекулы воды.

При электролизе CuBr2 на электродах произойдут следующие процессы:

Cu 2+ + 2e – = Cu 0 , E 0 =0,337 В

2H2O + 2e – = H2 + 2OH – , E 0 =–0,83 В

2Br – – 2e – = Br2 0 , E 0 =+1,08 В

2H2O – 4e – = O2 0 + 4H + , E 0 =1,228 В

Так как потенциал перехода Cu/Cu 2+ значительно больше, на катоде будет происходить восстановление ионов меди.

Потенциал перехода 2Br – /Br2 0 меньше, следовательно, на аноде будут окисляться преимущественно ионы брома до свободного брома.

Электролиз водного раствора соли, образованной активным металлом и кислородсодержащей кислотой.

Рассмотрим электролиз водного раствора сульфата натрия с нерастворимыми платиновыми электродами. Реакции, происходящие при электролизе водного раствора Na2SO4 на катоде и аноде могут быть выражены следующим образом:

2H2O + 2e – = H2 + 2OH –

2Na + + 2OH – = 2NaOH

2H2O – 4e – = O2 + 4H +

2H + + SO4 2– = H2SO4

Таким образом на катоде выделяется водород, а на аноде — кислород; в катодном пространстве получается гидроксид натрия, в анодном пространстве серная кислота. При смещении растворов (католита и анолита) получится Na2SO4 и H2O. Следовательно, количества ионов натрия и SO4 2– остаются неизменными (соль не расходуется), т. е. в данном случае при электролизе водного раствора Na2SO4 происходит разложение воды.

Электролиз водного раствора соли, образованной активным металлом и бескислородной кислотой.

В качестве примера рассмотрим электролиз водного раствора йодида калия KI с угольными электродами. Йодид калия в водном растворе содержит ионы K + и I – . Катодный процесс аналогичен катодному процессу при электролизе Na2SO4. На аноде отрицательно заряженные ионы йода притягиваются к нему и, отдавая свои электроны, превращаются в молекулярный йод. Следовательно, на катоде выделяется водород, а на аноде йод.

Электролиз раствора соли малоактивного металла с анодом из того же металла.

Рассмотрим электролиз водного раствора сульфата меди CuSO4 с анодом из неочищенной меди. Стандартный потенциал меди Cu/Cu 2+ E 0 =+0,337 В, т. е. значительно больше, чем потенциал процесса восстановления молекул воды E 0 =–0,83 В. Поэтому при электролизе нейтрального раствора CuSO4 на катоде происходит разряд ионов Cu 2+ и выделение меди. На аноде протекает противоположный процесс — окисление металла меди, так как потенциал меди много меньше потенциала окисления воды, а тем более – потенциала окисления иона SO4 2– . Таким образом, при электролизе CuSO4 на катоде осаждается чистая медь – происходит восстановление катионов меди из раствора, а примеси остаются в растворе, и одновременно – растворение (окисление) металла анода. Этот случай электролиза применяется для очистки металлов.

Законы электролиза.

Количественные соотношения при электролизе между выделившимся веществом и прошедшим через электролит электричеством выражаются двумя законами Фарадея.

I закон Фарадея. Количества веществ, выделяющихся на электродах при электролизе, прямо пропорциональны количеству электричества, прошедшего через электролит. Количество вещества, выделяющегося при прохождении через электролит 1 кулона электричества, называется электрохимическим эквивалентом.

II закон Фарадея. Количества веществ, выделившихся на электродах при прохождении одинакового количества электричества, прямо пропорциональны их химическим эквивалентам. Следовательно, для восстановления на катоде и окисления на аноде одного грамм-эквивалента любого вещества необходимо затратить одно и то же количество электричества, а именно 96487 кулонов. Эта константа называется числом Фарадея и обозначается буквой F. Из законов Фарадея вытекает

g = ЭIt/F = ЭIt/96487

где g – масса вещества; Э – грамм-эквивалент; I – сила тока, А; t – продолжительность электролиза, с.

Электрохимическая поляризация при электролизе.

На практике при электролизе нередко сила рабочего тока, пропускаемого через электролитическую ванну за счет внешней электродвижущей силы, постепенно падает, несмотря на то, что напряжение на клеммах электрованны поддерживается постоянным. Вследствие этого процесс электролиза затормаживается, а иногда и совсем может приостановиться. Это обусловлено поляризацией (или электрохимической поляризацией) электродов, т. е. отклонением потенциала электрода от его равновесного значения. Важнейшими видами поляризации являются химическая и концентрационная.

Химическая поляризация – связана с процессами, изменяющими химический состав поверхности электродов. Так, например, благодаря адсорбции или осаждению на них продуктов электролиза химическая природа поверхности электродов в той или иной степени изменяется. В электролизере возникает гальваническая цепь так называемой поляризационной э. д. с., направленной противоположно рабочему току, вследствие чего сила последнего уменьшается, а следовательно, затрудняется и работа электролизера. Иногда продукты электролиза образуют на поверхности электрода пленку труднорастворимого вещества (пленочная поляризация).

Концентрационная поляризация – возникает за счет неодинакового изменения концентраций электрохимически активных веществ в тонком слое раствора, прилежащего к поверхности электродов. Например, при электролизе раствора AgNO3 с серебряными электродами концентрация электролита в катодном пространстве уменьшается, а в анодном увеличивается, что приводит к возникновению концентрационного элемента, э. д. с. которого направлена против рабочей разности потенциалов.

В связи с поляризацией необходимо дополнительное повышение напряжения на клеммах электролизера, чтобы он работал бесперебойно. Вот почему на практике всегда принимают меры для деполяризации, т. е. уменьшения или почти полного устранения поляризации.

Для устранения химической поляризации в качестве деполяризаторов используют соединения, взаимодействующие с веществами, адсорбируемыми электродами и, следовательно, вызывающими поляризацию. В случае концентрационной поляризации используют по возможности невысокую плотность тока, что обусловливает не слишком интенсивное протекание процесса электролиза,а это уменьшает опасность возникновения концентрационной поляризации. Концентрационную поляризацию можно также снизить энергичным перемешиванием электролита.

Потенциал разложения. Перенапряжение.

Для того чтобы протекал процесс электролиза, разность потенциалов, приложенная к электродам, должна быть не меньше некоторой определенной величины, характерной для этого процесса.

Наименьшая разность потенциалов, необходимая для проведения данного процесса электролиза, называется потенциалом разложения или напряжением разложения. Эта величина обычно выражается в вольтах и равна э. д. с. элемента, построенного на продуктах электролиза.

Потенциалы разложения находят опытным путем. Потенциалы разложения простых веществ (HI, HBr, HCl) почти совпадают с их стандартными потенциалами. Менее отчетливо это совпадение наблюдается в более сложных случаях.

Как указано выше, процессы, протекающие в гальванических элементах и при электролизе, являются окислительно-восстановительными. Но их направленность в обоих сопоставляемых случаях взаимно обратная. Следовательно, для проведения электролиза теоретически напряжение должно быь равно э. д. с. гальванического элемента, но иметь противоположное направление. Так, например, э. д. с. гальванического элемента (–)Ni/Ni 2+ //2Cl – /Cl2(+) равна 1,59 В. Данной величине теоретически равен и потенциал разложения. Одднако фактически величина потенциала разложения соли NiCl2 равна несколько большей величине, а именно 1,85 В. Разность между опытным (экспериментальным) и теоретическим значением потенциала разложения называют перенапряжением. Иначе, перенапряжением называют разность между потенциалом разложения, действительно необходимым для протекания электролиза в данной электрохимической системе, и э. д. с. гальванического элемента, отвечающего этой системе. В приведенном нами примере оно равняется 1,85–1,59=0,26 В.

Катодное перенапряжение можно рассматривать как дополнительное напряжение, прикладываемое к катоду (при этом происходит смещение потенциала катода далее в отрицательную сторону), а анодное – к аноду (при этом потенциал анода также смещается далее в положительную сторону). Так, перенапряжение на катоде обусловлено тем, что переход гидратированного иона из водного раствора на катод связан с затратами энергии на перенос ионов металла из раствора к поверхности катода, на разряд катионов с образованием тех или иных химических процессов и т. д.

Величина перенапряжения зависит от ряда факторов: материала электродов (положения металла в ряду напряжений), состояния их поверхности, состава электролита, концентрации раствора, плотности тока и т. д.

Практическое применение электролиза для проведения процессов окисления и восстановления.

Электрохимические поцессы широко применяются в различных областях современной техники, в аналитической химии, биохимии и т. д. В химической промышленности электролизом получают хлор и фтор, щелочи, хлораты и перхлораты, надсерную кислоту и персульфаты, химически чистые водород и кислород и т. д. При этом одни вещества получают путем восстановления на катоде (альдегиды, парааминофенол и др.), другие электроокислением на аноде (хлораты, перхлораты, перманганат калия и др.).

В цветной металлургии электролиз используется для извлечения металлов из руд и их очистки. Электролизом расплавленных сред получают алюминий, магний, титан, цирконий, уран, бериллий и др.

При катодном осаждении металлов на структуру и свойства образующегося слоя металла влияет ряд факторов: 1) состав и природа электролита; 2) плотность тока; 3) температура электролита; 4) природа металла, служащего электродом, и др.

Для рафинирования (очистки) металла электролизом из него отливают пластины и помещают их в качестве анодов в электролизер. При пропускании тока металл, подлежащий очистке, подвергается анодному растворению, т. е. переходит в раствор в виде катионов. Затем эти катионы металла разряжаются на катоде, благодаря чему образуется компактный осадок уже чистого металла. Примеси, находящиеся в аноде, либо остаются нерастворимыми (анодный шлам), либо переходят в электролит и удаляются.

Гальванотехника – область прикладной электрохимии, занимающаяся процессами нанесения металлических покрытий на поверхность как металлических, так и неметаллических изделий при прохождении постоянного электрического тока через растворы их солей. Гальванотехника пожразделяется на гальваностегию и гальванопластику.

Гальваностегия (от греч. покрывать) – это электроосаждение на поверхность металла другого металла, который прочно связывается (сцепляется) с покрываемым металлом (предметом), служащим катодом электролизера.

Перед покрытием изделия необходимо его поверхность тщательно очистить (обезжирить и протравить), в противном случае металл будет осаждаться неравномерно, а кроме того, сцепление (связь) металла покрытия с поверхностью изделия будет непрочной.

Гальванопластика – получение путем электролиза точных, легко отделяемых металлических копий относительно значительной толщины с различных как неметаллических, так и металлических предметов, называемых матрицами.

С помощью гальванопластики изгоовляют бюсты, статуи и т. д. Гальванопластика используется для нанесения сравнительно толстых металлических покрытий на другие металлы (например, образование «накладного» слоя никеля, серебра, золота и т. д.).

Другие применения электролиза.

Кроме указанных выше электролиз нашел применение и в других областях. Укажем некоторые из них: а) получение оксидных защитных пленок на металлах (анодирование); б) электрохимическая обработка поверхности металлического изделия (полировка); в) электрохимическое окрашивание металлов (например, меди, латуни, цинка, хрома и др.); г) очистка воды – удаление из нее растворимых примесей. В результате получается так называемая мягкая вода (по своим свойствам приближающаяся к дистиллированной); д) электрохимическая заточка режущих инструментов (например, хирургических ножей, бритв и т.д.).

Как называется реакция разных пластин вырабатывается ток

Одним из способов получения металлов является электролиз. Активные металлы встречаются в природе только в виде химических соединений. Как выделить из этих соединений в свободном состоянии?

Растворы и расплавы электролитов проводят электрический ток. Однако при пропускании тока через раствор электролита могут происходить химические реакции. Рассмотрим, что будет происходить, если в раствор или расплав электролита поместить две металлические пластинки, каждая из которых соединена с одним из полюсов источника тока. Эти пластинки называются электродами. Электрический ток представляет собой движущийся поток электронов. В результате того, что электроны в цепи движутся от одного электрода к другому, на одном из элек­тродов возникает избыток электронов. Электроны имеют отри­цательный заряд, поэтому этот электрод заряжается отрицатель­но. Его называют катодом. На другом электроде создается не­достаток электронов, и он заряжается положительно. Этот элек­трод называют анодом. Электролит в растворе или расплаве диссоциирует на положительно заряженные ионы — катионы и отрицательно заряженные ионы — анионы. Катионы притягива­ются к отрицательно заряженному электроду — катоду. Анионы притягиваются к положительно заряженному электроду — аноду. На поверхности электродов может происходить взаимодействие между ионами и электронами.

