Megjelent: Módszertani Lapok, Fizika, 5. évfolyam, 1999/3 március 1-9. old.

Radnóti Katalin – Róka András

Elektrokémia fizikatanároknak

	A fizika szakos kollegák egy része idegenkedik még azoktól a kémiai  problémáktól is, amelyek még a fizika órákon is elkerülhetetlenek. Pedig az  elektromosságtan lassabban fejlődött volna, ha Galvani híres békacomb-kísérlete nyomán Volta nem alkotja meg az első galvánelemeket. Azért, hogy barátságosabb legyen, az elektrokémiai folyamatokat a fizika oldaláról szeretnénk megközelíteni. 
Megpróbáljuk bemutatni, hogy az elektrokémiában egyszerre jelenik meg az anyagszerkezet, az elektromosságtan, a termodinamika és egy kis kémia.

Elektromos áram folyadékokban ( Amikor még csak a fizika van jelen?)

	Az elektromos áram a töltéssel rendelkezõ részecskék (elemi részek vagy ionok) a helyzeti energia csökkenése irányában történõ, rendezett vándorlása. Az elektromos vezetés feltétele tehát a töltéshordozók elmozdíthatósága. A vándorlás hajtóereje a potenciál-különbség, röviden a feszültség. Adott feszültség esetén a vándorlás sebességét közvetlenül a töltéshordozók mozgékonysága, közvetve a mozgékonyságot befolyásoló tényezõk (mint pl. a belsõ kölcsönhatás mértéke, az ellenállás, a súrlódás, a viszkozitás és az ezeket befolyásoló hõmérséklet)  határozza meg.  
A fémek (a higany kivételével) ugyan szilárd anyagok, bennük a fémes kötést kialakító, delokalizált elektronok mégis elmozdulhatnak. A félvezetõkben a termikus energia elegendõ az elektronok aktiválására, a vezetõ (delokalizált) állapot kialakítására. A szilárd halmazállapotú, ionrácsos anyagok (kémiai besorolásuk szerint a sók, egyes oxidok, hidroxidok) ellenben szigetelõk, mert  bennük az elektronok ionokban lokalizálódnak, az ionok pedig a kristályrácsban kötöttek. Az olvadékokban vagy az oldatokban ugyan már elmozdulhatnak, de áram mindaddig nem mérhetõ, amíg ez a mozgás rendezetlen.  
  	A fémekeben a delokalizált elektronok mozgása a feszültség hatására rendezõdik. A elektronok együttes (kollektív) elmozdításához le kell gyõzni a pozitív töltésû kristályrács (belsõ) vonzását és a hõmérséklet növekedtével egyre nagyobb intenzitású rácsrezgést.  
	Teljesen más típusú a vezetés a vizes oldatokban, amelyeket áramvezetésükre utalva elektrolit oldatoknak  neveznek. Ilyenek a különböző sók, savak és bázisok vizes oldatai, amelyekben (többnyire) a hidratált, pozitív és negatív töltésû ionok mozdulnak el. Az ionok tehetetlensége jóval nagyobb mint az elektronoké és az ionok esetében is le kell gyõzni az ellentétes töltésû ionok vonzását.  A vizes oldatokban ráadásul még a hidrát burokkal megnövekedett  méret és a hidrogénkötések által befolyásolt viszkozitás is csökkenti az ionok  mozgékonyságát. Ezért az elektrolit olvadékok ill. oldatok a fémekhez képest rosszab (csak másodfajú) vezetők. A mérések szerint  az elektrolitok vezetőképessége (még a legjobban vezető vizes oldatok esetében is) csak milliomod része a jól vezető fémekének. Az ionok a töltésüknek megfelelő  elektródák felé vándorolnak. A (belsõ)súrlódás miatt a fémekhez hasonlóan állandó sebességgel. A vezetőképességet alapvetően a kationok és az anionok mozgékonysága  (u+,u-)határozza meg, melyek az elektrosztatikus kölcsönhatás miatt ráadásul nem függetlenek egymástól. Függ még a töltéshordozók számától (n) és természetesen az sem mindegy, hogy egy-egy ion mekkora töltést hordoz. (ze):

 = nze(u+ + u-).

