Ilja Bondarev
-
Постов
95 -
Зарегистрирован
-
Посещение
Тип контента
Профили
Форумы
События
Сообщения, опубликованные Ilja Bondarev
-
-
Ну зачем туда кислоту-то? Весь смысл этих условий - создать ситуацию полностью разряженного аккумулятора, т.е. когда весь в электролите растворенный сульфат перешел в нерастворимый сульфат свинца, а цинк окислился до оксида. Тогда и электролит будет слегка щелочным. Подчеркиваю - слегка. Сколько щелочи растворять - нужно оценить из того сколько у нас оценочно сульфата свинца и оксида цинка в соответствии с уравнениями зарядки. Т.е. если сульфата свинца и оксида цинка в миллиграммах, то и щелочи нужно растворять в милиграммах.
Слегка щелочную среду можно, конечно, сделать и добавляя , скажем, серную кислоту к раствору гидроксида натрия. Только не "плеснуть" на глаз, а достаточно точно дозировать, чтобы получился раствор с pH 10-13.
-
-
Для начала, я думаю, стоит повторить опыт автора, ну скажем в случае с сульфатом натрия. Посмотреть работоспособность схемы.
Смущает защелачивание электролита при разряде. Если щелочь будет вступать с электродами в какую-то паразитную реакцию, то надо будет использовать буфер, емкость которого во многом и определит удельную энергоемкость аккума.
-
Непонятная связь растворимости и удельной ёмкости.
Ну что же здесь непонятного? Сульфат участвует в реакции в виде раствора, значит надо учитывать и массу воды необходимую для его растворения. Если этого не делать, то, конечно, показатели получатся вашей душе значительно более угодные.
Вообще-то интересная задумка. Если бы вы взялись за серьезные эксперименты с этой схемой аккума, я бы подкинул парочку мыслей как его усовершенствовать, приблизив к тем показателям о которых вы мечтаете.
-
Чистый хлорид олова - сам по себе жидкость.
Правда найти электрохимические таблицы для этого неводного электролита наверно будет проблематично...
(хотя стоит поискать - чем черт не шутит - наверняка в научных статьях где-то есть применения)
То что какое-то вещество при н.у. является жидкостью еще не значит, что оно электролит, т.е. в достаточной мере диссоциировано на свободные ионы. В случае с безводным хлоридом олова (IV) имеются сомнения, что его можно считать электролитом. Растворителем - да, т.е. к нему надо что-то добавить что бы электролит получился. Только глубокого смысла не вижу - заменить воду на не терпящее влаги в-во, применявшееся как отравляющее средство. Кому это нужно и зачем?
-
Неужели растворимость соли электролита может повысить удельную ёмкость в 2.5 раза.
В данном случае может. Ведь сульфат участвует в реакции.
Там ещё пишется , что у сульфатно-цезиевого электролита напряжение на электродах 3.2 В.
Покажите где вы такое вычитали.
-
Может сразу на SnCl4 че-нить изобразить? И растворитель будет не нужен...
Это скольки электронная реакция видится на катоде при разрядке? И как это без растворителя, в расплаве что-ли?
-
С калий сульфатным электролитом я маленько ошибся при учете растворимости, точнее будет 70 Втчас/кг. С литий сульфатным электролитом будет существенно лучше - 180 Втчас/кг, в основном за счет раза в 3 лучшей растворимости сульфата лития.
-
Около 76 Втчас/кг, если верить в ЭДС 2,75В и учитывать растворимость сульфата калия.
-
По уравнению Нернста решается задачка.
-
KAlO2 + 2H2O (условий не знаю)= KOH + Al(OH)3
Только это и будет K+Al(OH)4-. К нему кислоты надо добавить, тогда Al(OH)3 выпадет в осадок.
-
Из какого раствора соли нельзя получить металл при электролизе?
AlCl3, ZnCl2, NiCl2, CuCl2, FeCl2
с чего начать выполнение задания?
Сравнить потенциалы выделения соответствующих металлов и потенциал выделения водорода с учетом перенапряжения на соответствующем металле.
-
-
Е = Е0 + 0,059/3 * lg[[Fe(CN)6]3-]/[[Fe(CN)6]4-]
[[Fe(CN)6]3-]/[[Fe(CN)6]4-] = 10(3E - 3E0)/0,059 я написала,преподу не понравилось.сказала,что тут будет 0,059/1,почему я не понимаю=(
Один электрон в реакции а не три.
-
-
Елки! Но ведь работают же аллюминий-воздушные батареи. А катод там совсем никакой.
Ну вместо воздушного катода, являюшемся по сути ОH генератором, можно использовать скажем Fe(OH)2. Токообразуящая реакция будет: 2Al + 3Fe(OH)2 = 2Al(OH)3 + 3Fe
Поскольку эта реакция пойдет только в щелочной среде, то неизбежна и паразитная коррозия алюминия:
2Al + 2NaOH + 6H2O = 2NaAl(OH)4 + 3H2
Причем обе реакции (токообразующая и паразитная) будут идти с одинаковым успехом и примерно половина алюминия будет расходоваться в пустую.
-
Йодид алюминия, AlI3 - 191°С
А разве йодид алюминия будет в расплаве диссоциировать на ионы? Не будет ли он вести себя на подобие хлорида алюминия, переходящего в расплаве из ионной твердой формы в молекулярную жидкую? Ведь плавление какого-то вещества и его диссоциация на ионы не всегда одно и тоже.
-
-
Сколько, по вашему, способна дать алюминий-иодная пара? Некоторые утверждаут, что теоретическая энергоемкость алюминий-серной батарейки 900+ Вт-ч/кг.Практическая, как минимум, 225 Вт-ч/кг.У алюминий-иодной по идее должна быть еще больше, реакция более энергичная Если это 300 Вт-ч/кг то неплохо, в два раза больше чем литий-ионная и материалы намного дешевле.
Смотрим в справочнике ΔG для АlI3 -304 кДж/моль. Молярная масса 27 г/моль + 3x127 г/моль = 0,408 кг/моль. Итого 304/0,408/3.6 = 207 Втчас/кг. Это теоретическая удельная энергоемкость, а практическая в 3-5 раз меньше, т.е. где-то 40-70 Втчас/кг. К великому огорчению это на порядок меньше того что надо.
-
Хлорид железа имеет три атома хлора на один атом железа.Почему это мало?
А где и как эти полианионы образуются т.е. какой нужен электролит
и какая температура?
Уменьшение удельной энергоемкости идет в двух направлениях: 1) увеличивается масса, почти в 1,5 раза, приходящаяся на моль электронов, но это не самое основное; 2) вместо реакции окисления алюминия хлором токообразующей будет реакция замещения FеCl3+Аl = АlCl3+Fе, а это совсем другая и на много менее энергоемкая реакция.
Т.е. ЭДС такой ячейки будет значительно ниже ЭДС пары Аl-Cl. Прикидочно (я точно не считал) уменьшение удельной емкости будет где-то в 3 раза по сравнению с парой Аl-Cl.
Выделение алюминия из галогеналюминатных расплавов/растворов идет по общей схеме где ключевым фактором является наличие свободных галогенанионов (напр. Cl-), которые образуют комплекс с галогенидом алюминия (напр. АlCl3 + Cl- = АlCl4-), далее АlCl3 + АlCl4- = Аl2Cl7-. В какой апротонной среде и при какой температуре такое условие создать - вопрос вторичный. Как конкретно с иодидами - не знаю, не вникал да и 127 г на моль электронов у йода явно не то на чем стоит заострять внимание.
-
1)В некоторых уже работающих алюминий-хлорных аккумах хлор хранится в графитовом адсорбенте.Кроме того рассматривается вариант с алюминий-железо-хлоридными реакциями, где происходит
2)Каким образом можно восстановить алюминий из йодида алюминия?
1) Графитовый/угольный адсорбент быстро деградирует и аккум при зарядке начинает выделять хлор. Кому такое нужно? Хранить хлор в хлоридах конечно можно, но подсчитайте удельную теоретическую энергоемкость. Получите не слишком воодушевляющие цифры. Да и нет полной гарантии 100% связывания в хлорид, т.е. выделения хлора нельзя исключить.
2) Наверное аналогично как и с другими галогенидами - из комплексного аниона Аl2I7-
-
Здесь что-то говорится об электроосаждении алюминия из ксилольных электролитов:
Проблемы в алюминий-хлорном аккумуляторе кроются не на аноде, т.е. не в обратимом осаждении и окислении алюминия в расплавах/неводных растворах, а в проблеме хранения хлора или другого галогена.
-
Либо рассматриваем вариант восстановления Fe(OH)3 до Fe(OH)2. И тут опять возникает аналогия с Ni-Fe аккумулятором...
А если копаться глубже, то в щелочных средах Fe(OH)3 и Fe(OH)2 - переходные стадии. Соответственно, снова встает вопрос о полуреакциях и потенциалах.
Солгласен с вами, что в принципе аналогия с никель-железным аккумулятором есть. И не столько в реакциях (они то как раз совсем разные - в Ni-Fе аккумуляторе железо при разряде окисляется, а в рассматриевомой нами системе оно восстанавливается) сколько в том, что носителем заряда в электролите является ОH группа. Это конечно не ион лития с 7 г на моль электронов, но и 17 г тоже еще терпимо, особенно если "клетка" для хранения заряда легче, чем в литий-ионном аккумуляторе.
Вопросы с механизмом окисления/восстановления железа остаются, но если это и происходит через промежуточную стадию с Fе(ОH)2, то образования гидроксида железа (III) это не исключает.
Тут еще другой момент есть: ну, допустим восстановили Fe(OH)2 или Fe(OH)3 (гипотетически) до Fe, а откуда уверенность в том, что при заряде пойдет обратный процесс?Неводные электролиты железнения с добавками NaOH существуют, но железо там изначально - в виде соли FeSO4.
Да вот действительно, нет уверенности, т.к. при определенных условиях возможна и полуреакция:
4OH- = 2H2O + O2 + 4e-
Будет образование гидроксидов железа или кислпрода с водой более энергетически выгодным, вот в чем вопрос. Как по вашему мнению? Ведь помимо стандартного потенциала в определенной среде здесь будет играть роль еще и возможное перенапряжение при выделении кислорода.
-
Эту - нет.
Если не трудно, поясните почему. Чем гидроксид железа (III) хуже гидроксида железа (II). Или это "нет" касается только водных растворов щелочей?
А вот эту - можно.Проводите аналогию с никель-железным аккумулятором?
Аналогия с катодной реакцией в железно-никелеевом аккумуляторе невольно получается, только хотелось бы без этой аналогии, т.е. по первой реакции (с гидроксидом железа (III)) - она вроде более "энергоемка".
Алгоритм все тот же.Вопрос скорее не в алгоритме, а в том каким алгоритмом пользоваться. Ведь эти данные стандартных потенциалов полуреакций для водных растворов. В неводной среде они могут существенно отличаться. Поэтому для первоначальной теоретической оценки удельной энергоемкости, на мой взгляд, разумнее исходить из энергии Гиббса для реакции. Ну и два места после запятой в результате - тоже излишество. Кстати, не правильнее ли ЭДС элемента 1.86 В?
Свинцово-цинковый аккумулятор.
в Электрохимия
Опубликовано
Ну расскажите тогда поподробнее хотя бы об одной такой конструкции с высокой удельной энергоемкостью.