Электролизом называются процессы, происходящие при пропускании через растворы или расплавы электролитов электрического тока.

Процессы, происходящие при электролизе растворов и рас­плавов электролитов, достаточно сильно отличаются. Рассмот­рим подробно оба этих случая.

Электролиз расплавов

В качестве примера рассмотрим электролиз расплава хлори­да натрия. В расплаве хлорид натрия диссоциирует на ионы Na +
и Cl — : NaCl = Na + + Cl —

Катионы натрия перемещаются к поверхности отрицательно заряженного электрода — катода. На поверхности катода имеется избыток электронов. Поэтому происходит передача электронов от поверхности электрода к ионам натрия. При этом ионы Na + превращаются в атомы натрия, то есть происходит восстановле­ние катионов Na + . Уравнение процесса:

Хлорид-ионы Cl — перемещаются к поверхности положительно заряженного электрода — анода. На поверхности анода создан недостаток электронов и происходит передача электронов от анионов Cl — к поверхности электрода. При этом отрицательно заряженные ионы Cl — превращаются в атомы хлора, которые сразу же соединяются в молекулы хлора С l 2 :

2С l — -2е — = Cl 2

Хлорид-ионы теряют электроны, то есть происходит их окисле­ние.

Запишем вместе уравнения процессов, происходящих на ка­тоде и аноде

2 С l — -2 е — = Cl2

В процессе восстановления катионов натрия участвует один электрон, а в процессе окисления ионов хлора — 2 электрона. Однако должен соблюдаться закон сохранения электрического заряда, то есть общий заряд всех частиц в растворе должен быть постоянным Следовательно, число электронов, участвующих в восстановлении катионов натрия, должно быть равно числу электронов, участвующих в окислении хлорид-ионов Поэтому первое уравнение умножим на 2:

2С l — -2е — = Cl 2 1

Сложим вместе оба уравнения и получим общее уравнение ре­акции.

2 Na + + 2С l — = 2 Na + Cl 2 (ионное уравнение реакции), или

2 NaCl = 2 Na + Cl 2 (молекулярное уравнение реакции)

Итак, на рассмотренном примере мы видим, что электролиз является окислительно-восстановительной реакцией. На катоде происходит восстановление положительно заряженных ионов — катионов, на аноде окисление отрицательно заряженных ионов – анионов. Запомнить, какой процесс где происходит, можно с помощью «правила Т»:

каТод — каТион – воссТановление.

Пример 2. Электролиз расплава гидроксида натрия.

Гидроксида натрия в растворе диссоциирует на катионы и гидроксид-ионы .

На поверхности катода происходит восстановление катионов натрия, при этом образуются атомы натрия:

катод (-) Na + +e à Na

На поверхности анода окисляются гидрокисд-ионы, при этом выделяется кислород и образуются молекулы воды:

анод (+) 4 OH — – 4 e à 2 H 2 O + O 2

Запишем вместе уравнения процессов, происходящих на катоде и аноде:

катод (-) Na + + e à Na

анод (+) 4 OH — – 4 e à 2 H 2 O + O 2

Число электронов, участвующих в реакции восстановления катионов натрия и в реакции окисления гидроксид-ионов, должно быть одинаковым. Поэтому умножим первое уравнение на 4:

катод (-) Na + + e à Na 4

анод (+) 4 OH — – 4 e à 2 H 2 O + O 2 1

Сложим вместе оба уравнения и получим уравнение реакции электролиза:

4 NaOH à 4 Na + 2 H 2 O + O 2

Пример 3. Рассмотрим электролиз расплава Al 2 O 3

При помощи этой реакции получают алюминий из боксита – природного соединения, в котором содержится много оксида алюминия. Температура плавления оксида алюминия очень высокая (более 2000º С), поэтому к нему добавляют специальные добавки, понижающие температуру плавления до 800-900º С. В расплаве оксид алюминия диссоциирует на ионы Al 3+ и O 2- . H а катоде восстанавливаются катионы Al 3+ , превращаясь в атомы алюминия:

На аноде окисляются анионы O 2- , превращаясь в атомы кислорода. Атомы кислорода сразу же соединяются в молекулы О2:

2 O 2- – 4 e à O 2

Число электронов, участвующих в процессах восстановления катионов алюминия и окисления ионов кислорода, должно быть равно, поэтому умножим первое уравнение на 4, а второе на 3:

Al 3+ +3 e à Al 0 4

2 O 2- – 4 e à O 2 3

Сложим оба уравнения и получим общее уравнение электролиза:

4 Al 3+ + 6 O 2- à 4 Al 0 +3 O 2 0 (ионное уравнение реакции)

Электролиз растворов

В случае пропускания электрического тока через водный раствор электролита дело осложняется тем, что в растворе при­сутствуют молекулы воды, которые также могут взаимодейство­вать с электронами. Вспомним, что в молекуле воды атомы во­дорода и кислорода связаны полярной ковалентной связью. Электроотрицательность кислорода больше, чем электроотрица­тельность водорода, поэтому общие электронные пары смещены к атому кислорода. На атоме кислорода возникает частичный отрицательный заряд, его обозначают δ-, а на атомах водорода -частичный положительный заряд, его обозначают δ+.

Благодаря такому смещению зарядов молекула воды имеет положительный и отрицательный «полюса». Поэтому молекулы воды могут положительно заряженным полюсом притягиваться к отрицательно заряженному электроду — катоду, а отрицатель­ным полюсом — к положительно заряженному электроду — ано­ду. На катоде может происходить восстановление молекул воды, при этом выделяется водород:

На аноде может происходить окисление молекул воды с выде­лением кислорода:

Поэтому на катоде могут восстанавливаться либо катионы элек­тролита, либо молекулы воды. Эти два процесса как бы конку­рируют между собой. Какой процесс в действительности проис­ходит на катоде, зависит от природы металла. Будут ли на като­де восстанавливаться катионы металла или молекулы воды, за­висит от положения металла в ряду напряжений металлов.

Li K Na Ca Mg Al ¦¦ Zn Fe Ni Sn Pb (H2) ¦¦ Cu Hg Ag Au

Если металл находится в ряду напряжений правее водорода, на катоде восстанавливаются катионы металла и выделяется свободный металл. Если металл находится в ряду напряжений левее алюминия, на катоде восстанавливаются молекулы воды и выделяется водород. Наконец, в случае катионов металлов от цинка до свинца может происходить либо выделение металла, либо выделение водорода, а иногда одновременно выделяются и водород, и металл. Вообще это довольно сложный случай, мно­гое зависит от условий реакции: концентрации раствора, сипы электрического тока и других.

На аноде также может происходить один из двух процессов — либо окисление анионов электролита, либо окисление молекул воды. Какой именно процесс будет протекать на самом деле, зависит от природы аниона. При электролизе солей бескислородных кислот или самих кислот на аноде окисляются анионы. Единственным исключением является фторид-ион F — . В случае кислородсодержащих кислот на аноде окисляются молекулы воды и выделяется кислород.

Пример 1. Давайте рассмотрим электролиз водного раствора хлорида натрия.

В водного растворе хлорида натрия будут находиться катионы натрия Na + , анионы хлора Cl — и молекулы воды.

2 NaCl à 2 Na + + 2 Cl —

2О à 2 H + + 2 OH —

катод (-) 2 Na + ; 2 H + ; 2Н + + 2е à Н 0 2

анод (+) 2 Cl — ; 2 OH — ; 2 Cl — – 2е à 2 Cl 0

Химическая активность анионов в ряду уменьшается.

Пример 2. А если в состав соли входит SO 4 2- ? Рассмотрим электролиз раствора сульфата никеля ( II ). Сульфата никеля ( II ) диссоциирует на ионы Ni 2+ и SO 4 2- :

Катионы никеля находятся между ионами металлов Al 3+ и Pb 2+ , занимающих в ряду напряжения среднее положение, процесс восстановления на катоде происходит по обеим схемам:

катод (-) Ni 2+ ; H + ; Ni 2+ + 2е à Ni 0

Анионы кислородсодержащих кислот не окисляются на аноде (ряд активности анионов), происходит окисление молекул воды:

анод (+) SO4 2- ; OH — ; 2H2O – 4 е à O2 + 4H +

Запишем вместе уравнения процессов, происходящих на катоде и аноде:

катод (-) Ni 2+ ; H + ; Ni 2+ + 2е à Ni 0

анод (+) SO4 2- ; OH — ; 2H2O – 4 е à O2 + 4H +

В процессах восстановления участвуют 4 электрона и в процессе окисления тоже участвуют 4 электрона. Сложим вместе эти уравнения и получим общее уравнение реакции:

Ni 2+ +2 H 2 О + 2 H 2 О à Ni 0 + H 2 + 2ОН — + O 2 + 4 H +

В правой части уравнения находятся одновременно ионы Н + и OH — , которые соединяются с образованием молекул воды:

Н + + OH — à H 2 О

Поэтому в правой части уравнения вместо 4 ионов Н + и 2 ионов OH — запишем 2 молекулы воды и 2 иона Н + :

Ni 2+ +2 H 2 О + 2 H 2 О à Ni 0 + H 2 +2 H 2 О + O 2 + 2 H +

Сократим по две молекулы воды в обеих частях уравнения:

Ni 2+ +2 H 2 О à Ni 0 + H 2 + O 2 + 2 H +

Это краткое ионное уравнение. Чтобы получить полное ионное уравнение, нужно добавить в обе части по сульфат-иону SO 4 2- , образовавшиеся при диссоциации сульфата никеля ( II ) и не участвовавшие в реакции:

Таким образом, у нас при электролизе раствора сульфата никеля ( II ) на катоде выделяется водород и никель, а на аноде – кислород.

Пример 3. Написать уравнения процессов, происходящих при электролизе водного раствора сульфата натрия с инертным анодом.

Стандартный электродный потенциал системы Na + + e = Na 0 значительно отрицательнее потенциала водного электрода в нейтральной водной среде (-0,41 В).Поэтому на катоде будет происходить электрохимическое восстановление воды, сопровождающееся выделением водорода

2О à 2 H + + 2 OH —

а ионы Na + , приходящие к катоду, будут накапливаться в прилегающей к нему части раствора (катодное пространство).

На аноде будет происходить электрохимическое окисление воды, приводящее к выделению кислорода

2 H 2 O – 4е à O 2 + 4 H +

поскольку отвечающий этой системе стандартный электродный потенциал (1,23 В) значительно ниже, чем стандартный электродный потенциал (2,01 В), характеризующий систему

Ионы SO 4 2- , движущиеся при электролизе к аноду, будут накапливаться в анодном пространстве.

Умножая уравнение катодного процесса на два, и складывая его с уравнением анодного процесса, получаем суммарное уравнение процесса электролиза:

6 H 2 O = 2 H 2 + 4 OH — + O 2 + 4 H +

Приняв во внимание, что одновременно происходит накопление ионов в катодном пространстве и ионов в анодном пространстве, суммарное уравнение процесса можно записать в следующей форме:

Таким образом, одновременно с выделением водорода и кислорода образуется гидроксид натрия (в катодном пространстве) и серная кислота (в анодном пространстве).

Пример 4. Электролиз раствора сульфата меди ( II ) CuSO 4 .

катод (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0 2

анод (+) 2H2O – 4 е à O2 + 4H + 1

В растворе остаются ионы Н + и SO 4 2- , т. к. накапливается серная кислота.

Пример 5. Электролиз раствора хлорида меди ( II ) CuCl 2 .

катод (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0

анод (+) 2Cl — – 2e à Cl 0 2

В обоих уравнениях участвуют по два электрона.

Cu 2+ + 2e à Cu 0 1

2Cl — -– 2e à Cl2 1

Cu 2+ + 2 Cl — à Cu 0 + Cl 2 (ионное уравнение)

CuCl 2 à Cu + Cl 2 (молекулярное уравнение)

Пример 6. Электролиз раствора нитрата серебра AgNO 3 .

катод (-) Ag + + e à Ag 0

Ag + + e à Ag 0 4

4 Ag + + 2 H 2 O à 4 Ag 0 + 4 H + + O 2 (ионное уравнение)

4 Ag + + 2 H 2 O à 4 Ag 0 + 4 H + + O 2 + 4 NO 3 — (полное ионное уравнение)

4 AgNO 3 + 2 H 2 O à 4 Ag 0 + 4 HNO 3 + O 2 (молекулярное уравнение)

Пример 7. Электролиз раствора соляной кислоты HCl .

