Компания SSK Group

Производство. Разработка. Исследование.

Москва, ул. Давыдовская, д.12, корп.7
+7 (495) 921-39-05, +8 (800) 555-70-22

Тяговые свинцово-кислотные панцирные аккумуляторные батареи с трубчатыми положительными пластинами тип PzS, со свинцовыми межэлементными коннекторами.

Межэлементные коннекторы свинцовые в пластиковом протекторе позволяют жестко удерживать конструкцию на неровностях пола и дорог.


Тяговые аккумуляторы
для электропогрузчиков, штабелеров и другого электронапольного транспорта.

Стационарные батареи являются главной и неотъемлемой частью резерного источника питания. Именно от них зависит работоспособность промышленного объекта в момент сбоев электросети.

В момент отключения или сбоя городской сети или генератора аккумуляторная ьатарея выдает постоянный ток, который преобразуется в переменный ток с напряжением 220В.


Стационарные батареи
на основе класической, Gel и AGM технологий.

Литий-ионные аккумуляторы широко применяется как в общегражданской технике, так и в изделиях специального назначения.

Литий-ионные аккумуляторы все шире используется в промышленных товарах, в том числе, в автомобилях, где они входят в состав гибридных энергетических установок, а также обеспечивают энергоснабжение многочисленных систем автомобиля.


Li-ion батареи и энергокомплексы

Законы Фарадея.

Справочная информация > Химические источники тока (основные понятия) >

ЗАКОНЫ ФАРАДЕЯ. ТЕРМОДИНАМИКА ХИТ

Законы Фарадея.

В 1833—1834 гг. М. Фарадей открыл два закона, определяющих зависимость между количеством прошедшего электричества и количеством вещества, испытавшего химические превращения на электроде. По объединенному закону Фарадея при электрохимическом превращении одного моля вещества через систему протекает количество электричества, равное nF:

где F — постоянная Фарадея (96 485 Кл/моль или 26,8 А ч/моль); п — стехиометрическое число электронов, принимающих участие в электрохимическом превращении.

Зная массу моля реагирующего вещества, можно легко определить теоретический удельный расход его на единицу количества электричества. Для этого массу моля М — вещества делят на количество электричества nF:

Если на электроде протекает несколько процессов, то доля количества электричества, расходуемого на тот или иной процесс, называется выходом по току. Отношение емкости, полученной от ХИТ, к теоретической емкости, рассчитанной по законам Фарадея, называется фарадеевским коэффициентом использования реагента.

Расчет ЭДС химических источников тока.

Можно рассчитать параметры ХИТ при равновесии (в отсутствие тока): ЭДС и КПД преобразования химической энергии в электрическую.

ХИТ обычно работают в изобарноизотермических условиях (т. е. при постоянных давлении р и температуре Г). Для этих условий максимально возможная работа, которая может быть получена в системе при обратимом протекании химической реакции Wmax, равна уменьшению свободной энергии (энергии Гиббса) системы при протекании этой реакции ΔG:

С другой стороны, максимальная работа, которую можно получить от гальванического элемента, WЭmax равна произведению ЭДС элемента ЕЭ на количество электричества qЭ:

Приравнивая максимальную работу химической реакции и максимальную электрическую работу с учетом уравнения (1.1.2), получаем уравнение для расчета ЭДС элемента:

Изменение энергии Гиббса системы в ходе химической реакции, входящее в уравнение для расчета ЭДС, как и любая термодинамическая функция ΔФ, может быть рассчитано по уравнению

где Vj стехиометрический коэффициенту jго вещества в уравнении реакции; ΔfФjтермодинамическая функция образования jго вещества из простых веществ; индексы «пр» и «исх» относятся соответственно к продуктам реакции и исходным веществам.
Для расчета зависимости ЭДС от активности реагирующих веществ и продуктов реакции необходимо учесть уравнение изобары реакции, которое применительно к электрохимическим процессам принимает вид уравнения Нернста. Тогда выражение для ЭДС элемента записывается в виде

где ajисх и ajпр — активности jx исходных веществ и продуктов реакции; R — универсальная газовая постоянная; Т абсолютная температура; E0Э — стандартная ЭДС элемента, связанная со стандартной энергией Гиббса ΔG0 соотношением

Во многих случаях активность компонентов можно заменить концентрациями (для растворенных веществ) или парциальными давлениями (для газов). Таким образом, по известным термодинамическим функциям можно рассчитать ЭДС любого элемента, т. е. ЭДС элемента, основанного на любой электрохимической системе.

Зависимость ЭДС от температуры Т можно рассчитать по уравнению

где ΔS изменение энтропии при протекании токообразующей реакции.

С повышением температуры ЭДС элемента возрастает, если изменение энтропии реакции положительно, и уменьшается, если изменение энтропии реакции отрицательно. Для расчета ЭДС при разных температурах можно воспользоваться уравнением

где ΔH изменение энтальпии при протекании токообразующей реакции. При расчетах ЭДС в широком интервале температур нужно учитывать зависимости АН и AS от температуры.

В соответствии со вторым принципом термодинамики произведение TAS выражает ту часть полной энергии реакции, которая может быть превращена только в теплоту. Соответственно теоретическое значение количества теплоты, выделяемой или поглощаемой элементом в равновесных условиях (при разряде бесконечно малым током), выражается уравнением

Или

Где

Равновесные электродные потенциалы и ЭДС. На электродах может устанавливаться равновесие, при котором скорость прямой реакции — окисления — равна скорости обратной реакции — восстановления:

где Ох и Red — окисленная и восстановленная формы вещества.