 	Az elektrolit oldatok között feltűnően jó a vezetése  savak és bázisok vizes oldatának, amelyek egységesen oxónium- (H3O+) ill. hidroxidionokat (OH-) tartalmaznak. Ez  különleges vezetési mechanizmusukkal magyarázható, amely meglepõen a fémek ill. a félvezetõk mechanizmusához hasonlatos. A sóoldatokban elsõsorban a nagy számban (koncentrációban) jelenlévõ hidratált ionok a töltéshordozók (Hiszen a víz öndisszociációjából származó ionok mennyisége elhanyagolható). A savak és bázisok vizes oldatában azonban  az oxónium- és hidroxidionok mellett ( a fémekhez hasonlóan egy elemi részecske) a   proton is szerephez jut a vezetésben! Amíg a sóoldatokban az amúgy is  nagyméretű ionoknak  - hidrátburkukkal együtt -  ténylegesen el kell mozdulniuk, addig a savakban-lúgokban egy gyorsabb töltésátvitelre is lehetőség nyílik. Az elektronburokkal sem rendelkező proton ugyan önállóan sohasem fordul elő, ugyanakkor a víz- és  az arra alkalmas más molekulákat hidrogénkötéssel köti össze. A víz és a vizes oldat asszociátumaiban hosszabb-rövidebb hidrogénkötés-láncok alakulnak ki, amelyekben a  protonok egyszerre rezegnek. A szinkron rezgés parányi "váltóáramot", egyetlen proton  átrezgése pedig töltésátvitelt is jelent.  A savas oldatokban, az elektromos mezõ hatására ez a szinkron rezgés egyirányú vándorlássá alakul, mely következtében a hõmozgástól  származó mikroszkópikus “váltóáram” mérhetõ egyenárammá válik. Egy “kiszemelt” proton tehát nem vándorol,  (a fémes vezetéshez hasonlóan) nem kell makroszkópikus távolságot megtennie, mert a lánc elején  felvett töltés helyett a lánc végén egy másik adódik  át. A protonvezetés - éppúgy mint a fémekben az elektronvezetés - azért gyors, mert  a töltéshordozók egyszerre mozdulnak el.
	A félvezetõk esetében növelhetõ a vezetõképesség az “elektronhiányos” atomok bevitelével, amely a vegyérték sáv telítetlenségéhez, “lyukak” képzõdéséhez vezet.
A protonhiányos vízmolekulák (vagyis a hidroxidionok) a protonok számára jelentenek üres helyeket, “lyukakat”. Ezért a lúgos oldatokban nemcsak a nagy tömegû hidroxid-ionok vándorolnak, hanem megjelenik a félvezetõkhöz hasonlatos “lyukvezetés” is. A feszültség hatására ebben az esetben nem elektronok, hanem  (a hidrogénkötéseken keresztül) protonok ugrálnak.    
	A vezetõképességben rejlõ, jól mérhetõ különbséget ki is használják a savak, illetve bázisok mennyiségi megtározására. Az ismeretlen koncentrációjú pl. sav oldathoz ismert koncentrációjú lúgot adnak. Köbcentiméterenként követik a keletkező oldat vezetőképességének változását, majd a mért adatokat ábrázolják. A vezetőképesség (a sav, pontosabban az oxónium-ionok fogyása miatt) egy ideig rohamosan csökken, majd (a hidroxid-ionok feleslegétől) elkezd növekedni. A vezetőképesség  akkor a legkisebb, mikor a lúg éppen semlegesítette a savat, tehát csak a keletkezett só ionjai vannak jelen.  A függvény minimumhelyéhez tartozó térfogat és a lúgkoncentráció ismeretében a sav (anyag)mennyisége vagy koncentrációja már kiszámítható.