катод (-) 2 H + + 2 e à H 2

анод (+) 2 Cl — – 2 e à Cl 2

2 H + + 2 Cl — à H 2 + Cl 2 (ионное уравнение)

2 HCl à H 2 + Cl 2 (молекулярное уравнение)

Пример 8. Электролиз раствора серной кислоты H 2 SO 4 .

катод (-) 2H+ + 2e à H2

Пример 9. Электролиз раствора гидроксида калия KOH .

Катионы калия не будут восстанавливаться на катоде, так как калий находится в ряду напряжения металлов левее алюминия, вместо этого будет происходить восстановление молекул воды:

катод (-) 2H2O + 2e à H2 +2OH — 2

анод (+) 4OH — — 4e à 2H2O +O2 1

Пример 10. Электролиз раствора нитрата калия KNO 3 .

катод (-) 2H2O + 2e à H2 + 2OH- 2

анод (+) 2H2O – 4 е à O2 + 4H+ 1

При пропускании электрического тока через растворы кислородосодержащих кислот, щелочей и солей кислородсодержащих кислот с металлами, находящимися в ряду напряжения металлов, левее алюминия, практически происходит электролиз воды. При этом на катоде выделяется водород, а на аноде кислород.

Выводы. При определении продуктов электролиза водных растворов электролитов можно в простейших случаях руководствоваться следующими соображениями:

1. Ионы металлов с малой алгебраической величиной стандартного потенциала – от Li + до Al 3+ включительно – обладают весьма слабой тенденцией к обратному присоединению электронов, уступая в этом отношении ионам H + (см. Ряд активности катионов). При электролизе водных растворов соединений, содержащих эти катионы, функцию окислителя на катоде выполняют ионы H + , восстанавливаясь при этом по схеме:

2 H 2 O + 2 е à H 2 + 2OH —

2. Катионы металлов с положительными значениями стандартных потенциалов ( Cu 2+ , Ag + , Hg 2+ и др.) обладают большой тенденцией к присоединению электронов по сравнению с ионами. При электролизе водных растворов их солей функцию окислителя на катоде выделяют эти катионы, восстанавливаясь при этом до металла по схеме, например:

Cu 2+ +2 e à Cu 0

3. При электролизе водных растворов солей металлов Zn , Fe , Cd , Ni и др., занимающих в ряду напряжения среднее положение между перечисленными группами, процесс восстановления на катоде происходит по обеим схемам. Масса, выделившегося металла не соответствует в этих случаях количеству протекшего электрического тока, часть которого расходуется на образование водорода.

4. В водных растворах электролитов функцию восстановителей по отношению к аноду-окислитею могут одноатомные анионы ( Cl — , Br — , J — ), кислородосодержащие анионы ( NO 3 — , SO 4 2- , PO 4 3- и другие), а также гидроксильные ионы воды. Более сильными восстановительными свойствами из них обладают галогенид ионы, за исключением F . Ионы OH занимают промежуточное положение между ними и многоатомными анионами. Поэтому при электролизе водных растворов HCl , HBr , HJ или их солеей на аноде происходит окисление галогенид-ионов по схеме:

2 X — -2 e à X 2 0

При электролизе водных растворов сульфатов, нитратов, фосфатов и т.п. функцию восстановителя выполняют ионы , окисляясь при этом по схеме:

4 HOH – 4 e à 2 H 2 O + O 2 + 4 H +

З а дача 1. При электролизе раствора сульфата меди на катоде выделилось 48 г меди. Найдите объем газа, выде­лившегося на аноде, и массу серной кислоты, образовав­шейся в растворе.

Сульфат меди в растворе диссоциирует ни ионы Си 2+ и S 04 2 ‘.

Запишем уравнения процессов, происходящих на катоде и аноде. На катоде восстанавливаются катионы Си , на аноде происходит электролиз воды:

Cu 2+ +2e- = Cu 12

Общее уравнение электролиза:

2Cu2+ + 2H2O = 2Cu + 4H+ + O2 (краткоеионное уравнение)

Добавим в обе части уравнения по 2 сульфат-иона, которые об­разуются при диссоциации сульфата меди, получим полное ион­ное уравнение:

2Си2+ + 2S042″ + 2Н20 = 2Cu + 4Н+ + 2SO4 2′ + О2

Перепишем уравнение в молекулярном виде:

2CuSO4 + 2H2O = 2Cu + 2H2SO4 + О2

Газ, выделяющийся на аноде — кислород. В растворе образуется серная кислота.

Молярная масса меди равна 64 г/моль, вычислим количество вещества меди:

По уравнению реакции при выделении на катоде 2 моль ме­ди ла аноде выделяется 1 моль кислорода. На катоде выделилось 0,75 моль меди, пусть на аноде выделилось х моль кислорода. Составим пропорцию:

На аноде выделилось 0,375 моль кислорода,

Вычислим объем выделившегося кислорода:

V(O2) = v(O2)«VM = 0,375 моль«22,4 л/моль = 8,4 л

По уравнению реакции при выделении на катоде 2 моль ме­ди в растворе образуется 2 моль серной кислоты, значит, если на катоде выделилось 0,75 моль меди, то в растворе образовалось 0,75 моль серной кислоты, v(H2SO4) = 0,75 моль. Вычислим мо­лярную массу серной кислоты:

M(H2SO4) = 2-1+32+16-4 = 98 г/моль.

Вычислим массу серной кислоты:

m(H2S04) = v(H2S04>M(H2S04) = = 0,75 моль«98 г/моль = 73,5 г.

Ответ: на аноде выделилось 8,4 л кислорода; в растворе образо­валось 73,5 г серной кислоты

Задача 2. Найдите объем газов, выделившихся на катоде и аноде, при электролизе водного раствора, содержащего 111,75 г хлорида калия. Какое вещество образовалось в рас­творе? Найдите его массу.

Хлорид калия в растворе диссоциирует на ионы К+ и Сl:

Ионы калия не восстанавливаются на катоде, вместо этого про­исходит восстановление молекул воды. На аноде окисляются хлорид-ионы и выделяется хлор:

2Н2О + 2е’ = Н2 + 20Н- |1

Общее уравнение электролиза:

2СГl+ 2Н2О = Н2 + 2ОН» + С12 (краткое ионное уравнение) В растворе присутствуют также ионы К+, образовавшиеся при диссоциации хлорида калия и не участвующие в реакции:

2К+ + 2Сl + 2Н20 = Н2 + 2К+ + 2ОН’ + С12

Перепишем уравнение в молекулярном виде:

2КС1 + 2Н2О = Н2 + С12 + 2КОН

На катоде выделяется водород, на аноде хлор, в растворе обра­зуется гидроксид калия.

В растворе содержалось 111,75 г хлорида калия.

Вычислим молярную массу хлорида калия:

М(КС1) = 39+35,5 = 74,5 г/моль

Вычислим количество вещества хлорида калия:

По уравнению реакции при электролизе 2 моль хлорида ка­лия выделяется 1 моль хлора. Пусть при электролизе 1,5 моль хлорида калия выделяется х моль хлора. Составим пропорцию:

2/1=1,5/x , x=1,5 /2=0,75 моль

Выделится 0,75 моль хлора, v(C!2) = 0,75 моль. По уравнению реакции при выделении 1 моль хлора на аноде на катоде выде­ляется 1 моль водорода. Следовательно, если на аноде выделит­ся 0,75 моль хлора, то на катоде выделится 0,75 моль водорода, v(H2) = 0,75 моль.

Вычислим объем хлора, выделившегося на аноде:

V(C12) = v(Cl2)-VM = 0,75 моль«22,4 л/моль = 16,8 л.

Объем водорода равен объему хлора:

По уравнению реакции при электролизе 2 моль хлорида ка­лия образуется 2 моль гидроксида калия, значит, при электроли­зе 0,75 моль хлорида калия образуется 0,75 моль гидроксида калия. Вычислим молярную массу гидроксида калия:

М(КОН) = 39+16+1 — 56 г/моль.

Вычислим массу гидроксида калия:

m(KOH) = v(KOH>M(KOH) = 0,75 моль-56 г/моль = 42 г.

Ответ: на катоде выделилось 16,8 л водорода, на аноде выдели­лось 16,8 л хлора, в растворе образовалось 42 г гидроксида калия.

Задача 3. При электролизе раствора 19 г хлорида двух­валентного металла на аноде выделилось 8,96 л хлора. Оп­ределите, хлорид какого металла подвергли электролизу. Вычислите объем водорода, выделившегося на катоде.

Обозначим неизвестный металл М, формула его хлорида МС12. На аноде окисляются хлорид-ионы и выделяется хлор. В условии сказано, что на катоде выделяется водород, следова­тельно, происходит восстановление молекул воды:

2Н20 + 2е- = Н2 + 2ОH |1

Общее уравнение электролиза:

2Сl + 2Н2О = Н2 + 2ОН» + С12 (краткое ионное уравнение)

В растворе присутствуют также ионы М2+, которые при реакции не изменяются. Запишем полное ионное уравнение реакции:

2СГ + М2+ + 2Н2О = Н2 + М2+ + 2ОН- + С12

Перепишем уравнение реакции в молекулярном виде:

МС12 + 2Н2О — Н2 + М(ОН)2 + С12

Найдем количество вещества выделившегося на аноде хлора:

По уравнению реакции при электролизе 1 моль хлорида не­известного металла выделяется 1 моль хлора. Если выделилось 0,4 моль хлора, то электролизу подвергли 0,4 моль хлорида ме­талла. Вычислим молярную массу хлорида металла:

Молярная масса хлорида неизвестного металла 95 г/моль. На два атома хлора приходится 35,5»2 = 71 г/моль. Следовательно, молярная масса металла равна 95-71 = 24 г/моль. Этой моляр­ной массе соответствует магний.

По уравнению реакции на 1 моль выделившегося на аноде хлора приходится 1 моль выделившегося на катоде водорода. В нашем случае на аноде выделилось 0,4 моль хлора, значит, на катоде выделилось 0,4 моль водорода. Вычислим объем водоро­да:

V(H2) = v(H2>VM = 0,4 моль«22,4 л/моль = 8,96 л.

Ответ: электролизу подвергли раствор хлорида магния; на като­де выделилось 8,96 л водорода.

*3адача 4. При электролизе 200 г раствора сульфата ка­лия с концентрацией 15% на аноде выделилось 14,56 л ки­слорода. Вычислите концентрацию раствора по окончании электролиза.

В растворе сульфата калия и на катоде, и на аноде реагиру­ют молекулы воды:

2Н20 + 2е’ = Н2 + 20Н- |2

2Н2О — 4е’ = 4Н+ + О2 ! 1

Сложим вместе оба уравнения:

6Н2О = 2Н2 + 4ОН» + 4Н+ + О2, или

6Н2О = 2Н2 + 4Н2О + О2, или

Фактически при электролизе раствора сульфата калия происхо­дит электролиз воды.

Концентрация растворенного вещества в растворе определя­ется по формуле:

С=m(растворенного вещества) 100% / m(раствора)

Чтобы найти концентрацию раствора сульфата калия по окончании электролиза, необходимо знать массу сульфата калия и массу раствора. Масса сульфата калия при реакции не изменя­ется. Вычислим массу сульфата калия в исходном растворе. Обозначим концентрацию исходного раствора Сь

m(K2S04) = C2 (K2S04 ) m(pacтвора) = 0,15 200 г = 30 г.

Масса раствора во время электролиза изменяется, так как часть воды превращается в водород и кислород. Вычислим ко­личество вещества выделившегося кислорода:

(O 2 )=V(O2 ) / Vм =14,56л / 22,4л/моль=0,65моль

По уравнению реакции из 2 моль воды образуется 1 моль кислорода. Пусть 0,65 моль кислорода выделяется при разложе­нии х моль воды. Составим пропорцию:

Разложилось 1,3 моль воды, v(H2O) = 1,3 моль.

Вычислим мо­лярную массу воды:

М(Н2О) =1-2+16=18 г/моль.

Вычислим массу разложившейся воды:

m(H2O) = v(H2O>M(H2O) = 1,3 моль* 18 г/моль = 23,4 г.

Масса раствора сульфата калия уменьшилась на 23,4 г и стала равна 200-23,4 = 176,6 г. Вычислим теперь концентрацию рас­твора сульфата калия по окончании электролиза:

С2 (K2 SO4 )=m(K2 SO4 ) 100% / m(раствора)=30г 100% / 176,6г=17%

Ответ: концентрация раствора по окончании электролиза равна 17%.

