В.В. Еремин, А.Я. Борщевский - Основы общей и физической химии (1113479), страница 22
Текст из файла (страница 22)
В качестве окислителя в топливных элементах ,б 4.4. Химические источники тока 107 обычно используют кислород или воздух, а в качестве восстановителя (топлива)— водород, гидразин, метанол, углеводороды и т.п. Наиболее известными являются водородно-кислородные топливные элементы, в которых происходит окисление во- дорода кислородом: 2Нз+ Оз = 2НзО. Существуют разные типы водородно-кислородных топливных элементов — щелочные, кислотные, твердоокисные (табл. 4.3). Они отличаются типом используемого электролита, мощностью, КПД и другими характеристиками, однако принципиальная схема у всех топливных элементов одинакова.
Мы рассмотрим ее на примере элемента с протонообменной мембраной (рис. 4.7). Таблица 4.3. Различные типы водородно-кислородных топливных элементов а) Рабочая температура б) применение Полуреакции на катоде и аноде Тнп элемента Электролит Кислотный Протон-проводя- щий полимер Расплавленная НзРОэ Фосфорно-кис- лотный а) меньше 80'С б) космические аппара- ты, подводные лодки Шелочной Концентрированный раствор КОН а) от 600 до 700'С б) военные приложения Карбонатный Смесь расплавленных 1чаэСОз и КяСОз Керамика, проводящая ионы 0~ Твердоокисный Элемент состоит из двух пористых электродов — катода и анода, на которые нанесен слой катализатора — мелкодисперсной платины или палладия (в элементах других типов могут использоваться более дешевые металлы).
В роли электролита в них выступает твердая полимерная мембрана, которая пропускает протоны, но не проводит электрический ток. На аноде молекула водорода окисляется до ионов водорода Нз(г.) — 2е — 2Н+(р.), Катод: -'Оэ -1- 2Н + 2е — ь НяО Анод: Нз — 2е — ь 2Н+ Катод: —,'Оз + 2Н+ + 2е — НяО Анод: Нз — 2е — ь 2Н Катод: эОя+ Н 0+ 2е — ь 20Н Анод. Н + 20Н вЂ” 2е — 2НзО Катод: яОЯ+ СОэ + 2е — ь СОзЯ Анод: Нэ+СОз — 2е — СОя+Нэ 0 Катод: эОя+2е — ь 0 Анод: Нэ + 0 — 2е — ь НяО а) ниже 100'С б) транспорт, небольшие стационарные источни- ки тока а) !50-200'С б) резервные источники тока з больницах, аэро- портах а) от 650 до 1000*С б) крупномасштабные источники тока в про- мышленности П)а д1 4 Окислитеаьно аоссаанааитеяьнме ревизии носатые вдоввваасс вслед ыеыбддвс д васодь в ивассвсвв в восссвновлсввв двс- дорода [в соссава воадуха) до воды: 1!О Гл.
4. Окислительно-восстановительные реакции Пионером в использовании электрического тока в химии был английский ученый Гемфри Дэви (!778-!829). Подвергая электролизу расплавы различных соединений, он открыл восемь неизвестных до него химических элементов. В настоящее время электролиз — единственный способ промышленного производства многих простых и сложных веществ. Калий получают электролизом расплава гидроксида калия: К+ + е — н К (катод), 40Н вЂ” 4е — Оз + 2НзО (анод). Суммарное уравнение: 4КОН = 4К + 2НзО+ Оз. Магний, литий и натрий образуются при электролизе расплава их хлоридов, алюминий — при электролизе расплава оксида: А!зь+ Зе — ь А! (катод), 20 — 4е — ь Оз (анод).
Суммарное уравнение: 2А!ьОз = 4А1+ 30з. Электролизом воды получают водород для различных приложений и кислород для дыхания в подводных лодках. Помимо промышленного получения химических веществ, электролиз используется для экстракции и очистки металлов, нанесения металлических покрытий, очистки сточных вод. Недостатком электролиза является довольно высокая стоимость электроэнергии. Коротко о главном 1. Многие химические свойства неорганических веществ характеризуются окислнтельно-восстановительными реакциями (ОВР). В ОВР происходит перенос электронов от восстановителя к окислителю. У восстановителя степень окисления увеличивается, а у окислителя — уменьшается. 2. Общая схема ОВР: Ох! (ок-ль) + Вз(в-ль) = В!(в-ль) + Охз(ок-ль). 3. Многие ОВР можно рассматривать как перенос атомов 0 от окислителя к восстановителю и/или перенос атомов Н от восстановителя к окислителю. 4.