Электродный потенциал, который устанавливается при равновесии процесса на электроде, называется равновесным потенциалом Е. Разность равновесных потенциалов разноименных электродов равна ЭДС соответствующего элемента

Где E(+)p ч E()p — равновесные потенциалы положительного и отрицательного электродов.

Равновесный электродный потенциал зависит от природы реакции, температуры и активностей всех веществ, участвующих в этой реакции (как исходных веществ, так и продуктов). Например, если на электроде протекает реакция

то равновесный электродный потенциал выражается уравнением (уравнение Нернста):

где А и D — другие участники (кроме окислителя Ох и восстановителя Red) реакции, в том числе вода, ионы водорода, гидроксида и т. п.;
E0ox/red — стандартный равновесный электродный потенциал.

Значения стандартных электродных потенциалов для некоторых реакций, протекающих в ХИТ, приведены в приложении П.7.

Измерение ЭДС и электродных потенциалов. Электроды сравнения. Для измерения ЭДС необходимо применять вольтметры с достаточно высоким значением входного сопротивления, не менее 10 МОм/В. Для этих целей также используют компенсационные схемы. В компенсационном методе измеряемая разность потенциалов (ЭДС) компенсируется разностью потенциалов от внешнего источника, выверенной по эталонному элементу (рис. 1.1.2). Значение ЭДС в таком случае рассчитывается по уравнению

где ЕЭТ — ЭДС эталонного элемента; 1Х и /эт — положения контакта на реохорде при компенсации ЭДС эталонного и изучаемого элементов.

В качестве эталонного источника ЭДС используется насыщенный элемент Вестона, имеющий следующую электрохимическую систему:

Температурная зависимость ЭДС насыщенного элемента Вестона описывается уравнением

В интервале температур t от 0 до 40°С ЭДС элемента Вестона воспроизводится с точностью до милливольта (±). Таблица значений ЭДС элемента Вестона при разных температурах приведена в приложении (табл. П.8.1).

Для измерения потенциала отдельного электрода составляют гальванический элемент из этого электрода и электрода сравнения и измеряют ЭДС этого элемента. В качестве электрода сравнения обычно используют стандартный водородный электрод, который представляет собой пластинку из платинированной платины, погруженную в кислоту с активностью ионов водорода, равной 1 моль/л, и омываемую потоком газообразного водорода под давлением 100 кПа.

В водородном электроде реализуется следующее равновесие:

Потенциал стандартного водородного электрода принимается равным нулю при любой температуре. Разность потенциалов измеряемого электрода и стандартного водородного электрода называется электродным потенциалом по водородной шкале.

Кроме водородного применяют и другие электроды сравнения: каломельный, оксиднортутный, сульфатнортутный, хлорсеребряный, хингидронный и др. Все перечисленные электроды, кроме хингидронного, являются электродами второго рода, т. е. они обратимы относительно аниона труднорастворимой соли.

Каломельный электрод представляет собой каплю ртути, на которой находится небольшое количество пасты из каломели (Hg2Cl2), тщательно перетертой с ртутью. Паста пропитана насыщенным одноили децимолярным раствором хлористого калия, такой же раствор находится над пастой. При использовании насыщенного раствора в нем находятся кристаллы хлористого калия (KCl).

В каломельном электроде устанавливается равновесие между ионами ртути в металле и в растворе, а также между ионами ртути и труднорастворимой каломели:

Потенциалы каломельного электрода при различных температурах приведены в приложении П.8 (табл. П.8.2).

Аналогично функционируют сульфатнортутный, сульфатнооксидный и хлорсеребряный электроды.

В сульфатнортутном электроде паста готовится из ртути и сульфата одновалентной ртути (Hg2S04), а в качестве электролита обычно используют одномолярный раствор серной кислоты. В таком электроде устанавливаются равновесия между ионами ртути в металле и в растворе, а также между ионами ртути и труднорастворимой солью:

Суммарное равновесие имеет вид

Зависимость потенциала сульфатнортутного электрода от концентрации сульфата выражается уравнением

Зависимость потенциала сульфатнортутного электрода от температуры описывается уравнением

Значения стандартных потенциалов сульфатнортутного электрода приведены в приложении П.8 (табл. П.8.3).
В оксиднортутном электроде используется красный оксид ртути (HgO), а электролитом служит раствор щелочи. В таком электроде устанавливаются равновесия между ионами ртути в металле и в растворе, а также между ионами ртути и труднорастворимым оксидом:

Зависимость потенциала оксиднортутного электрода от концентрации ионов гидроксида выражается уравнением

Хлорсеребряный электрод изготавливают, нанося на поверхность серебряной проволоки или пластинки слой хлорида серебра, например, анодной обработкой в хлоридном растворе. В таком электроде устанавливается равновесие между ионами серебра в металле и в растворе, а также между ионами серебра и труднорастворимым хлоридом:

Значения стандартных потенциалов хлорсеребряного электрода при разных температурах приведены в приложении П.8 (табл. П.8.4).
Хингидрон — это эквимолярная смесь хинона (С6Н402) и гидрохинона (С6Н402Н2). В водных растворах хингидрона на инертном (например, платиновом) электроде устанавливается равновесие с участием ионов водорода:

В растворах, насыщенных хингидроном (а растворимость хингидрона в воде мала, так что для приготовления насыщенного раствора достаточно ничтожное количество реактива (на кончике ножа)), активность хинона и гидрохинона постоянна, поэтому потенциал платинового электрода в таком растворе зависит только от его водородного показателя — рН:

Значения стандартного потенциала хингидронного электрода при разных температурах приведены в приложении П.8 (табл. П.8.5).

© 2003—2012 «SSK Group» Аккумуляторный завод.
ВебСтройКом
Rambler's Top100 Рейтинг@Mail.ru