*3адача 5. 188,3 г смеси хлоридов натрия и калия рас­творили в воде и пропустили через полученный раствор электрический ток. При электролизе на катоде выделилось 33,6 л водорода. Вычислите состав смеси в процентах по массе.

После растворения смеси хлоридов калия и натрия в воде в растворе содержатся ионы К+, Na+ и Сl-. Ни ионы калия, ни ио­ны натрия не восстанавливаются на катоде, восстанавливаются молекулы воды. На аноде окисляются хлорид-ионы и выделяет­ся хлор:

2Н2О + 2е’ = Н2 + 2ОН» ] 1

Общее уравнение электролиза:

2СГ + 2Н2О = Н2 + 2ОН» + С12 (краткое ионное уравнение)

Полные ионные уравнения реакций электролиза хлорида натрия и хлорида калия.

2К+ + 2Cl + 2Н20 = Н2 + 2К+ + 2ОН + С12

2Na+ + 2С1 + 2Н20 = Н2 + 2Na+ + 20Н + С12

Перепишем уравнения в молекулярном виде:

2КС1 + 2Н20 = Н2 + С12 + 2КОН

2NaCl + 2Н2О = Н2 + С12 + 2NaOH

Обозначим количество вещества хлорида калия, содержащегося в смеси, х моль, а количество вещества хлорида натрия у моль. По уравнению реакции при электролизе 2 моль хлорида натрия или калия выделяется 1 моль водорода. Поэтому при электроли­зе х моль хлорида калия образуется х/2 или 0,5х моль водорода, а при электролизе у моль хлорида натрия 0,5у моль водорода. Найдем количество вещества водорода, выделившегося при электролизе смеси:

Составим уравнение: 0,5х + 0,5у =1,5

Вычислим молярные массы хлоридов калия и натрия:

М(КС1) = 39+35,5 = 74,5 г/моль

M(NaCl) = 23+35,5 = 58,5 г/моль

Масса х моль хлорида калия равна:

m(KCl) = v(KCl)-M(KCl) = х моль-74,5 г/моль = 74,5х г.

Масса у моль хлорида натрия равна:

m(KCl) = v(KCl)-M(KCl) = у моль-74,5 г/моль = 58,5у г.

Масса смеси равна 188,3 г, составим второе уравнение:

74,5х + 58,5у= 188,3

Итак, решаем систему из двух уравнений с двумя неизвестными:

Из первого уравнения выразим х:

Подставим это значение х во второе уравнение, получим:

74,5-(3-у) + 58,5у= 188,3

223,5-74,5у + 58,5у= 188,3

Найдем теперь значение х:

В смеси содержится 0,8 моль хлорида калия и 2,2 моль хлорида натрия.

Вычислим массу хлорида калия и хлорида натрия:

m(KCl) = v(KCl) M(KCl) = 0,8 моль«74,5 г/моль = 59,6 г.

m(KCl) = v(KCl) M(KCl) = 2,2 моль-74,5 г/моль = 128,7 г.

Вычислим массовую долю хлорида калия в смеси:

w(KCl)=m(KCl) 100% / m(смеси)=59,6г 100% / 188,3г=31,65%

Вычислим массовую долю хлорида натрия:

w(NaCl) = 100% — w(KCl) = 68,35%

Ответ: в смеси содержится 31,65% хлорида калия и 68,35% хлорида натрия.

Как называется реакция разных пластин вырабатывается ток

Питание — это
очень важно.
Я это знаю
совершенно
точно.
Оно должно
быть
разнообразным
сбалансирован-
ным, питатель-
ным, полезным.
И чтоб никаких
этих противных
мышей!!
МЯЯЯУУУ.

ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ТОКА

Воплощаю свой замысел, который родился у меня во время написания статьи «Постоянный ток».
Также, как и там, я не нумерую иллюстрации и почти не ссылаюсь на них в тексте, чтобы пытливый читатель (ежели таковой найдётся) сам догадался, какую именно мысль оные картинки визуализируют.
Использую кое-какие сокращения: ЭДС – электродвижущая сила, ХИТ – химические источники тока, ЭП – электрическое поле, АКБ – аккумуляторная батарея, ДВС – двигатель внутреннего сгорания, КПД – коэффициент полезного действия, ТЭ – топливный элемент.

Для общего представления о материале решил поместить в начале ПЛАН:

  1. Элементы истории
    1. «прототип» Луиджи Гальвани
    2. элемент Алессандро Вольта
    3. багдадская батарейка?
    1. элемент Вольта
    2. элемент Лекланше, сухой элемент Лекланше
    1. общая схема
    2. параметры
    1. объяснение №1 посложнее
    2. объяснение №2 попроще
    3. недостатки
    1. водный
    2. сахарный
    3. шустрый литий-ионный
    4. самозаряжающийся
    5. новое слово о железо-никелевом
    6. растущий
    7. самый большой в мире
    1. общее представление
    2. типы
    3. химические процессы
    4. отдельная ячейка
    5. автомобиль на ТЭ
    1. батарейки из фруктов и овощей
    2. Багдадская батарейка
    3. «на десерт»

    1. Элементы истории
    Считается, что «прототип» гальванического элемента создал Луиджи Гальвани (1737-1798) — итальянский врач, анатом, физиолог и физик, один из основателей электрофизиологии и учения об электричестве, основоположник экспериментальной электрофизиологии. Он первым исследовал электрические явления при мышечном сокращении («животное электричество»). Гальвани описал процесс сокращения мышц задних лапок свежепрепарированной лягушки, закрепленных на медных крючках, при прикосновении стального скальпеля. Наблюдения были истолкованы первооткрывателем как проявление «животного электричества». С позиции обозначенной в заголовке темы, главным является то, что именно он обнаружил возникновение разности потенциалов при контакте разных видов металла и электролита.
    Осуществив ряд экспериментов, Гальвани пришел к выводу о существовании нового источника и нового вида электричества. Его привели к такому выводу опыты составления замкнутой цепи из проводящих тел и металлов (лучше всего, по признанию самого учёного, было использовать разные металлы, например железный ключ и серебряную монету) и лягушечного препарата.
    Среди последователей болонского анатома оказался Алессандро Джузеппе Антонио Анастасио Джероламо Умберто Вольта (1745-1827) — итальянский физик, химик и физиолог, один из основоположников учения об электричестве.
    В 1800 году Алессандро Вольта (так коротко мы привыкли его называть со времён школьной физики) опустил в банку с кислотой две пластинки — цинковую и медную — и соединил их проволокой. После этого цинковая пластина начала растворяться, а на медной стали выделяться пузырьки газа. Вольта предположил и доказал, что по проволоке протекает электрический ток. Так был изобретён «элемент Вольта» — первый гальванический элемент.
    Гальваническим элементом называются источники тока, в которых химическая энергия превращается в электрическую – это общее определение ХИТ.
    В дальнейшем Вольта несколько видоизменил свой элемент, сделав из металлов диски, а между ними поместил прокладку из сукна, смоченного раствором кислоты. Он же обнаружил, что последовательное соединение таких элементов приводит к пропорциональному увеличению электрического напряжения. Вольта собрал батарею элементов в виде вертикального цилиндра (столба), состоящего из соединённых между собой колец цинка, меди и сукна, пропитанных кислотой. Вольтов столб высотою в полметра развивал напряжение, чувствительное для человека.

    Извещение об открытии было им отправлено 20 марта 1800 года в письме президенту Лондонского Королевского общества Бэнксу. Письмо было доложено 26 июня того же года и произвело сенсацию не только в научном мире. Наполеон пригласил Вольта в Париж, лично присутствовал на демонстрации опыта, осыпал наградами и почестями.
    Благодаря этим первым батареям постоянного тока были немедленно сделаны два выдающихся открытия:

    • 1. Электролиз. В том же 1800 году Никольсон и Карлайл разложили воду на водород и кислород, а Дэви в 1807 году открыл металлический калий.
    • 2. Электрическая дуга. В 1803 году русский физик Василий Петров создал самый мощный в мире вольтов столб, составленный из 4 200 медных и цинковых кругов и развивающий напряжение до 2500 вольт. С помощью этого прибора ему удалось открыть такое важное явление, как электрическая дуга, применяемая в электросварке; а в российской армии стал применяться электрический запал пороха и взрывчатки.

    Небольшое нелирическое (историческое) отступление. При раскопках парфянского поселения, существовавшего в Месопотамии 2200 лет назад, была обнаружен некий артефакт. Он представляет собой глиняный сосуд с пробкой из битума, которая протыкается железными прутами. Внутри банки пруты окружены медным цилиндром. Исходя из строения находки, её первооткрыватель, немецкий археолог Вильгельм Кёниг, предположил, что это древний гальванический элемент, который мог вырабатывать электрическое напряжение около 1 В. Он опубликовал статью об этом открытии в 1940 году. Действительно, с технической точки зрения банка очень схожа с электрохимическим источником постоянного тока наподобие гальванического элемента: разнородные металлы (железо и медь) помещены в керамический горшок из-под виноградного сока, куда наливали какой-то кислотный раствор. По-видимому, это устройство выполняло роль таинственного источника энергии в процессе нанесения гальванических покрытий из золота или серебра на поверхность металлических предметов. Украшения такого рода также были обнаружены археологами, а слои золота и серебра были столь тонки, что никаких других способов, кроме гальванизации, не предполагалось. Также открытым остается вопрос, почему технология изготовления таких батареек была утеряна, и в других регионах ничего подобного обнаружено не было.

    Далеко не все ученые соглашаются, что багдадская банка может называться электрической, и считают, например, что она могла использоваться для хранения папирусов. Вполне возможно, что багдадская банка является случайным результатом чьих-то творческих изысканий…

    2. Принцип действия гальванического элемента
    Рассмотрим, как работает элемент Вольта. В стеклянный сосуд, куда налит раствор серной кислоты, опущен цинковый стержень. Так как на поверхности пластины имеются положительно заряженные ионы цинка, то в растворе кислоты вокруг стержня концентрируются отрицательные ионы кислотного остатка. Силы притяжения ионов раствора отрывают ионы цинка. В результате цинковый стержень приобретает отрицательный потенциал, а раствор – положительный. А разность потенциалов — это напряжение. Таким образом, при контакте металла и кислотного раствора на границе возникает ЭП. В момент его образования и происходит превращение химической энергии в электрическую.
    Элемент Вольта состоит из двух пластин – медной и цинковой, помещенных в слабый раствор серной кислоты. Медная пластина – это ПЛЮС, а цинковая – МИНУС. Следует учитывать, что ЭДС гальванического элемента полностью зависит от материала и от происходящих химических процессов.

    Подсоединив гальванический элемент к нагрузке, мы замкнём цепь – возникнет электрический ток. В процессе работы на медной пластине начинает выделятся водород. Образование пузырьков водорода отрицательно влияет на работу гальванического элемента, т.к. они создают барьер на границе меди и раствора. Это явление в физике называется «поляризация».
    В 1868 французский химик Жорж Лекланше (1839 1882) разработал другой элемент. Его так и назвали в честь создателя – элемент Лекланше. В сосуд с раствором нашатыря, слегка разбавленного водой, помещены два стержня цинковый и графитовый. Последний имеет вокруг себя слой двуокиси марганца, задача которого как раз состоит в поглощении нежелательного водорода.
    В результате эффективность гальванического элемента существенно возрастает. Именно так изготавливают большинство современных батареек. Отличия заключаются лишь в применяемых веществах и материалах, т.к. именно это влияет на специфические параметры и характеристики гальванических элементов. Например, одни расходуют свой заряд постепенно, при этом их ЭДС также будет постепенно уменьшаться. Другие, наоборот, более равномерно отдают свою энергию и лишь в самый последний момент резко теряют заряд.

    Ещё одна разновидность гальванических элементов – так называемые «сухие» марганец-цинковые элементы Лекланше. Вместо жидкого электролита в таком элементе используется гелеобразная паста из нашатыря и крахмала. Чтобы влага испарялась как можно меньше, верх такого элемента заливается воском или смолой с небольшим отверстием для выхода газов. Обычно элементы Лекланше изготавливаются в цилиндрических стаканчиках, которые одновременно служат и отрицательным электродом и сосудом.
    Начальное напряжение элемента составляло 1,4-1,6 В, конечное — 0,7-0,9 В. Уже через 2 года после изобретения свыше 20 тыс. элементов Лекланше использовалось в телеграфии.
    Соединять гальванические элементы можно последовательно (рис. а). При этом пропорционально взрастает общее напряжение, но и внутреннее сопротивление – тоже. При параллельном соединении (рис. б) пропорционально возрастает ток, который батарея может отдавать в нагрузку, а внутренне сопротивление, соответственно, становится меньше.
    Во всех батарейках элементы соединяются последовательно. Параллельное соединение используется значительно реже.
    В любом гальваническом элементе перераспределение электрических зарядов происходит за счёт химических реакций. Эти реакции необратимы, и, когда они завершаются, элемент полностью приходит в негодность.