Сильные окислители — кислород, галогены и соединения элементов в высших степенях окисления. Сильные восстановители — щелочные и щелочноземельные металлы, водород и соединения элементов в низших степенях окисления. 5. Стехиометрические коэффициенты в уравнениях ОВР находят методом электронного нли электронно-ионного баланса. 6. Окислитель и продукт его восстановления образуют сопряженную пару «окислитель-восстановительсн Чем сильнее окислитель, тем слабее сопряженный ему восстановитель, и наоборот. 7. Полуреакции восстановления окислителей характеризуются окислительно-восстановительными потенциалами. Сильные окислители характеризуются большими положительными потенциалами. Э 4.5.
Злектролиз 111 Основные Формулы 1. Уравнение Нернста: йТ ао,, 0,0591 а~,. иЕ аа и оа 2. Электродвижущая сила электрохимической цепи; Е=Ев Еь Е =Ен Ещ 3. Связь ЭДС с термодинамическими функциями ОВР: ЕЕо Л„а' = — пЕЕ', !пк = —. йТ Л„а= — пЕЕ, 8. Окислительно-восстановительные реакции — основа работы химических источников тока: гальванических элементов, аккумуляторов и топливных элементов. В химических источниках тока окисление и восстановление разделены в пространстве.
9. Электролиз — ОВР, протекающая под действием постоянного тока. С помощью электрического тока осуществляют те химические реакции, которые самопроизвольно протекать не могут. Электролиз — единственный способ промышленного получения активных металлов — 1.1, 5!а, К, Ма, Са, А1 и галогенов— Гз и С!ю г л а в д КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ Комплексные соединения — самый многочисленный класс неорганических соединений. Среди них есть кислоты, основания, соли, однако большинство комплексных соединений нельзя отнести ни к одному из простейших классов — они образуют самостоятельный класс, который заслуживает отдельного рассмотрения. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ Единого исчерпывающего определения комплексов нет.
Общепринятым считается такое определение: Комплексами называют сложные вещества, содержащие центральный атом, свя- 1 ванный с несколькими молекулами или ионами (лигандами). Другое название комплексов — координационные соединения. Оно отражает тот факт, что центральный атом координирует вокруг себя лиганды. В роли центрального атома (комплексообразователя) может выступать любой элемент, являющийся акцептором электронов. Наиболее многочисленны и разнообразны комплексы, в которых в роли центрального атома выступают положительные ионы или атомы дметаллов. Лигандгя — это молекулы или отрицательные ионы, которые могут служить донорами электронов. Таким образом, основной тип связи между центральным атомом и лигандами — донорно-акцепторный.
Основы координационной теории ком- КЗ ~ТЕ(С1ч) 6] плексных соединений были заложены в конце Х1Х в. Альфредом Вернером. Он ввел Комплексный Внешяесферяый ион понятия внутренней и внешней координакатион ционной сферы (рис. 5.1). Внутренняя сфеКоординационное ра (ее называют также комплексной частиРнс. бй. Основные понятия, связанные с цей) состоит из центрального атома и ликомплексными соединениями гандов, она устойчива и, как правило, спо- собна к самостоятельному существованию в растворе.
В формуле комплексного соединения внутреннюю сферу выделяют квадратными скобками. Число связей, образованных центральным атомом с лигандами, называют координационным числом. Фактически — это валентность центрального атома. Если каждый лиганд служит донором только одной пары электронов, то координационное число равно числу лигандов. Координационное число может принимать все значения от 2 до 8, самые распространенные из них — 2, 4 и 6. ро.й Основные понятия 1!3 Рассмотрим в качестве примера красную кровяную соль — гексацианоферрат (П1) калия Кз[ре(С[Ч)з] (рис. 5.1). В водном растворе эта соль диссоциирует: Кз[ре(С)Ч)в] — ЗК+ + [Ре(С!Ч)з]~ Ионы калия находятся во внешней сфере комплекса, а центральный атом Гез~ и лиганды С[Ч образуют внутреннюю сферу.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
