Анод: - углеродная матрица слоистой структуры. Ионы лития внедренедряются между слоями углерода и располагаются между ними, образуя интеркалаты разнообразных структур.

Катод: соединения оксидов кобальта или никеля с литием (литиевые шпинели).

При зарядке:

Анод (положительный электрод):

LiCoO₂- xē → Li_1-xCoO₂ + xLi⁺

Катод (отрицательный электрод):

С + xLi⁺ + xē → CLi_x

При разрядке:

Анод (отрицательный электрод):

CLi_x – xē → С + xLi⁺

Катод (положительный электрод):

Li_1-xCoO₂ + xLi⁺+ xē → LiCoO₂

Электролиз. Количественные расчеты с использованием законов Фарадея.

Электролиз — это совокупность окислительно-восстановительных процессов под действием внешнего источника постоянного тока в специаль­ных устройствах — электролизерах. При элек­тролизе происходит направленное перемещение ионов электролита, окисление на аноде одних из них и восстановление на катоде — других. Однако в этом случае катодом служит отрица­тельно заряженный электрод, а анодом — положительно заряженный, (при электролизе вещества восстанавливаются на катоде и окисляются на аноде).

В качестве примера рассмотрим электролиз расплава хлорида натрия, диссоциирующего по схеме:

NaCl ↔ Na ⁺ +CI^-

При пропускании электрического тока через расплав катионы натрия дви­жутся к катоду. Здесь, взаимодействуя с электронами из внешней цепи, они восстанавливаются:

Na⁺ + е = Na

Анионы хлора перемещаются к аноду, где отда­ют избыточные электроны и окисляются:

Cl ^- - е = Cl c последующим образованием молекул газа Cl₂

Каждая из этих полуреакций протекает не само­произвольно, а за счет энергии внешнего источни­ка. Суммарная окислительно-восстановительная реакция описывается уравнением:

Na⁺ + 2CI^- = Na + Cl₂

Количественно электролиз описывается двумя законами М. Фарадея (1827):

1. Масса выделившегося на электроде вещества пропорциональна коли­честву электричества, прошедшего через электролит.

2. Одинаковые количества электричества выделяют на электродах мас­сы веществ, пропорциональные их химическим эквивалентам.

Из второго закона следует, что для выделения одного моля химических экви­валентов вещества следует затратить одно и то же количество электричества, не зависящее ни от каких условий. Измерениями установлено, что это количество составляет 96485 (округленно 96500) кулонов и называется постоян­ной Фарадея (F). Следовательно:

Умножив обе части уравнения на молярную массу эквивалентов, получим:

где: m — масса вещества, г; I — сила тока, А; t — продолжительность электролиза, с; Э — молярная масса эквивалентов вещества, г/моль экв.

38. Гальванопластика и гальваностегия как примеры технического использования электролиза.

Коррозия металлов и ее типы. Механизм электрохимической коррозии и методы борьбы с ней.

Коррозия металлов

Самопроизвольное разрушение металлических и других конструкционных материалов под химическим воздействием окружающей среды называется коррозией (от лат. korrosio — разъедание). Коррозия представляет собой гете­рогенный окислительно-восстановительный процесс, протекающий на гра­нице раздела фаз: металл — окружающая среда (газ или жидкость). Металл окисляется, а компоненты окружающей среды восстанавливаются.

По механизму коррозионного процесса различают два основных вида коррозии — химическую и электрохимическую.

Химической коррозией называют разрушение металла в окружающей сре­де без возникновения электрического тока в системе. В этом случае металл взаимодействует с агрессивными газами (газовая коррозия) или с жидкими неэлектролитами: нефтью, нефтепродуктами и др. (коррозия в неэлектроли­тах).

Электрохимической коррозией называют разрушение металла в среде элек­тролита с возникновением в системе электрического тока. Электрохимической коррозии подвержены корпуса морских и речных судов, сельскохозяйственная техника, автомобили и т.п.