    3. Классификация химических источников тока (ХИТ)
    Все ХИТ (гальванические элементы и батареи из них) делятся на две группы – первичные (одноразовые или необратимые) и вторичные (многоразовые или обратимые). В первичных источниках тока (в просторечии – батарейках) химические процессы, как было сказано ранее, протекают необратимо, поэтому их заряд нельзя восстановить. К вторичным химическим источникам тока относят аккумуляторы, их заряд можно восстановить. Для широко распространённых аккумуляторов цикл заряд-разряд можно повторять около 1000 раз. Особое место среди ХИТ занимают топливные элементы.

    ХИТ имеют различное напряжение и ёмкость. К примеру, обычные щелочные батарейки имеют номинальное напряжение около 1,5 В, а более современные литиевые – около 3 В. Хочу напомнить (см. мою статью «Постоянный ток»), что на корпусах элементов и батареек указывается значение ЭДС.
    Для характеристики ёмкости аккумуляторов используется внесистемная единица электрического заряда 1 А×ч (Ампер-час). Заряженный аккумулятор с заявленной ёмкостью в 1 А·ч теоретически способен обеспечить силу тока 1 ампер в течение одного часа (или, например, 10 А в течение 0,1 часа, или 0,1 А в течение 10 часов). На самом деле слишком большой ток разряда аккумулятора приводит к менее эффективной отдаче электроэнергии, что нелинейно уменьшает время его работы с таким током и может приводить к перегреву.
    На практике же ёмкость аккумуляторов приводят исходя из 20-часового цикла разряда до конечного напряжения. Для автомобильных аккумуляторов оно составляет 10,8 В. Например, надпись на маркировке аккумулятора «55 А·ч» означает, что он способен выдавать ток 2,75 А на протяжении 20 час, и при этом напряжение на клеммах не опустится ниже 10,8 В.
    Часто также применяется производная единица миллиампер-час (мА·ч), которая используется обычно для обозначения ёмкости небольших аккумуляторов.
    Величину в ампер-часах можно перевести в системную единицу измерения заряда — кулон (см. мою статью «Постоянный ток»). Поскольку 1 Кл/c равен 1 А, то, переведя часы в секунды, получаем, что 1 А·ч =3600 Кл.
    Электрическая ёмкость зависит от множества факторов: количества элементов в батарее, уровня зарядки, температуры окружающей среды, тока отсечки (при котором устройство не работает даже при имеющемся заряде). Например, батарейка, которая уже не работает в фотоаппарате, зачастую продолжает работать в часах или пультах управления.
    Благодаря техническому прогрессу увеличилось разнообразие миниатюрных устройств, работающих от батареек. Для многих из них потребовались более мощные элементы питания, при этом достаточно компактные. Литиевые батарейки стали ответом на такую потребность: долгий срок хранения, высокая надёжность и отличная работоспособность в широком диапазоне температур. На сегодняшний день самыми передовыми являются литий-ионные источники тока. Потенциал данной технологии ещё не раскрыт полностью, но ближайшие перспективы связаны с ними.

    4. Аккумулятор
    В 1859г Гастон Плантэ (1834-1889), французский ученый, разработал свинцово-кислотную перезаряжаемую батарею (аккумулятор). Первый аккумулятор содержал два скрученных в рулон листовых проводника, разделенных резиновыми лентами и погруженных в 10% раствор серной кислоты. Годом позже Плантэ представил батарею, состоящую из девяти подобных элементов, соединенных параллельно и помещенных в единый корпус. Батарея обеспечивала по тем временам весьма большой ток. Он также предложил метод формовки пластин для повышения ёмкости аккумуляторной батареи. После зарядки аккумулятор разряжался и снова заряжался током обратной полярности. Процесс повторялся несколько раз и занимал по времени около 3-х месяцев. В настоящее время усовершенствованный аккумулятор Плантэ используется в автомобилях.

    Принцип работы свинцово-кислотных аккумуляторов основан на электрохимических реакциях свинца и диоксида свинца в водном растворе серной кислоты.
    При подключении к электродам аккумулятора внешней нагрузки начинается электрохимическая реакция взаимодействия оксида свинца и серной кислоты, при этом металлический свинец окисляется до сульфата свинца (в классическом варианте аккумулятора). Вообще говоря, электрохимические процессы в аккумуляторе сложны. Проведенные в СССР исследования показали, что при разряде аккумулятора протекает как минимум 60 различных реакций, порядка 20 из которых протекают без участия кислоты электролита (нехимические реакции).
    Во время разряда происходит восстановление диоксида свинца на аноде (+) и окисление свинца на катоде (-). При заряде протекают обратные реакции. При перезаряде аккумулятора, после исчерпания сульфата свинца начинается электролиз воды, при этом на аноде выделяется кислород, а на катоде — водород.
    Электрохимические реакции (слева направо — при разряде, справа налево — при заряде):
    реакции на аноде:

    Реакции на катоде:

    При разряде аккумулятора из электролита расходуется серная кислота и выделяется относительно более лёгкая вода, плотность электролита падает. При заряде происходит обратный процесс. В конце заряда, когда количество сульфата свинца на электродах снижается ниже некоторого критического значения, начинает преобладать процесс электролиза воды. Газообразные водород и кислород выделяются из электролита в виде пузырьков — происходит так называемое «кипение» при перезаряде. Это нежелательное явление, при заряде его следует, по возможности, избегать, так как при этом вода необратимо расходуется, нарастает плотность электролита и есть риск взрыва образующихся газов. Потери воды в результате электролиза восполняют доливкой в банки аккумулятора дистиллированной воды.

    Повторение – мать учения, поэтому ещё раз же самое, но чуть иначе и без применения формул.
    Итак, самый простой аккумулятор – это две свинцовые пластины, погруженные в электролит – раствор серной кислоты. При погружении свинцовых пластин в электролит серная кислота вступает в химическую реакцию со свинцом. В результате реакции на поверхности пластин появится налёт сернокислого свинца. Если теперь через эту свинцово-кислотную систему пропустить постоянный ток, то в ней начнётся химическая реакция. У пластины, которая соединена с «+» источника тока, сернокислый свинец станет перекисью свинца. Пластина примет коричневый цвет. Сернокислый свинец у пластины, которая соединена с «-» источника тока, превратится в губчатый свинец. Пластина приобретёт серый цвет.
    В результате этих процессов плотность электролита повысится. Это произойдёт потому, что концентрация серной кислоты повысится, а часть волы поглотится.
    На клеммах системы появится напряжение. Произошёл процесс зарядки аккумулятора, и система накопила некоторый запас энергии. Полностью заряженный и исправный кислотный аккумулятор имеет напряжение между клеммами порядка 2 В.
    Если после зарядки аккумулятора к его полюсам подключить потребитель электроэнергии, во внешней цепи потечёт ток. В самом же аккумуляторе будет происходить химическая реакция, обратная предыдущей, из электролита будет поглощаться серная кислота и выделяться вода. Пластины аккумулятора снова покроются сернокислым свинцом, плотность электролита и напряжение на клеммах уменьшатся. Такой процесс называется разрядом аккумулятора.
    Свинцово-кислотные аккумуляторы являются недорогими источниками постоянного тока из-за сравнительной дешевизны используемых в них материалов, а автоматизация производства ещё больше способствует их удешевлению.
    Недостатки:
    плохо сохраняют заряд;
    имеют довольно большую массу;
    выделяют во внешнюю среду водород;
    их нельзя хранить в разряженном состоянии;
    трудно изготовить такие аккумуляторы маленького размера и это далеко не все «минусы».
    Но, как говорится, тем не менее…

    В заключение хочу отметить, что настоящие свинцово-кислотные аккумуляторы имеют гораздо более сложное устройство, чем аккумулятор Плантэ, да и электрохимические процессы, протекающие в них, многократно сложнее и многообразнее.
    Резюмирую для упрощения:
    При зарядке аккумулятора в нём протекают такие электрохимические реакции, в результате которых аккумулятор накапливает электрическую энергию и на его клеммах возникает разность потенциалов – напряжение. Электрохимические реакции обратимы. При замыкании клемм аккумулятора на какой-либо потребитель во внешней цепи возникает электрический ток – происходит разрядка, электрохимические реакции протекают в обратном порядке. Напряжение на клеммах аккумулятора постепенно уменьшается.

    5. Современные и будущие аккумуляторы
    Американцы решили осуществить второй по масштабам и значимости Манхэттенский проект, а именно за пять лет увеличить емкость современных аккумуляторов в пять раз и во столько же раз сделать их дешевле. Нынешний проект под названием «Battery and Energy Storage Hub» потребует усилий специалистов из пяти лучших университетов США, многих национальных лабораторий, а также частных компаний, работающих в области энергетики. За последнее время в мире накопилось столько новых изобретений в области сохранения энергии, что у американцев есть все реальные шансы решить намеченную задачу. Рассмотрим некоторые из подобных изобретений.

    Водные аккумуляторы

    Оказывается, в аккумуляторной батарее в качестве электролита можно использовать обыкновенную воду. Именно к такой идее пришел четыре года назад сотрудник Стэнфордского университета Колин Уэселлс. Являясь сегодня генеральным директором компании «Alveo Energy», он усиленно работает над продвижением водного аккумулятора на рынок.

    Аккумуляторная батарея Колина Уэселлса использует в качестве электролита воду и специальный синий краситель – берлинскую лазурь. Заметим, что берлинская лазурь используется для окрашивания одежды, в частности джинсов, а также при производстве обычных цветных карандашей. Кроме этого, батарея Alveo Energy состоит из таких компонентов, как медь и железо, она имеет очень низкую стоимость по сравнению с современными аккумуляторами и отличается длительным сроком службы.
    Колин Уэселлс и его компаньон по разработке данного аккумулятора профессор Роберт Хаггинс уже создали прототип новой АКБ и опубликовали данные о ее работе в журнале с месяц назад. Сегодня они трудятся над усовершенствованным образцом водного аккумулятора, который может работать без ухудшения характеристик не менее двух лет. Коммерческий же образец данной батареи, по мнению ученых, должен служить потребителю до десяти лет.
    По сравнению с современными литий-ионными аккумуляторами водная батарея Alveo Energy будет иметь более низкие заряд (в три раза меньший) и напряжение, да и емкость ее меньше в десять раз, поскольку в структуре батареи только шестая часть ионов электрохимически активна. По объему она в несколько раз больше обычного аккумулятора, по этой причине ее вряд ли можно использовать в современном автомобиле.
    Сегодня Колин Уэселлс и Роберт Хаггинс разрабатывают водный аккумулятор весом в пятьдесят килограммов, который должен обладать емкостью в один киловатт-час. Стоимость такого киловатт-часа обойдется потребителю в сто долларов. Для сравнения скажем, что самые дешевые современные свинцово-кислотные аккумуляторы обходятся в сто пятьдесят-двести долларов в расчете на один киловатт-час. А распространенные в автомобилях литий-ионные батареи в два-три раза дороже свинцово-кислотных. Так что перспектива у водных АКБ есть, особенно для производства больших стационарных аккумуляторов.

    Сахарный аккумулятор
    Для производства современных литий-ионных аккумуляторов Японии приходится закупать сырье на стороне, что отрицательно сказывается на торговым балансе страны. Именно по этой причине японские ученые постоянно ищут пути для создания АКБ на основе имеющегося у них сырья. И таким материалом стал… сахар. Сахарный аккумулятор, который недавно был разработан в Японии, по своим характеристикам более надежен и энергоемок, чем традиционно используемые аналоги, к тому же такая АКБ значительно дешевле.