	Az ionok mozgékonyságától származó vezetőképességet megközelíthetjük a "komplementer" fogalom, az ellenállás oldaláról is. A fémek esetében a töltéshordozók száma nem változik, mert nincs közbenső "nyelő" vagy "forrás". Ezért az Ohm-törvény széles határok között érvényes. Az elektrolitokban, egy feszültségtartományban azonban sérül az egyenes arányosság a feszültség és az áramerősség között! Ha az elektromos helyzeti energia különbség már akkora,  hogy a  vezetésben  a korábban  ionokhoz kötött elektronok is szerepehez jutnak, akkor a korábban csak vándorló, "vezető" részecskék maguk is töltésforrásokká ill. nyelőkké válnak! Egyszerűbben fogalmazva: Az elektródok és az ionok között elektron leadás és felvétel, vagyis redoxi reakció  is  játszódik le. Azon a feszültség értéken, amelyen az elektronok leadása és felvétele éppen megfordítható (reverzibilis), a hovatartozás bizonytalan, a képződő termék nem távozik el, az áram lokalizálódik és a vezetés a rákapcsolt feszültség ellenére leáll. A feszültség növelésével a folyamat egyértelművé válik és a bomlásfeszültség fölött beindul az elektrolízis. 

 Ellenben, ha a kémiai változásokat az áram irányának gyors változtatásával vissza alakítjuk, vagyis váltóárammal végezzük a mérést, akkor teljes mértékben teljesül Ohm törvénye. Az elektrolit ellenállása U/I = R állandó lesz U és I értékétől függetlenül. Az elektrolit-oszlopra ugyanúgy fennáll a R = l/A összefüggés. A fajlagos ellenállás helyett használatos annak reciproka, a fajlagos vezetőképesség. 

Galvánelemek  (mikroáramok, mint önként lejátszódó töltésátviteli reakciók) 

	Az elektron tulajdonságait nehéz egyszerre nyomonkövetni. Az elektron leadás-felvétel egyúttal töltéscsere is, vagyis a redoxi-reakciók során (fizikus szemmel) atomi méretû “nanoáramok” folynak! Ahogy a hõerõgépekben a részecskék rendezetlen hõmozgásának energiáját  át lehet alakítani a test haladó mozgásának energiájává, a nanoáramokból is lehet makroszkópikus áramot kelteni. 
	Az elsõként Volta által  megalkotott galvánelemek töltésszétválasztása kémiai reakciókon alapul. A részecskék kölcsönhatásában rejlõ helyzeti jellegû energia a redoxi-reakciók során alakíul  elektromos energiává. A téma bevezetéséül az alábbi  kísérleteket javasoljuk:

 	Helyezzünk reagens sósavba cink és rézlemezt először külön-külön, majd úgy, hogy a két lemez érintkezik egymással. Figyeljük meg, hogy mi történik! 
	Két kémcsőbe öntsünk reagens sósavat, helyezzünk mindegyikbe egy-egy cinkdarabkát, majd az egyik kémcsőbe öntsünk pár milliliter réz-szulfát-oldatot. Figyeljük meg a hidrogénfejlődés sebességét!

A lejátszódó folyamat reakcióegyenlete:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

	A folyamat, amely kémiai szempontból redoxi-reakció, fizikai értelemben töltésátvitel. A cink elektronokat ad át a protonoknak, amelyek a vizes közegben valójában oxóniumionokként (H3O+) vannak jelen..  A cink elektronhiányossá válva oxidálódik, a protonok az elektronfelvétellel redukálódnak és belõlük hidrogéngáz keletkezik.  (Ez a laboratóriumi hidrogénfejlesztés alapja is, úgyhogy a gyerekek valószínűleg ismerik.) A folyamat hajtóereje az elektronok energianyeresége. Hiszen ha jól meggondoljuk, a cink-atomtörzsek helyzete lényegében nem változik: Kezdetben és a végállapotban is negatív töltések veszik körül. Amíg a fémben a delokalizált elektronok, az oldatban kloridionok. Az elektronok azonban a cink-atomtörzsek környezetéből a proton, pontosabban két proton erőterébe kerülnek. A reakció nem játszódna le önként, ha energetikailag nem ez lenne a kedvezőbb.
	A töltésátviteli arányokat (sztöchiometriai viszonyokat) leíró reakcióegyenlet azonban még akkor sem érzékeltetheti kellő részletgazdagsággal a valóságot, ha oxidációs és redukciós lépésekre bontjuk:

oxidációs elemi lépés:	Zn - 2e- = Zn2+
redukciós elemi lépés:	2H+ + 2e- = H2

Mert valójában nem atomokkal, hanem egy fémdarabbal játszódik le a reakció. A Zn(sz) jelölés még mindig nem részletezi a mennyiségi vátozásokat. A lényeg megértése érdekében jelöljük, hogy a cinkbarabka n (darab) atomból áll:

Zn(n) + 2HCl = Zn(n-1) + ZnCl2 + H2

ill. az oxidációs elemi lépésre:

Zn(n) - 2e-  =  Zn(n)2+  =  Zn(n-1) + Zn2+

Ahogy az atomok esetében a legkülső héj elektronjai vesznek részt a (töltésátviteli) reakciókban, a fémeknél a delokalizált elektronok a vegyérték-elektronok.
Két delokalizált elektron leadásával növekszik az egymást taszító pozitív töltések száma, gyengül az atomtörzseket összetartó fémes kötés. A cinkdarab a töltésfeleslegtől úgy szabadul meg, hogy  egy cinkion válik le belőle, amely a vizes közegben azonnal hidratálódik, és az energetikailag kedvező elhelyezkedés érdekében a kloridionok környezetébe lép. Eredményül újra egy semleges fémdarab keletkezik. Ez azért olyan fontos, mert a pozitív töltésű fémről már nagyon nagy energiát igényelne további elektronok leadása. Ha a cinkionok oldatba lépésével a fém nem semlegesítődne újra meg újra, a folyamat automatikusan leállna!

	A sósavba helyezett réz nem  fejleszt hidrogént. A fémes kötést kialakító elektronok számára kedvezőbb a réz-atomtörzsek környezetében maradni. A cinlemezzel érintkező rézlemezen azonban (meglepő módon!) mégis beindul a hidrogénfejlődés! Vajon, mi történhetett?
	Az elektronok fémről-fémre "könnyedén" átléphetnek. Ezért a jelenség nem értelmezhető másképpen, mint hogy a cink elekronjainak egy része a rézlemezre vándorol, és onnan adódik tovább. Az oxónium-ionok tehát most sem a réz elektronjait veszik fel, hanem a cinkről származókat. A változás csak annyi, hogy a térben széthúzódott a továbbra is egyidejű redoxi-folyamat. A lényeg a kémcsöves kísérlet tapasztalataiban rejlik!
	A sósavba réz-szulfát-oldatot öntve megváltozik a cinkdarabka színe (rézkiválás) és hevesebbé válik a hidrogénfejlődés.
	Ha a cink "mozgékony" elektronjai az elektromosan semleges (fém)rézre átjutnak, akkor a rézionokra méginkább átmehetnek. Ezáltal egy vékony, porózus réz-réteg vonja be a cink felületét. A cink elektronjai erről jutnak az oxónium-ionokhoz. 
	Amikor a reakció a cink felületén játszódik le, a részecskék torlódnak: A cinkionok addig nem válhatnak le, amíg a hidrogénatomok molekulákká egyesülve nem távoznak. Ha az elektronátadás nem a cink felületén játszódik le, akkor a hidrogénmolekulák sem akadályoznak. A cinkionok könnyebben jutnak oldatba, a cinkdarabka pedig hamarabb szabadul meg a töltésfeleslegtől. Mivel a reakció sebességét a semlegesítődés szabályozza, a "munkamegosztás" felgyorsítja a folyamatot!
	Az önként lejátszódó töltésszétválasztás, a keletkezó  lokális vagy "korróziós" elem hajtóereje a fémek elektronenergiaszintjeinek különbözősége. A folyamat akkor is lejátszódik, ha a lemezeket makroszkópikus méretű fémes vezetővel kötjük össze.
Iktassunk közbe például egy áramerősség-mérőt, vagy valamilyen fogyasztót. Az elektronok most is át tudnak menni a cinkről a rézre, de közben a kialakuló töltésáramlás hasznosíthatóvá válik. Ebben az esetben egy galvánelemet kaptunk, hiszen a térben szétválasztottuk a redoxi-folyamatot!
	Ebben az elemben a kémiai energiának csak egy része alakul át elektromos energiává, mivel a folyamat közben entrópia változás, sőt a gázfejlődés miatt térfogati munka is történik. A Volta elem által maximálisan végezhető munkáról a szabadentalpia csökkenésének mértéke ad felvilágosítást.
	Éppezért gazdaságosabb a  Daniell-elem, melynek  tulajdonképpen ugyanaz a hajtóereje, mint a korróziós elemnek. A töltésszétválasztás folyamata a következő: cinklemezt helyezve réz-szulfát vizes oldatába rövid időn belül azt tapasztaljuk, hogy a cinklemez felületén vörös színű réz válik ki, az oldat kék színe viszont halványodni kezd. A folyamat lényegét a reakcióegyenlet érzékelteti:

		Cu2+  +  Zn  =  Cu  +  Zn2+

Ebben a redoxi-folyamatban a réz(ion) felvesz,a cink(atom) pedig lead két elektront. Az elektroncsere egyidõben és egyazon helyen megy végbe. A két részfolyamat tehát a töltéseken keresztül szigorúan egymásrautalt.

Szét lehetne-e térbelileg választani  a rész folyamatokat?

A Daniell-elemben és általában a galvánelemekben pontosan ez történik. Vegyünk két poharat, és az egyikbe tegyünk ZnSO4 oldatot és cinklemezt, a másikba pedig CuSO4 oldatot és abba rézlemezt, majd ezek közé tegyünk pl. sósavval átitatott szűrőpapírt. Ha a két lemezt összekötjük egy ampermérőn keresztül, akkor az áramot mutat annak jeléül, hogy az elektronok a cinklemez felületéről átjutnak a rézlemezre. Amíg áram folyik a vezetékben, addig a réz kiválása és a cink oldódása folyamatos. A cinklemez az ott lévő elektronok miatt negatív töltésű, ez az elem negatív pólusa, a réz pedig a pozitív. A Daniell-elemben az oxidáció és a redukció térbelileg el van egymástól választva, az elektronok csak külső vezetőn keresztül juthatnak el az egyik fémlemezről, (elektródáról), a másikra. Ennek oka az, hogy a réz- és a cinkelektród között helyzetienergia-nyereség, vagyis feszültség van, mely mérhető értéket a cellareakció elektromotoros erejének nevezünk. Ez a Daniell-elem esetében 1,0-1,1 V körül van az oldatok koncentrációjától függően.

Ehhez hasonló galváncellát nagyon sok elektródpárból össze lehet állítani. A különböző elektródok sajátosságai az elektródpotenciállal jellemezhetők. Ez azonban mindig csak egy másik elektródhoz viszonyítva mérhető. Ezért kell választani egy viszonyítási elektródot. Ez a hidrogénelektród. Ennek az elektródpotenciálját megállapodás szerint nullának veszik.

Az adott elektródból és a hidrogénelektródból összeállított galvánelem elektromotoros erejét nevezik az illető elektród elektródpotenciáljának. () Ez függ az elektród anyagi minőségétől és az oldat koncentrációjától. Ha az elektród egységnyi koncentrációjú elektrolit oldatba merül 25°C-on, akkor elektródpotenciálját standardpotenciálnak nevezik(0).

Néhány elem standardpotenciálja

ELEKTRÓD	STANDARD POTENCIÁL(V)	
K/K+	-2.92	
Mg/Mg2+	-2.38	
Zn/Zn2+	-0.76	
Pb/Pb2+	-0.13	
H2 /2H+	0.00	
Cu/Cu2+	+0.34	
Ag/Ag+	+0.80	

A galvánelem elektromotoros erejét a két elektród elektródpotenciáljának különbsége adja meg. Amennyiben nem egységnyi koncentrációjú az oldat és változik a hőmérséklet, úgy az elektródpotenciál () értékét a Nernst képlet adja meg, amely a következő:

 ,

ahol R az egyetemes gázállandó, T az abszolút hőmérséklet, z az elektródfolyamatban részt vevő ion vegyértéke, F pedig az úgynevezett Faraday-féle szám, ami 1 mól elektron töltése, 96 494 C, ln a természetes logaritmus jele, c pedig az ionkoncentráció. A Daniell-elem elektromotoros ereje ezek szerint a következő módon számolható ki általános esetben:

Készíthetők olyan galvánelemek is, amelyek kémiailag azonos minőségű, de különböző töménységű oldatokból állnak, ezek az úgynevezett koncentrációs elemek. Az elektromotoros erő ebben az esetben csak az ionkoncentrációk függvénye:

 .

	Sok fizika könyvben szerepel a Leclanche-elem is, amelyet rúdelemként ismerünk. A napjainkban használatos zsebtelepben három ilyen rúdelem van összekapcsolva. Az egyik elektród szén, a másik pedig a Volta elemhez hasonlóan cink, amely tartóedényként is szolgál egyben. Az elektrolit a liszttel és keményítővel kocsonyásított szalmiáksó oldat, mely ammónium-klorid. Ez a só savasan hidrolizál, vagyis az elektrolitban túlsúlyban lesznek az oxónium ionok. Vagyis az a kémiai reakcó, amely a rúdelem esetében lejátszódik szintén az, hogy a cink hidrogénfejlődés közben oldatba megy. A keletkező hidrogént a barnakő, mangán-dioxid, amivel a szénelektródot körülveszik, vízzé oxidálja. A cinkpoharat szurokkal zárják le.
Amikor az elem kimerül, akkor célszerű minél hamarabb kivenni, mivel mint láttuk a cink, ami a tartóedény egyben, egy része oldatba megy, ezért kilukadhat és kifolyhat belőle a folyadék. Ez pedig elektromos eszközök esetében kerülendő.

Hasonló folyamat zajlik le a demonstrációs kísérletekként kedvelt citrom- és almaelemekben is. Ezek különféle szerves savakat tartalmaznak, amelyekből hidrogén fejleszthető. 

A galvánelemek kapcsán célszerű megemlíteni a környezeti vonatkozásokat, az modern elemek elkülönítve gyűjtésének fontosságát.

Elektrolízis (áramok, több dimenzióban, kényszerített folyamatok)

Ha a Daniell-elem rézelektródjának pozitív sarkát egy 4,5 V-os elem pozitív sarkával, cinkelektródáját pedig a negatív sarkával kötjük össze, a végbemenő folyamatok pont ellentétesek lesznek a galváncellában végbemenő reakciókkal. Vagyis a réz fog oldódni, a cink pedig kiválni. A Daniell-elemben lejátszódó folyamat tehát megfordítható. A fordított folyamat azonban csak akkor megy végbe, ha a cella elektromotoros erejénél nagyobb feszültséget alkalmazunk.

Azt a berendezést, amelyben elektromos energiát alakítanak kémiai energiává, elektrolizáló cellának nevezik. A cellában külső áramforrás hatására végbemenő folyamatok összessége az elektrolízis. 

Vizsgáljunk meg egy egyszerű elektrolízist, a HCl vizes oldatának elektrolízisét! Az egyik elektródon hidrogén válik ki, tehát hidrogénelektród lesz belőle, a másikon klór válik ki, vagyis klórelektród lesz belőle. Ha tehát félbeszakítjuk az elektrolízist, akkor a berendezés galvánelemként működtethető. Ez a működési elve az akkumulátoroknak.

Az elektrolízishez mindig nagyobb feszültség szükséges, mint amekkora az adott vagy a folyamat közben létrejött galváncella elektromotoros ereje. Az, hogy az elektrolízis során milyen kémiai folyamat történik, az a cellában lévő ionok minőségén kívül erősen függ az elektród anyagi minőségétől is. Ha NaCl vizes oldatát elektrolizáljuk például grafitelektródák közt, akkor a hidrogén és a klór semlegesítődik. Azonban, ha higany elektródot használunk, akkor a hidrogén helyett a nátrium fog leválni. Az elektrolízis alatt elektromos energia alakul át kémiai energiává, és ilyen esetben mindig az a folyamat megy végbe, amelyhez a legkevesebb energia szükséges.

Az elektrolízisre vonatkozó mennyiségi törvényeket az elektromosságtan kialakításában jelentős szerepet játszó Faraday ismerte fel, amint arra bevezetőnkben utaltunk is. Faraday első törvénye szerint az elektrolízis során az elektródfolyamatban képződött anyag tömege (m) arányos az elektrolizáló áram erősségének (I) és az időnek (t) szorzatával, vagyis az áthaladt elektromos töltésmennyiséggel (Q):

			m = k.I.t = k.Q  , ahol

k az anyagi minőségtől függő állandó. Faraday második törvénye értelmében az elektrolizáló cellán áthaladt töltés és az elektródreakcióban résztvevő elektronok anyagmennyisége arányos egymással. E kettő hányadosa a Faraday-állandó, melynek értéke :9,65.104 . Ez pontosan egy mól elektron töltése. Például 1 mól Cl- -ion a semlegesítésekor 1 mól elektront ad le, miközben a cellán 9,65.104 C töltés megy át.

Az elektrolizálható galvánelemek, az akkumulátorok

Az akkumulátorok olyan reverzibilisen működő galvánelemek, amelyekben kimerülés, vagyis a hatóanyagok részbeni elhasználódása után, ellentétes irányú áram átvezetése (feltöltés) után visszaállítható az eredeti állapot, és ez a folyamat nagyon sokszor megismételhető az elem károsodása nélkül. Az egyik leggyakrabban, az autókban használt típus az ólomakkumulátor. Felépítése a következő:

- PbIH2SO4-oldatIPbO2IPb+ ,

amelyben kisütéskor a következő folyamat játszódik le:

Pb + PbO2 + 4H+ + 2SO42-             2PbSO4 + 2 H2O   .

A negatív elektródon a:

Pb Pb2+ + 2e-  ,

Pb2+ + SO42- PbSO4

folyamat megy végbe, a pozitív elektródon pedig:

PbO2 + 4H+ Pb4+ + 2H2O ,

Pb4+ + 2e- Pb2+  ,

Pb2+ + SO42- PbSO4

Töltött állapotban az ólomakkumulátor pozitív lemeze barna színű az ólomoxid miatt, a negatív pedig szürke tiszta ólom. Kisütéskor mindkét lemez felületén ólomszulfát keletkezik, miközben a sav sűrűsége csökken. Ezért az ólomakkumulátor töltöttségi foka a sav sűrűségének mérésével ellenőrizhető. Ez töltött akkumulátor esetében 1,25 g/cm3 körüli érték. Egy cellának a feszültsége 2V körülbelül, a leadott energiának kb 80%-a hasznosítható.

Az akkumulátor kapacitása az a teljes töltésmennyiség, amelyet feltöltés után az akkumulátor leadhat, amelyet amperórában szoktak kifejezni. 1 amperórás az akkumulátor akkor, ha 1 órán keresztül 1 amperes áramot képes biztosítani. Azonban ennyire nem lehet az akkumulátort terhelni. A megengedhető legnagyobb terhelése amperban az amperórában mért kapacitás számértékének körülbelül a tizedrésze.