    Огромный спрос на литий, вызванный быстрым распространением в мире портативных аккумуляторов, вызывает озабоченность производителей батарей, поскольку данный материал добывается сегодня в политически нестабильных районах мира, например, в Аргентине, Чили, Боливии и так далее. Это стало второй причиной, по которой Япония начала вести активный поиск альтернативных решений для создания дешевых и надежных АКБ. В этом плане сахароза, по мнению японских ученых, может быть легко трансформирована в эффективный и недорогой материал для производства анода в литий-ионном аккумуляторе.
    После нагрева сахарозы в вакууме и под большим давлением до температуры порядка 1500 градусов по Цельсию она превращается в углеродный порошок, который в натриево-ионных аккумуляторах позволяет повысить заряд до 300 мА×час, что на 20% выше, чем у обычных аналогов, имеющих высокопрочное углеродное соединение.
    Конечно, это только первый шаг в деле разработки более эффективных и дешевых натриево-ионных батарей, тем не менее, японские ученые под руководством профессора Токийского университета Шиничи Комаба считают, что примерно через пять лет их группа сумеет выпустить коммерческую батарею, не уступающую современным аккумуляторам.
    Несмотря на то что такие АКБ будущего сегодня еще не могут составить серьезной конкуренции обычным аккумуляторам по причине своих относительно низких основных показателей, многие исследователи и аналитики предполагают, что сахарные и подобные им батареи уже в течение ближайших пяти — десяти лет серьезно заявят о себе и постепенно начнут вытеснять слишком дорогие и неэффективные нынешние аналоги. Что ж, поживем – увидим.

    Шустрый литий-ионный аккумулятор
    Исследователи из южнокорейского Национального института науки и технологии Ульсана (UNIST) заявили, что ими разработан литий-ионный аккумулятор будущего, который может заряжаться в сто с лишним раз быстрее обычного, то есть буквально за несколько минут.

    Хотя для производства катода новой АКБ используется стандартный материал (литий-оксид марганца), сам катод при этом помещается в специальный раствор с графитом, который образует на нем целую сеть проводящих каналов. Данная сеть графита позволяет всем без исключения элементам аккумулятора участвовать в подзарядке, что и ускоряет ее в сотню раз.
    В обычных батареях все частицы заряжаются по очереди, согласно своему пространственному расположению, то есть сначала задействуются элементы возле электрона, затем – расположенные далее. АКБ исследователей UNIST объединяют катод с графитом и электролитом, благодаря чему аккумулятор становится быстрозаряжаемым.
    Разработка ученых из Южной Кореи получила высокую оценку их коллег во всем мире, поскольку позволяет решить проблему подзарядки батарей на электрокарах, что может способствовать повышению популярности электроавтомобилей и привести к более широкому использованию их в ближайшем будущем, а это должно положительно сказаться на экологии планеты. Напомним, что подзарядить современный электрокар можно лишь за несколько часов; если этот процесс ускорить в сто с лишним раз, проблема заправки таких авто будет практически решена.
    Конечно, останется еще одна трудно решаемая задача: современные аккумуляторы, которые используются в электромобилях, слишком дороги. По мнению аналитиков, владельцы таких средств передвижения могли бы согласиться даже с длительностью зарядки батарей, если бы те вдруг стали дешевыми. Поэтому главная задача современных ученых — создать не столько быстрозаряжающиеся АКБ, сколько дешевые и долговечные, например, работающие без снижения своих показателей десять и более лет.
    Тем не менее, достижения южнокорейских ученых нельзя недооценивать, поскольку быстро заряжать батареи – это очень удобно и экономично.

    Самозаряжающийся аккумулятор
    Необычный самозаряжающийся литий-ионный аккумулятор создали ученые из Технологического института Джорджии. Всего одно принципиальное изменение в химическом составе позволяет новой АКБ самозаряжаться при сгибании либо сжатии.
    Исследователи всего лишь заменили обычный в таких аккумуляторах пластиковый барьер-электролит, накапливающий электричество, на слой пьезоэлектрических нанотрубок, который способен преобразовывать механическую силу в нужную электроэнергию. Таким образом, получился гибридный аккумулятор, который является также преобразователем энергии.
    Кстати, подобные преобразователи энергии предусматривают наличие того или иного электрогенератора, например, солнечной батареи, ветряка и так далее. Кроме того, все эти установки в идеале должны иметь еще ёмкости для хранения вырабатываемой электроэнергии. В большинстве случаев в качестве них выступают как раз литий-ионные аккумуляторы, которые преобразуют вырабатываемое ветряками либо солнечными батареями электричество в химическую энергию, пригодную для длительного хранения.

    Новый аккумулятор ученых из Технологического института Джорджии практически устраняет в этой цепочке процесс выработки электроэнергии, сразу же преобразуя механическую силу воздействия в химическую энергию.
    Как утверждают создатели уникальной АКБ, она не нуждается в источнике тока для подзарядки своей аккумуляторной части. По этой причине такая батарея может найти широкое применение в портативной технике, где не требуется огромного напряжения, зато механических воздействий на аккумулятор может быть более чем достаточно. Именно такую небольшую АКБ величиной с монету и создали американские исследователи. Заменив полиэтилен, разъединяющий два электрода, пленкой PVDF (поливинилиденфторид), которая выступает как пьезоэлектрический генератор, ученые тем самым создали небольшой самозаряжающийся аккумулятор. При сжатии генератор PVDF создает напряжение и тем самым подзаряжает батарейку.
    В целях тестирования новая АКБ была установлена в пяточную область кроссовки. Как оказалось, давления, возникающего при ходьбе, вполне достаточно, чтобы аккумулятор постоянно подзаряжался за счет сжатия.

    Об аккумуляторе-спрее
    Американские ученые из Католического университета Лувена и Университета Райса научились создавать аккумуляторы путем нанесения на ту или иную поверхность (с помощью распыления) специального спрея. Такая краска представляет собой слои жидких металлов (литий-оксид кобальта – катод, гелевый электролит — разделитель, литиевая окись титана — анод, медь – токосъемник), именно они способны накапливать и хранить энергию.

    При этом спрей можно нанести, например, на стекло, керамическую плитку, гибкую пленку, стальную пластину и даже на керамическую посуду, скажем, кофейную чашку. На всех этих столь разных поверхностях уникальная батарея сохраняет одинаковую работоспособность. В одном из экспериментов ученые даже подключили необычную АКБ к солнечному генератору, а затем заставили на ней работать светодиодный дисплей – эксперимент удался на славу! Теперь главное – «вынести» уникальный аккумулятор из лаборатории, то есть коммерциализировать его, что будет очень кстати для соединения АКБ с новыми тонкопленочными солнечными батареями с целью интеграции их в фасады и окна современных зданий.

    Новое слово в железо-никелевом аккумуляторе
    А вот исследователи из Стэнфордского университета сумели вдохнуть новую жизнь в старый железо-никелевый аккумулятор, который давно уже не используется.

    К слову, разработана такая батарея была еще в конце девятнадцатого столетия Томасом Эдисоном, и предназначалась она для первых автомобилей, появившихся тогда в мире. Со временем такие аккумуляторы совершенствовались, но в середине семидесятых годов прошлого века, с появлением литий-ионных батарей, потребность в старых АКБ пропадает, и на сегодняшний день их выпуск налажен только в отдельных компаниях, которые производят такие аккумуляторы в основном для хранения излишков электроэнергии, получаемой от ветряков и солнечных батарей.
    Заметим, что батарея Эдисона отличается долговечностью, но у нее слишком маленькая скорость разрядки, да и заряжается она чересчур медленно. И вот ученые Стэнфордского университета сумели создать очень шустрый железо-никелевый аккумулятор, который способен заряжаться всего за пару минут, а разряжается в несколько секунд. По скромным подсчетом, новая АКБ превосходит своей скоростью старый аккумулятор почти в тысячу раз.
    Исходя из того что усовершенствованный аккумулятор Эдисона дешевый, а теперь еще и сверхскоростной, можно предположить, что в будущем он найдет широкое применение в автомобильной промышленности, как того и хотел великой ученый.

    Растущий аккумулятор
    Ученые из Environmental Molecular Sciences Lab (EMSL) сумели придумать новый тип анода аккумулятора, состоящий из одиночных наночастиц кремния, которые помещены внутрь углеродной оболочки – наподобие того, как желток находится внутри яйца.

    Если в обычных батареях электроны перемещаются к катоду от анода и, встречая на своем пути электролитную перемычку, инициируют в ней химические реакции, в результате чего и высвобождаются электроны, то в батареях EMSL электроны перемещаются не только через электролит к катоду, но и через углеродные оболочки – к кремнию. А последний способен вместить их во много раз больше, чем графитный электрод. К тому же внутри самой углеродной оболочки достаточно много свободного места, необходимого для роста кремния в размере. Поэтому такой аккумулятор не просто заряжается, но еще и растет в это время.

    Самый большой аккумулятор находится в Китае в провинции Хэбэй. Аккумулятор создан общими усилиями государственной электросетевой корпорации Китая (SGCC) и компании BYD, производителя электротранспорта и источников накопления энергии. Затраченный на создание аккумулятора капитал превысил 500 млн. долларов. Комплекс объявлен властями Китая как крупнейшее в мире устройство для хранения электроэнергии.

    Самая мощная в мире аккумуляторная батарея способна сохранять до 36 мегаватт часов электроэнергии, каждый из ее отсеков имеет размеры футбольного поля. Запаса электричества в ней хватит, чтобы обеспечить в течение часа 12 000 домов при полном отключении электросети. Кроме решения первостепенной задачи, важной для обеих компаний – создания сверхмощного аккумулятора, его авторы получили мировую известность.
    Питание аккумулятора осуществляется от ветровых и солнечных батарей общей мощностью 140 МВт, что дает возможность увеличить эффективное использование альтернативных видов энергии на 10%. Недостатком таких источников питания является нестабильность потока электрической энергии от электростанций к аккумулятору, которая выражается в частых провалах и пиках потребления. Чтобы нивелировать нестабильность потока, применяют дополнительные энергетические установки.
    Комплекс стал одним из элементов энергетической системы, которая включает гелиостанции и ветрогенерирующие станции, а также интеллектуальную систему управления. Активное включение альтернативных источников энергии в единую государственную электросеть позволило снизить стоимость 1 кВт часа энергии. Система послужит платформой для развития будущих проектов. Строительство самого большого аккумулятора в мире стало вызовом для энергетиков всего мира, которые ограничиваются в основном разговорами о необходимости использования устройств хранения энергии.

    6. Топливные элементы
    Топливный элемент — это электрохимическое устройство преобразования энергии, которое за счет химической реакции преобразовывает водород и кислород в электричество. В результате этого процесса образуется вода и выделяется большое количество тепла. В одной из статей в интернете я нашёл такую фразу: «Топливный элемент очень похож на аккумулятор, который можно зарядить и затем использовать накопленную электрическую энергию». Смею вас заверить, что это абсолютная чушь! Топливный элемент НЕ МОЖЕТ накапливать энергию, как аккумулятор, его нельзя зарядить! Топливный элемент обеспечивает прямое преобразование химической энергии в электрическую. Почти то же самое происходит в электрических аккумуляторах, но топливные элементы имеют два важных отличия:
    1) они функционируют до тех пор, пока топливо и окислитель поступают
    из внешнего источника;
    2) химический состав электролита в процессе работы не изменяется,
    т.е. топливный элемент ненуждается в перезарядке.
    Изобретателем топливного элемента считают Вильяма Р. Грува (1811-1896), который изобрел его еще в 1839 г. В этом топливном элементе в качестве электролита использовался раствор серной кислоты, а в качестве топлива — водород, который соединялся с кислородом в среде окислителя. Следует отметить, что до недавнего времени топливные элементы использовались только в лабораториях и на космических аппаратах.
    В перспективе топливные элементы смогут составить конкуренцию многим другим системам для преобразования энергии, включая газовую турбину на электростанциях, ДВС в автомобиле и электрическим батарейкам в портативных устройствах. ДВС сжигают топливо и используют давление, созданное расширением выделяющихся при сгорании газов, для выполнения механической работы. Аккумуляторные батареи хранят электрическую энергию, преобразовывая ее затем в химическую энергию, которая при необходимости может быть преобразована обратно в электрическую энергию. Потенциально топливные элементы очень эффективны. Еще в 1824 г. французский ученый Сади Карно (1796-1832) доказал, что циклы сжатия-расширения двигателя внутреннего сгорания не могут обеспечить КПД преобразования тепловой энергии (являющейся химической энергией сгорающего топлива) в механическую выше 50%. Топливный элемент не имеет движущихся частей (по крайней мере, внутри самого элемента), и поэтому они не подчиняются закону Карно. Естественно, они будут иметь больший, чем 50%, КПД и особенно эффективны при малых нагрузках. Таким образом, автомобили с топливными элементами готовы стать (и уже доказали это) более экономичными, чем обычные автомобили в реальных условиях движения.
    Топливный элемент обеспечивает выработку электрического тока постоянного напряжения, который может использоваться для привода в действие электродвигателя, приборов системы освещения и других электросистем в автомобиле.

    Имеются несколько типов топливных элементов, различающихся используемыми химическими процессами. Топливные элементы обычно классифицируются по типу используемого в них электролита, который они используют. Некоторые типы топливных элементов являются перспективными для применения их в качестве силовых установок электростанций, а другие могут быть полезны для маленьких портативных устройств или для привода автомобилей.
    Щелочной топливный элемент — это один из самых первых разработанных элементов. Они использовались в космической программе США, начиная с 1960-х гг. Такие топливные элементы очень восприимчивы к загрязнению и поэтому они требуют очень чистого водорода и кислорода. Кроме того, они очень дороги, и поэтому этот тип топливного элемента, скорее всего, не найдет широкого применения на автомобилях.
    Топливные элементы на основе фосфорной кислоты могут найти применение в стационарных установках невысокой мощности. Они работают при довольно высокой температуре и поэтому требуют длительного времени для своего прогрева, что также делает их неэффективными для использования в автомобилях.
    Твердоокисные топливные элементы лучше подходят для крупных стационарных генераторов электроэнергии, которые могли бы обеспечивать электричеством заводы или населенные пункты. Этот тип топливного элемента работает при очень высоких температурах (около 1000 °C). Высокая рабочая температура создает определенные проблемы, но, с другой стороны, имеется преимущество — пар, произведенный топливным элементом, может быть направлен в турбины, чтобы выработать большее количество электричества. В целом это улучшает суммарную эффективность системы.
    Одна из наиболее многообещающих систем — протонно-обменный мембранный топливный элемент — ПОМТЭ (PEMFC — Protone Exchange Membrane Fuel Cell). В настоящий момент этот тип топливного элемента является наиболее перспективным, поскольку он может приводить в движение автомобили, автобусы и другие транспортные средства.

    Химические процессы в топливном элементе

    В топливных элементах применяется электрохимический процесс соединения водорода с кислородом, получаемым из воздуха. Как и в аккумуляторных батареях, в топливных элементах используются электроды (твердые электрические проводники) находящиеся в электролите (электрически проводимая среда). Когда в контакт с отрицательным электродом (анодом) входят молекулы водорода, последние разделяются на протоны и электроны. Протоны проходят через протонно-обменную мембрану (ПОМ) на положительный электрод (катод) топливного элемента, производя электричество. Происходит химическое соединение молекул водорода и кислорода с образованием воды, как побочного продукта этой реакции. Единственный вид выбросов от топливного элемента — водяной пар.

    Электричество, произведенное топливными элементами, может использоваться в электрической трансмиссии автомобиля (состоит из преобразователя электроэнергии и асинхронного двигателя переменного тока) для получения механической энергии для привода в движение автомобиля. Работа преобразователя электроэнергии заключается в преобразовании постоянного электрического тока, произведенного топливными элементами, в переменный ток, на котором работает тяговый электродвигатель транспортного средства.
    Схема устройства топливного элемента с протонно-обменной мембраной:

    1 — анод;
    2 — протонно-обменная мембрана (РЕМ);
    3 — катализатор (красный);
    4 — катод

    Протонно-обменная мембрана топливного элемента (PEMFC) использует одну из самых простых реакций любого топливного элемента.

    Отдельная ячейка топливного элемента

    Рассмотрим, как устроен топливный элемент. Анод, отрицательный полюс топливной ячейки, проводит электроны, которые освобождены от водородных молекул, чтобы они могли использоваться во внешнем электрическом контуре (цепи). Для этого в нем гравируются каналы, распределяющие водород равномерно по всей поверхности катализатора. Катод (положительный полюс топливной ячейки) имеет гравированные каналы, которые распределяют кислород по поверхности катализатора. Он также проводит электроны назад от внешнего контура (цепи) до катализатора, где они могут соединиться с водородными ионами и кислородом с образованием воды. Электролит — протоннообменная мембрана. Это особый материал, похожий на обычный пластик, но обладающий способностью пропускать положительно заряженные ионы и блокировать проход электронов.
    Катализатор — специальный материал, который облегчает реакцию между кислородом и водородом. Катализатор обычно изготавливается из платинового порошка, нанесенного очень тонким слоем на углеродистую бумагу или ткань. Катализатор должен быть шероховатым и пористым, для того чтобы его поверхность могла максимально соприкасаться с водородом и кислородом. Покрытая платиной сторона катализатора находится перед протонно-обменной мембраной (ПОМ).
    Газообразный водород (Н2) подается в топливный элемент под давлением со стороны анода. Когда молекула H2 входит в контакт с платиной на катализаторе, она разделяется на две части, два иона (H+) и два электрона (e–). Электроны проводятся через анод, где они проходят через внешний контур (цепь), выполняя полезную работу (например, приводя в действие электродвигатель) и возвращаются со стороны катода топливного элемента.
    Тем временем со стороны катода топливного элемента газообразный кислород (O2) продавливается через катализатор, где он формирует два атома кислорода. Каждый из этих атомов имеет сильный отрицательный заряд, который обеспечивает притяжение двух ионов H+ через мембрану, где они объединяются с атомом кислорода и двумя электронами из внешнего контура (цепи) с образованием молекулы воды (H2O).
    Эта реакция в отдельном топливном элементе производит мощность приблизительно 0,7 Вт. Чтобы поднять мощность до требуемого уровня, необходимо объединить много отдельных топливных элементов, чтобы сформировать батарею топливных элементов.
    Топливные элементы на основе ПОМ работают при относительно низкой температуре (около 80 °С), а это означает, что они могут быть быстро нагреты до рабочей температуры и не требуют дорогих систем охлаждения. Постоянное совершенствование технологий и материалов, используемых в этих элементах, позволили приблизить их мощность к уровню, когда батарея таких топливных элементов, занимающая небольшую часть багажника автомобиля, может обеспечить энергию, необходимую для привода автомобиля.
    На протяжении последних лет большинство из ведущих мировых производителей автомобилей инвестируют большие средства в разработку конструкций автомобилей, использующих топливные элементы. Многие уже продемонстрировали автомобили на топливных элементах с удовлетворительными мощностными и динамическими характеристиками, хотя они имели довольно высокую стоимость.
    Совершенствование конструкций таких автомобилей происходит очень интенсивно.

    Автомобиль на топливных элементах, использует силовую установку, расположенную под полом автомобиля

    Автомобиль NECAR V изготовлен на базе автомобиля Mercedes-Benz А-класса, причем вся силовая установка вместе с топливными элементами расположена под полом автомобиля. Такое конструктивное решение дает возможность разместить в салоне автомобиля четырех пассажиров и багаж. Здесь в качестве топлива для автомобиля используется не водород, а метанол. Метанол с помощью реформера (устройства, перерабатывающего метанол в водород), преобразуется в водород, необходимый для питания топливного элемента. Использование реформера на борту автомобиля дает возможность использовать в качестве топлива практически любые углеводороды, что позволяет заправлять автомобиль на топливных элементах, используя имеющуюся сеть заправок. Теоретически топливные элементы не производят ничего, кроме электричества и воды. Преобразование топлива (бензина или метанола) в водород, необходимый для топливного элемента, несколько снижает экологическую привлекательность такого автомобиля.
    Компания Honda, которая занимается топливными элементами с 1989 г., изготовила в 2003 г. небольшую партию автомобилей Honda FCX-V4 с протонно-обменными топливными элементами мембранного типа фирмы Ballard. Эти топливные элементы вырабатывают 78 кВт электрической мощности, а для привода ведущих колес используются тяговые электродвигатели мощностью 60 кВт и с крутящим моментом 272 Н•м. Автомобиль на топливных элементах, по сравнению с автомобилем традиционной схемы, имеет массу примерно на 40 % меньшую, что обеспечивает ему отличную динамику, а запас сжатого водорода дает возможность пробега до 355 км.
    Автомобиль Honda FСX использует для движения электрическую энергию, получаемую с помощью топливных элементов

    Автомобиль Honda FCX — первый в мире автомобиль на топливных элементах, который прошел государственную сертификацию в США. Автомобиль сертифицирован по нормам ZEV — Zero Emission Vehicle (автомобиль с нулевым загрязнением). Компания Honda не собирается пока продавать эти автомобили, а передает порядка 30 автомобилей в лизинг в шт. Калифорния и г. Токио, где уже существует инфраструктура водородных заправок.

    Концептуальный автомобиль Hy Wire компании General Motors имеет силовую установку на топливных элементах

    Большие исследования по разработке и созданию автомобилей на топливных элементах проводит компания General Motors.

    Шасси автомобиля Hy Wire

    При создании концептуального автомобиля GM Hy Wire было получено 26 патентов. Основу автомобиля составляет функциональная платформа толщиной 150 мм. Внутри платформы располагаются баллоны для водорода, силовая установка на топливных элементах и системы управления автомобиля, использующие новейшие технологии электронного управления по проводам. Шасси автомобиля Hy Wire представляет собой платформу небольшой толщины, в которой заключены все основные элементы конструкции автомобиля: баллоны для водорода, топливные элементы, аккумуляторы, электродвигатели и системы управления. Такой подход к конструкции дает возможность в процессе эксплуатации менять кузовы автомобиля Компания также проводит испытания опытных автомобилей Opel на топливных элементах и проектирует завод по производству топливных элементов.

    Конструкция «безопасного» топливного бака для сжиженного водорода:
    1 — заправочное устройство;
    2 — наружный бак;
    3 — опоры;
    4 — датчик уровня;
    5 — внутренний бак;
    6 — заправочная линия;
    7 — изоляция и вакуум;
    8 — нагреватель;
    9 — крепежная коробка

    Проблеме использования водорода в качестве топлива для автомобилей уделяет много внимания компания BMW. Совместно с фирмой Magna Steyer, известной своими работами по использованию сжиженного водорода в космических исследованиях, BMW разработала топливный бак для сжиженного водорода, который может использоваться на автомобилях.

    Первый в мире серийный автомобиль с топливным элементом вместо аккумуляторной батареи

    В 2003 г. фирма BMW объявила о выпуске первого серийного автомобиля с топливным элементом BMW 750 hL. Батарея топливных элементов используется вместо традиционного аккумулятора. Этот автомобиль имеет 12-цилиндровый двигатель внутреннего сгорания, работающий на водороде, а топливный элемент служит альтернативой обычному аккумулятору, обеспечивая возможность работы кондиционера и других потребителей электроэнергии при длительных стоянках автомобиля с неработающим двигателем.

    Заправка водородом производится роботом, водитель не участвует в этом процессе

    Эта же фирма BMW разработала также роботизированные заправочные колонки, которые обеспечивают быструю и безопасную заправку автомобилей сжиженным водородом.
    Появление в последние годы большого количества разработок, направленных на создание автомобилей, использующих альтернативные виды топлива и альтернативные силовые установки, свидетельствует о том, что двигатели внутреннего сгорания, которые доминировали на автомобилях в течение прошедшего столетия, в конце концов уступят дорогу более чистым экологически, эффективным и бесшумным конструкциям. Их широкое распространение на данный момент сдерживается не техническими, а, скорее, экономическими и социальными проблемами. Для их широкого применения необходимо создать определенную инфраструктуру по развитию производства альтернативных видов топлива, созданию и распространению новых заправочных станций и по преодолению ряда психологических барьеров. Использование водорода в качестве автомобильного топлива потребует решения вопросов хранения, доставки и распределения, с принятием серьезных мер безопасности.
    Теоретически водород доступен в неограниченном количестве, но его производство является весьма энергоемким. Кроме того, для перевода автомобилей на работу на водородном топливе необходимо произвести два больших изменения системы питания: сначала перевести ее работу с бензина на метанол, а затем, в течение некоторого времени и на водород. Пройдет еще некоторое время, перед тем как этот вопрос будет решен.

    7. ЭКСПЕРИМЕНТ!
    Как известно, самостоятельно можно изготовить что угодно. Необходимо желание, умение, материалы, инструменты, время, место и т.п. Принцип действия гальванических элементов настолько прост и очевиден, что сделать их своими руками, буквально, не составляет никакого труда. А вот фантазия необходима. В интернете тому масса примеров. Приведу некоторые из них.

    Батарейки из фруктов и овощей
    Для изготовления надо иметь: фрукты и/или овощи, сок которых представляет собой электролит, т.к. содержит растворы солей и органических кислот; кусочки различных металлов или металлические предметы, которые можно воткнуть в овощ или фрукт; мультиметр с проводочками, чтобы оценить величину развиваемой источником ЭДС.
    Втыкаем в лимон или апельсин два электрода из разных металлов (оцинкованный гвоздик и кусок медной проволоки, например), подключаем мультиметр и оцениваем результат, который может быть от 0,4 до 1,5 В в зависимости от используемых металлов.
    Можно использовать грейпфрут, яблоко, картофель и другие.


    В случае использования цитрусовых эксперимент будет выглядеть весьма эффектно, если плод разрезать поперёк и вставить в него электроды.

    Из нескольких «фруктовых» элементов можно составить батарейку.

    Багдадская (Парфянская) батарейка

    И «на десерт» ретро-рецепт из 60-х ХХ века.

    Простейший гальванический элемент
    (разновидность элемента Вольта) состоит из стальной и медной пластин, разделенных слоем промокательной бумаги (15х40 мм), пропитанной обыкновенной водопроводной водой или просто слюной (рис. а). Если эле­мент не будет работать, бумагу надо намочить в растворе поваренной соли (полчайной ложки на стакан воды). Такой «водяной» источник питания, приводящий в действие какое-либо устройство (радио­приемник, зуммер и т.п.) удивляет непосвященных наблюдателей. Больший эффект дает применение медных, цинковых или оловянных пластин. Такой элемент состоит из деревянной или пласт­массовой бельевой прищепки, медной, серебряной или никелевой монеты и прокладки из влажной газетной бумаги (рис. б). ЭДС элемента будет около 0,1 В и их можно соединить в батарею. Достаточно ввести два проводника — железный и медный (рис. в) в лимон, яблоко или в соленый огурец (а еще лучше – в пиво), чтобы получить источник тока с ЭДС 0,1 В. Соединив несколько таких элементов, будем иметь батарею, пригодную для питания простейшего радиоприемника.
    Энергию для радиоприемника можно черпать не только из антенны (см. мою статью «Простейший радиоприёмник»), но и из земли. Это неплохой метод питания радиоустройств на экскурсиях, в палатках, кемпинге и т.п. Если такой элемент поместить глубоко в землю (глубже слоя промерзания, в среднем на глубину 1 м.),то им можно будет пользоваться непрерывно в течение года.
    Конструкция «земляного» элемента показана на рисунке. Качество его работы зависит от вида почвы, её влажности, а также от размеров и материала электродов, более пригодна влажная жирная почва. Чем больше поверхность электродов, тем меньше внутреннее сопротивление источника тока. Вид материала электродов мало влияет на величину электродвижущей силы источника, которая обычно меняется в пределах 0,8. 1,1 В.
    Наилучшие результаты дают следующие гальванические пары: цинк— уголь, алюминии — медь, цинк — медь. Если к элементу подключить какую-либо нагрузку, то его напряжение будет постепенно уменьшаться пока не стабилизируется по истечении 15…30 мин. Если имеются типовые цинковые пластин (170 х 210 мм) и угольные электроды от больших телефонных батарей (можно также использовать угольные стержни от 1,5-вольтовых элементов),то расстояние между электродами может быть 0,3…0,5м.

    Отводы от положительных электродов выполняются изолированным проводом. Соединение с электродами выполняется сваркой или пайкой. Наивысший КПД такого элемента достигается при токе нагрузки 1…2 мA.
    На рисунке ниже изображена схема детекторного приемника с питанием от земляного элемента, который состоит из двух круглых стержней — стального (2,5 X 400 мм) и медного (4X400 мм), разнесенных на расстояние 50 мм. Такой элемент работал в режимах 0,5 В/0,25 мА при сухой почве и 0,75 В/0,9 мА — при влажной.
    Для удовлетворительной работы простого приемника, питаемого «земляным» элементом, необходимо сделать наружную антенну длиной не менее 4 м и подвесить ее на высоте не ниже 5 м от земли (чем выше, тем лучше). Если после нескольких месяцев работы напряжение элемента под нагрузкой уменьшится, следует увеличить площадь электродов.

    В завершение хочу отметить, что за время моей жизни количество, качество, многообразие, возможности применения ХИТов претерпели весьма сильные изменения. Я помню те времена, когда трудно было разыскать элементы и батарейки . Потом появились .
    Моя первая электрифицированная игрушка примерно 1966-67 года – гусеничный вездеход без ПДУ, с переключателем «верёд – стоп – назад» стоимостью 5р.50к. По тем временам цена совсем не маленькая! Так вот мне приходилось по 2-3 месяца ждать, пока из Москвы родственники привезут батарейки «КБС-Л-0,50», а для машинки их требовалось сразу две. Хотя цена батарейки составляла 17 к., найти их в провинции было, практически, нереально. Это факт.
    Я не нашёл в Интернете фото той моей игрушки, а вот её реальный прототип:

    © SEkorp /моя версия темы, 30 апреля 2016/

    НАЗАД на страницу РАДИОпитание

    Тело человека — источник энергии. Есть шесть гуманных способов получить из него электричество

    Ваше тело постоянно генерирует энергию: пока вы тренируетесь, потеете, работаете за компьютером, плачете из-за работы за компьютером или фильма про верного пса, гуляете с псом или без него и даже спите. Современная наука утверждает, что все это можно делать с двойной пользой, и предлагает ряд инновационных решений. Выясняем, насколько мир готов перейти на энергию, генерируемую человеческим телом.

    Жара и холод

    Наши тела поддерживают постоянную температуру 36,6 градуса — это оптимальный показатель для протекания химических реакций в организме. Чаще всего температура внутри человека отличается от температуры окружающей среды, и процессы генерации и отдачи тепла в теле регулируются. Примерно 75% производимой тепловой энергии рассеивается через кожу без пользы для человека.

    Произвести электричество из тепла можно с помощью термоэлектрических генераторов. Такие устройства используют разницу температур между поверхностью кожи и окружающей средой: при этом не важно, где вы находитесь: в пустыне или на Северном полюсе. Чем больше абсолютная разница температур, тем больше электроэнергии вырабатывается — этот принцип называется эффектом Зеебека: если два провода из разных материалов замкнуть в электрический контур, а в местах соединения проводов поддерживать разную температуру, по этому контуру потечет электрический ток.

    Мощность, с которой человеческое тело в состоянии покоя вырабатывает тепло, — около 80–100 ватт — это мощность примерно 12 светодиодных лампочек. При занятиях спортом выделение тепла усиливается, продолжается оно даже во сне, пусть и с меньшей мощностью — 60–80 ватт. Пока вы спите, браслет с термоэлектрическим генератором на запястье может преобразовать до 4,5% вашей тепловой энергии в электричество и накопить достаточно для зарядки смартфона. Будь такое устройство на руке у каждого из нас в течение 8 часов каждый день, тепло, вырабатываемое восьмью миллиардами жителей Земли, могло бы обеспечить до 25% потребляемой в мире электроэнергии.

    Николай Киселев

    ведущий специалист инжинирингового центра Российского экономического университета

    В устройствах, основанных на термоэлектрохимических ячейках, как и у любых батареек или конденсаторов, есть электролит и электроды. Правда, КПД таких устройств пока не превышает нескольких процентов.

    Вместо антиперсперанта — гидрогель и биотопливный элемент

    Пот — это не просто соленая вода. В небольших количествах в нем присутствует лактат — продукт метаболизма, который при физических нагрузках выделяется из молочной кислоты в скелетных мышцах, затем попадает в кровь, органы и другие мышцы, где используется для накопления энергии.

    Чтобы применить лактат для генерации электричества, ученые создали биотопливные элементы на основе углеродных нанотрубок . Устройство напоминает лейкопластырь с электродами, на поверхности которых — окисляющие ферменты. Электрохимические реакции между ферментами и лактатом в составе пота ведут к генерации электрического тока. Концентрация лактата в поте повышается при физических нагрузках, поэтому электроэнергию лучше запасать во время тренировок. Выходной мощности должно хватить для питания небольшой техники — наушников, электронных часов, фитнес-браслетов.

    Во время отдыха тело человека тоже может побыть «электростанцией». Используя технологию окисления лактата, ученые создали маленькие пластины с гидрогелем и биотопливным элементом. Пластины крепятся на подушечки пальцев, где находится самая высокая концентрация потовых желез в человеческом теле. Скорость потоотделения на пальце достигает нескольких микролитров на квадратный сантиметр в минуту — в 2­–3 раза быстрее, чем на других участках тела. Произведенной за восемь часов работы устройства энергии хватит, чтобы зарядить наручные часы.

    Слезы, пролитые не напрасно

    В слезах и слюне содержится лизоцим — фермент , который помогает разрушать стенки бактериальных клеток. Еще в 1965 году, до открытия пенициллина, Александр Флеминг исследовал потенциал этого белка в качестве антибиотика. В 2018 году лизоцим начали использовать для получения электричества. Для этого из кристаллов лизоцима создали пленку и зажали ее между двумя стеклами. Эффект, когда ток возникает при механическом воздействии на твердое тело, называется пьезоэлектрическим.

    Лицозим — первый белок, используя который получили пьезоэлектричество. По эффективности кристаллы лицозима не уступают кристаллам кварца — известного пьезоэлектрика. Но, в отличие от минерала, лизоцим — биологический материал с противомикробными свойствами, и его можно использовать для биомедицинских устройств, таких как кардиостимуляторы.

    В слезах есть и другие электрически перспективные вещества: глюкоза, молочная и аскорбиновая кислоты. Научный коллектив из России и других стран использовал эти соединения как топливо для умных контактных линз. В них встроены электрические сенсоры, измеряющие уровень сахара в организме. Для подпитки сенсоров ученые создали биотопливный элемент, который конвертирует аскорбат и кислород в энергию.

    доктор химических наук

    Мощность электрохимической ячейки очень мала — исходя из концентрации аскорбата и скорости слезотечения, она может составлять до 22,1 микроватта. Но этого достаточно для питания микро-датчика, особенно если увеличить размеры электродов , задействовав обе стороны линзы.

    Электрическое сердце

    Сердце окружено электромагнитным полем. Каждое сокращение мышечной ткани вызывает электрический импульс, который и фиксируют электрокардиограммы. Если ритм и скорость биения сердца нарушаются, это можно скорректировать имплантацией кардиостимулятора, который регулирует импульсы. Такое устройство состоит из микросхемы и аккумулятора, последний приходится заменять каждые 5–10 лет.

    Бессрочным источником энергии может стать само сердце. Чип из наноразмерных слоев цирконата-титаната свинца — пьезоэлектрического материала — вживляется в сердце. С каждым его ударом вырабатывается электричество и накапливается в небольшой батарее. Опыты на крупных животных показали, что организм не отторгает чип.

    «ГЭС» через кровоток

    Кровь непрерывно движется по организму, проходя через капилляры, артерии и вены подобно реке с ее порогами и притоками. Если с помощью плотин люди конвертируют энергию падающей воды в электричество, то почему бы не установить миниатюрную «гидроэлектростанцию» в сосудах?

    Модель подобной «плотины» разработали из волокон на основе углеродных нанотрубок. В экспериментах ее прикрепляли к электродам и погружали в раствор, имитирующий кровоток. При движении жидкости волокна помогали вырабатывать электричество подобно речным гидроэлектростанциям.

    Энергия, которую можно услышать

    Во внутреннем ухе млекопитающих находится естественный аккумулятор — ушная улитка, где генерируются крошечные электрические напряжения — 80–100 милливольт. Это эндокохлеарный потенциал, который обеспечивает работу волосковых клеток, воспринимающих звуки. Далее механическая энергия звуковых волн преобразуется в электрические импульсы, посылаемые в слуховой нерв мозга.

    Для сбора электрической энергии разработали чип размером с ноготь. Его протестировали на внутреннем ухе морской свинки: мощность чипа составила около одного нановатта (одна миллиардная часть ватта) — это в миллион раз меньше, чем нужно для питания электронного имплантата, но работы по увеличению мощности продолжаются.

    Использовать человеческие тела для электроснабжения городов пока не научились. Сначала, по мнению ученых, появятся самопитающиеся имплантаты и кардиостимуляторы: их энергетические запросы невелики. На клинические испытания и разрешение испытаний на живых людях потребуются годы. Энергоемкие устройства, накапливающие электричество от пота или тепла, еще долго будут слишком дорогими, чтобы обрести массовую популярность. Пока новая эра гибкой электроники не наступила, более 60% электроэнергии люди будут получать из ископаемого топлива, а хранить ее помогут привычные аккумуляторы и батарейки.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *