Гальванический элемент: ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ | это… Что такое ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ?

Принцип работы гальванического элемента

Концентрационный гальванический элемент – это источник тока в состав которого входит 2 однотипных металлических электродов помещенных в смесь солей этого металла в различных концентрациях.

• Схема гальванического элемента
• Устройство и принцип работы гальванического элемента
• Гальванический элемент: схема, принцип работы, применение
• Химические источники тока
• Простейший гальванический элемент
• Пример гальванического элемента
• Принцип действия
• Разновидности гальванических элементов

Цинк и медь обладают разной активностью и поэтому их заряд по величине будет различным. В итоге уровень электродов также не однозначен. Это позволяет им перемещаться и производить электрический или гальванический ток. Он начинает протекать, когда любой человек или изобретатель тока хранящего аппарата присоединяет нагрузку. В качестве нее может быть лампочка, приемник, компьютерная мышка и другие электрические устройства.

Схема гальванического элемента

Под схемой подразумевают его состав и устройство. Он может быть выполнен из нескольких химических элементов с применением вспомогательных приспособлений. Ниже об строение гальванического элемента будет рассказано кратко. Подробнее о нем читайте в этой статье!

Устройство гальванического элемента

Самый простой энергетический накопитель состоит из:

1. Стрежня из угля.
2. Двух разнородных металлов.
3. Электролита.
4. Смола или пластик.
5. Изолятора.

Устройство и принцип работы гальванического элемента

Металл, погруженный в раствор электролита, называется электродом.

Электроды — это система двух токопроводящих тел — проводников первого и второго рода.

К проводникам первого рода относятся металлы, сплавы, оксиды с металлической проводимостью, а также неметаллические материалы, в частности графит; носители заряда — электроны.

К проводникам второго рода относятся расплавы и растворы электролитов; носители заряда — ионы.

Устройство, состоящее из двух электродов, называется гальваническим элементом.

Рассмотрим гальванический элемент Якоби—Даниэля (схема приведена на рис. 2). Он состоит из цинковой пластины, погруженной в раствор сульфата цинка, и медной пластины, погружен­ной в раствор сульфата меди. Для предотвращения прямого взаимодействия окислителя и восстановителя электроды отделены друг от друга пористой перегородкой.

В гальваническом элементе электрод, сделанный из более активного металла, т.е. металла, расположенного левее в ряду напряжений, называют анодом, а электрод, сделанный из менее активного металла — катодом.

На поверхности цинкового электрода (анода) возникает двойной электрический слой и устанавливается равновесие:

Zn0 – 2ē ←→ Zn2+.

В результате протекания этого процесса возникает электродный потенциал цинка.

На поверхности медного электрода (катода) также возникает двойной электрический слой и устанавливается равновесие:

Cu2+ + 2ē ←→ Cu0.

В результате возникает электродный потенциал меди.

Так как потенциал цинкового электрода имеет более отрицательное значение, чем потенциал медного электрода, то при замыкании внешней цепи, т.е. при соединении цинка с медью металлическим проводником, электроны будут переходить от цинка к меди. В результате этого процесса равновесие на цинковом электроде смещается вправо, поэтому в раствор перейдет дополнительное количество ионов цинка. В то же время равновесие на медном электроде сместится влево и произойдет разряд ионов меди.

Таким образом, при замыкании внешней цепи возникают самопроизвольные процессы растворения цинка на цинковом электроде и выделения меди на медном электроде. Данные процессы будут продолжаться до тех пор, пока не выровняются потенциалы или не растворится весь цинк или не высадится на медном электроде вся медь.

Итак, при работе гальванического элемента Якоби—Даниэля протекают следующие процессы:

1. Анодный процесс, процесс окисления:

Zn0 – 2ē → Zn2+.

2. Катодный процесс, процесс восстановления:

Cu2+ + 2ē → Cu0.

3. Движение электронов во внешней цепи.

4. Движение ионов в растворе: анионов SO42– к аноду, катионов Cu2+ к катоду. Движение ионов в растворе замыкает электрическую цепь гальванического элемента.

Суммируя электродные реакции, получим:

Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu.

В результате протекании данной реакции в гальваническом элементе возникает движение электронов во внешней цепи и ионов внутри элемента, т.е. электрический ток. Поэтому суммарную химическую реакцию, протекающую в гальваническом элементе, называют токообразующей реакцией.

Электрический ток в гальваническом элементе возникает за счет окислительно-восстановительной реакции, протекающей так, что окислительные и восстановительные процессы оказываются пространственно разделенными: на отрицательном электроде (аноде) происходит процесс окисления, на положительном электроде (катоде) — процесс восстановления.

Необходимым условием работы гальванического элемента является разность потенциалов электродов. Максимальная разность потенциалов электродов, которая может быть получена при работе гальванического элемента, называется электродвижущей силой (ЭДС) элемента. Она равна разности между потенциалом катода и потенциалом анода элемента:

ЭДС = Eк – Ea . (1)

ЭДС элемента считается положительной, если токообразующая реакция в данном направлении протекает самопроизвольно. Положительной ЭДС отвечает и определенный порядок в записи схемы элемента: записанный слева электрод должен быть отрицательным. Например, схема элемента Якоби—Даниэля записывается в виде:

Zn │ ZnSO4 ║ CuSO4 │ Cu .

Гальванический элемент: схема, принцип работы, применение

Для того чтобы составить схему гальванического элемента, необходимо понять принцип его действий, особенности строения.

Потребители редко обращают внимание на аккумуляторы и батарейки, при этом именно эти источники тока являются самыми востребованными.

Химические источники тока

Что собой представляет гальванический элемент? Схема его основывается на электролите. В устройство входит небольшой контейнер, где располагается электролит, адсорбируемый материалом сепаратора. Кроме того, схема двух гальванических элементов предполагает наличие катода и анода. Как называется такой гальванический элемент? Схема, связывающая между собой два металла, предполагает наличие окислительно-восстановительной реакции.

Простейший гальванический элемент

Он подразумевает наличие двух пластин либо стержней, выполненных из разных металлов, которые погружены в раствор сильного электролита. В процессе работы данного гальванического элемента, на аноде осуществляется процесс окисления, связанный с отдачей электронов.

На катоде – восстановление, сопровождающееся принятием отрицательных частиц. Происходит передача электронов по внешней цепи к окислителю от восстановителя.

Пример гальванического элемента

Для того чтобы составить электронные схемы гальванических элементов, необходимо знать величину их стандартного электродного потенциала. Проанализируем вариант медно-цинкового гальванического элемента, функционирующего на основе энергии, выделяющейся при взаимодействии сульфата меди с цинком.

Этот гальванический элемент, схема которого будет приведена ниже, называют элементом Якоби-Даниэля. Он включает в себя медную пластинку, которая погружена в раствор медного купороса (медный электрод), а также он состоит из цинковой пластины, находящейся в растворе его сульфата (цинковый электрод). Растворы соприкасаются между собой, но для того, чтобы не допускать их смешивания, в элементе используется перегородка, выполненная из пористого материала.

Принцип действия

Как функционирует гальванический элемент, схема которого имеет вид Zn ½ ZnSO4 ½½ CuSO4 ½ Cu? Во время его работы, когда замкнута электрическая цепь, происходит процесс окисления металлического цинка.

На его поверхности соприкосновения с раствором соли наблюдается превращение атомов в катионы Zn2+. Процесс сопровождается выделением «свободных» электронов, которые передвигаются по внешней цепи.

Реакцию, протекающую на цинковом электроде, можно представить в следующем виде:

Zn = Zn2+ + 2e-

Восстановление катионов металла осуществляется на медном электроде. Отрицательные частицы, которые попадают сюда с цинкового электрода, объединяются с катионами меди, осаждая их в виде металла. Данный процесс имеет следующий вид:

Cu2+ + 2e- = Cu

Если сложить две реакции, рассмотренные выше, получается суммарное уравнение, описывающее работы цинково-медного гальванического элемента.

В качестве анода выступает цинковый электрод, катодом служит медь. Современные гальванические элементы и аккумуляторы предполагают применение одного раствора электролита, что расширяет сферы их применения, делает их эксплуатацию более комфортной и удобной.

Разновидности гальванических элементов

Самыми распространенными считают угольно-цинковые элементы. В них применяется пассивный угольный коллектор тока, контактирующий с анодом, в качестве которого выступает оксид марганца (4). Электролитом является хлорид аммония, применяемый в пастообразном виде.

Он не растекается, поэтому сам гальванический элемент называют сухим. Его особенностью является возможность «восстанавливаться» на протяжении работы, что позитивно отражается на продолжительности их эксплуатационного периода. Такие гальванические элементы имеют невысокую стоимость, но невысокую мощность. При понижении температуры они снижают свою эффективность, а при ее повышении происходит постепенное высыхание электролита.

Щелочные элементы предполагают использование раствора щелочи, поэтому имеют довольно много областей применения.

В литиевых элементах в качестве анода выступает активный металл, что позитивно отражается на сроке эксплуатации. Литий имеет отрицательный электродный потенциал, поэтому при небольших габаритах подобные элементы имеют максимальное номинальное напряжение. Среди недостатков подобных систем можно выделить высокую цену. Вскрытие литиевых источников тока является взрывоопасным.

Понравилась статья? Расскажите друзьям:

Оцените статью, для нас это очень важно:

Проголосовавших: 6 чел.
Средний рейтинг: 4 из 5.

Гальванические элементы

Гальваническим
элементом
называется электрохимическая система,
производящая электрическую энергию за
счет протекания в ней
окислительно-восстановительной реакции.
Наиболее распространенными являются
гальванические элементы, состоящие из
двух электродов с различными потенциалами.
Рассмотрим
реакцию:

Zn
+ CuSO₄
= ZnSO₄
+ Cu

Сущность
этой реакции вытеснения сводится к
восстановлению
одним металлом иона второго. Например,
в ряду металлов Zn,
Fe,
Cu,
Ag
каждый предыдущий вытесняет последующий
из его солей, тогда как обратное вытеснение
не наблюдается.

Процесс
взаимодействия цинка с ионом меди по
приведенной выше схеме можно разбить
на две полуреакции:

Zn
– 2e = Zn²⁺

Cu²⁺
+ 2e = Cu

Очевидно,
что если бы удалось осуществить передачу
электронов
не непосредственно, а через металлический
проводник, то по нему потек бы от цинка
к меди поток электронов, т. е. электрический
ток. На рисунке 1 показана схема
гальванического
элемента,
т.е. установки, делающей возможной такую
передачу электронов по проводу. В
гальваническом элементе происходит
непосредственное преобразование энергии
химической реакции в электрическую
энергию.

Рисунок
1 – Конструкция медно-цинкового
гальванического элемента (элемент
Даниэля-Якоби)

Сосуд
А заполнен раствором ZnSO₄,
сосуд Б – раствором CuSO₄.
В первый из них опущена цинковая
пластинка, во второй – медная. Растворы
либо разделены пористой полупроницаемой
перегородкой (пропускает только ионы),
либо соединяются солевым мостиком B,
который представляет собой стеклянную
трубку, заполненную раствором сильного
электролита (обычно KCl
или NH₄NO₃).
Если
соединить обе пластинки проводом, то
по нему в указанном стрелкой направлении
начнут перемещаться электроны (потечет
электрический ток). Трубка В обеспечивает
замкнутость цепи, по ней перемещаются
ионы SO₄^2–.
Электрод,
на котором происходит процесс
восстановления
(на рисунке 1 – медный) называется
катодом,
а электрод, на котором осуществляется
окисление
(в рассмотренном примере – цинковый) –
анодом.
В
электротехнике принята противоположная
система обозначений электродов: катодом
называют отрицательный полюс источника
тока, т.е. электрод, передающий электроны
во внешнюю цепь (в данном случае цинковый).

В
данном случае электродные процессы
являются гетерогенными,
т.к. окисленная и восстановленная формы
находятся в разных фазах.
В более общем виде гетерогенный
электродный процесс можно записать в
виде:

Me
(ВФ, тв. фаза) – ne^– Meⁿ⁺
(aq) (ОФ, раствор)

Гальванические
элементы принято изображать в виде
схемы,
в которой указывается электрод и
электролит, а вертикальные линии
показывают границы раздела. Одна
вертикальная черта символизирует
границу раздела между металлом и
электролитом, двойная вертикальная
черта – границу раздела между
электролитами:

Анод─
Zn|ZnSO₄||CuSO₄|Cu
+Kатод
.

В
ионной форме схематическое изображение
гальванического элемента: Анод─
Zn|Zn²⁺||Cu²⁺|Cu
+Kатод
.

На
границе раздела фаз возникает двойной
электрический слой,
состоящий из катионов Meⁿ⁺
(в растворе) и электронов (в металле),
что приводит к появлению потенциала
E(Meⁿ⁺/Me).
Его абсолютная величина определению
не поддается, однако легко измеряется
разность потенциалов катода и анода,
которая называется электродвижущей
силой
(ЭДС) гальванического элемента 
∆E=E_к–E_а.

Поскольку
самопроизвольно электроны могут
переходить только от электрода с большей
концентрацией электронов к электроду
с меньшей концентрацией, то в процессе
действия рассматриваемого гальванического
элемента электроны во внешней цепи
движутся от цинка к меди. На цинковом
электроде происходит процесс окисления,
так как значение стандартного электродного
потенциала Еº(Zn²⁺/Zn)
= -0,76B
меньше Еº(Cu²⁺/Cu)
= 0,34B.
∆Eº = Eº(Cu²⁺/Cu)
— Eº(Zn²⁺/Zn)
= 0,34 –(-0,76) = 1,1(В).

Медь
в данном процессе играет роль инертного
электрода, который передает электроны,
поступившие от цинка, ионам Cu²⁺,
находящимся в растворе CuSO₄.Таким
образом, на медном электроде происходит
восстановление катионов меди. Указанные
окислительно-восстановительные процесы
отображены в схеме гальванического
элемента.

Во
внутренней цепи ионы SO₄^2-,
оказавшиеся в избытке в катодном
пространстве, переходят через пористую
перегородку или через солевой мостик
в анодное пространство, где компенсируют
заряды образовавшихся при окислении
ионов цинка.

Элемент
будет работать до тех пор, пока цинковый
анод полностью не растворится или не
восстановится вся медь из раствора
CuSO₄.
При описании работы гальванического
элемента выделяют процессы, происходящие
на электродах, и суммарную
окислительно-восстановительную реакцию,
указывают направление движения электронов
во внешней цепи и ионов в растворе
электролита. Для медно-цинкового
гальванического элемента:

Zn
‑ 2ē = Zn^2
+ —
процесс окисления на аноде;

Cu²⁺
+ 2ē = Cu
– процесс восстановления на катоде;

Zn
+ Cu
²⁺=
Zn²⁺
+ Cu
– суммарная реакция в гальваническом
элементе.

Направление
движения электронов – от цинкового
электрода к медному. Ионы SO₄^2-
перемещаются из сосуда медного электрода
в сосуд цинкового.

Если
гальванический элемент находится в
условиях, отличных от стандартных, то
для расчета ЭДС сначала необходимо
найти значения потенциалов электродов
в данных условиях по уравнению Нернста,
а затем вычислять ЭДС элемента. Поскольку
электродвижущая сила гальванического
элемента всегда положительная величина,
при ее определении вычитают из величины
более положительного потенциала величину
менее положительного:

ПРИМЕР
1.
Вычислить ЭДС гальванического элемента,
составленного из стандартных цинкового
и оловянного электродов, опущенных в
растворы сульфатов цинка и олова.

РЕШЕНИЕ.
Запишем уравнения электродных равновесий,
устанавливающихся на цинковом и оловянном
электродах, и выпишем из таблицы значения
их стандартных электродных потенциалов:

Zn²⁺
+ 2ē = Zn;
Еº = -0,76B;

Sn²⁺
+ 2ē = Sn;
Еº = -0,14B.

Электродный
потенциал цинкового электрода имеет
более низкое значение, следовательно,
цинковый электрод будет анодом, на нем
будет происходить процесс окисления.
На оловянном электроде с бóльшим
значением Еº будет происходить
восстановление:

Zn
— 2ē = Zn²⁺
-процесс на аноде;

Sn²⁺
+ 2ē = Sn
— процесс на катоде;

Zn
+ Sn²⁺
= Zn²⁺
+ Sn
– суммарная реакция в гальваническом
элементе.

Электроны
по внешней цепи переходят от цинка к
олову. Ионы SO₄^2-
будут
переходить по солевому мостику из
катодного пространства в анодное.

ЭДС
= E(Sn²⁺/Sn)
— Е(Zn²⁺/Zn)
= -0,14 – (-0,76) = 0,62(В).

ПРИМЕР
2.
Гальванический элемент образован
электродом Fe²⁺/Fe
с концентрацией ионов Fe²⁺
= 0,1 моль/л и серебряным электродом Ag⁺/Ag
с концентрацией ионов Ag⁺
=0,01
моль/л. Написать уравнения электродных
процессов, составить схему гальванического
элемента, вычислить его ЭДС.

РЕШЕНИЕ.
В таблице находим значения стандартных
электродных потенциалов
окислительно-восстановительных систем:
Eº(Fe²⁺/Fe)
= -0,44B;
Eº(Ag⁺/Ag)
= +0,8B.
По уравнению Нернста рассчитываем
значения Е:

Е
(Fe²⁺/Fe)
= -0,44 + 0,059/2lg10^-1
= -0,47B;

Е
(Ag⁺/Ag)
= +0,8 + 0,059/1lg10^-2
= +0,682B.

Поскольку
Е(Fe²⁺/Fe)
< E(Ag⁺/Ag),
то на железном электроде будет происходить
окисление. т.е. он будет анодом, а на
серебряном электроде будет происходить
восстановление, т.е. этот электрод будет
анодом.:

Fe
— 2ē = Fe²⁺
-процесс на аноде;

Ag⁺
+ ē = Ag
— процесс на катоде;

Fe
+ Ag⁺
=
Fe²⁺
+ Ag
— суммарная реакция в гальваническом
элементе.

Схема
гальванического элемента :

Анод─
Fe|FeSO₄||Ag₂SO4|Ag
+Kатод

Или
Анод─ Fe|Fe²⁺||Ag⁺|Ag
+Kатод.

ЭДС
= E(Ag⁺/Ag)
— Е(Fe²⁺/Fe)
= 0,682 – (-0,47) = 1,152(В).

Гальванический
элемент может быть составлен не только
из различных электродов, но и из одинаковых
электродов, погруженных в раствор одного
и того же электролита различной
концентрации. Такой гальванический
элемент называется концентрационным.
Он будет действовать до тех пор, пока
не произойдет выравнивание концентраций
ионов у обоих электродов.

17.2: Гальванические элементы — Химия LibreTexts

1. Последнее обновление

2. Сохранить как PDF

• OpenStax
• OpenStax

 Цели обучения

• Используйте обозначения ячеек для описания гальванических элементов
• Описать основные компоненты гальванических элементов

Гальванические элементы, также известные как гальванические элементы, представляют собой электрохимические элементы, в которых спонтанные окислительно-восстановительные реакции производят электрическую энергию. При написании уравнений часто бывает удобно разделить реакции окисления-восстановления на полуреакции, чтобы упростить балансировку общего уравнения и подчеркнуть фактические химические превращения.

Посмотрите, что произойдет, если чистый кусок металлической меди поместить в раствор нитрата серебра (рис. \(\PageIndex{1}\)). Как только добавляется металлическая медь, начинает образовываться металлическое серебро, и ионы меди переходят в раствор. Синий цвет раствора справа указывает на присутствие ионов меди. Реакцию можно разделить на две полуреакции. Полуреакции отделяют окисление от восстановления, поэтому каждую можно рассматривать отдельно.

\[\begin{align} 92+}(aq)
\end{align} \nonumber \]

Уравнение полуреакции восстановления пришлось удвоить, чтобы число электронов, «приобретенных» в полуреакции восстановления, равнялось числу электронов, «потерянных» в полуреакции окисления.

Рисунок \(\PageIndex{1}\): Когда чистый кусок металлической меди помещают в прозрачный раствор нитрата серебра (a), происходит окислительно-восстановительная реакция, в результате которой происходит обмен Cu ^{2 +} для ионов Ag ⁺ в растворе. По мере протекания реакции (b) раствор становится синим (c) из-за присутствия ионов меди, и металлическое серебро осаждается на медной полоске по мере удаления ионов серебра из раствора. (кредит: модификация работы Марка Отта)

В гальванических или гальванических элементах происходят спонтанные электрохимические реакции, в которых полуреакции разделяются (Рисунок \(\PageIndex{2}\)) так, что ток может протекать по внешнему проводу. Стакан в левой части рисунка называется полукюветой и содержит 1 M раствора нитрата меди (II) [Cu(NO ₃ ) ₂ ] с частично погруженным в воду куском металлической меди. в растворе. Металлическая медь является электродом. Медь подвергается окислению; следовательно, медный электрод является анодом. Анод соединен проводом с вольтметром, а другой вывод вольтметра соединен проводом с серебряным электродом. Серебро восстанавливается; следовательно, серебряный электрод является катодом. Полуячейка в правой части рисунка состоит из серебряного электрода в 1 М раствор азотнокислого серебра (AgNO ₃ ). В этот момент ток не течет, то есть не происходит значительного движения электронов по проводу, потому что цепь разомкнута. Цепь замыкается с помощью солевого мостика, передающего ток с движущимися ионами. Солевой мостик состоит из концентрированного нереакционноспособного раствора электролита, такого как раствор нитрата натрия (NaNO ₃ ), используемый в этом примере. Когда электроны текут слева направо через электрод и проволоку, ионы нитрата (анионы) проходят через пористую пробку слева в раствор нитрата меди (II). Это сохраняет химический стакан слева электрически нейтральным за счет нейтрализации заряда ионов меди (II), которые образуются в растворе при окислении металлической меди. При этом ионы нитрата движутся влево, ионы натрия (катионы) – вправо, через пористую пробку, и в раствор азотнокислого серебра справа. Эти добавленные катионы «заменяют» ионы серебра, которые удаляются из раствора, поскольку они восстанавливаются до металлического серебра, сохраняя химический стакан справа электрически нейтральным. Без солевого моста отсеки не оставались бы электрически нейтральными, и не протекал бы значительный ток. Однако, если два отсека находятся в непосредственном контакте, солевой мостик не нужен. В момент замыкания цепи вольтметр показывает +0,46 В, это называется потенциалом ячейки. Потенциал клетки создается при соединении двух разнородных металлов и является мерой энергии на единицу заряда, получаемой в результате окислительно-восстановительной реакции. Вольт является производным SI единица электрического потенциала

\[\mathrm{volt=\mathit{V}=\dfrac{J}{C}} \nonumber \]

В этом уравнении A — это ток в амперах, а C — заряд в кулонах. Обратите внимание, что вольты должны быть умножены на заряд в кулонах (Кл), чтобы получить энергию в джоулях (Дж).

Рисунок \(\PageIndex{2}\): В этом стандартном гальваническом элементе полуэлементы разделены; электроны могут течь по внешнему проводу и становятся доступными для выполнения электрической работы.

Когда электрохимическая ячейка сконструирована таким образом, положительный потенциал ячейки указывает на спонтанную реакцию и электроны текут слева направо. На рисунке \(\PageIndex{2}\) происходит много всего, поэтому полезно подвести итоги для этой системы:

• Электроны текут от анода к катоду: слева направо в стандартном гальваническом элементе на рисунке.
• Электрод в левой половине ячейки является анодом, потому что здесь происходит окисление. Название относится к потоку анионов в солевом мостике к нему.
• Электрод в правой половине ячейки является катодом, потому что здесь происходит восстановление. Название относится к потоку катионов в солевом мостике к нему.
• Окисление происходит на аноде (левая полуячейка на рисунке).
• Восстановление происходит на катоде (правая полуячейка на рисунке).
• Потенциал ячейки, +0,46 В, в данном случае является результатом врожденных различий в природе материалов, используемых для изготовления двух полуэлементов.
• Солевой мостик должен присутствовать, чтобы замкнуть (завершить) цепь, и для протекания тока должны происходить как окисление, так и восстановление.

Существует много возможных гальванических элементов, поэтому для их описания обычно используется сокращенное обозначение. Обозначение ячеек (иногда называемое диаграммой ячеек) предоставляет информацию о различных видах, участвующих в реакции. Это обозначение также работает для других типов ячеек. Вертикальная линия │ обозначает фазовую границу, а двойная линия ‖ — солевой мостик. Слева записывается информация об аноде, затем раствор анода, затем солевой мостик (если он есть), затем раствор катода и, наконец, информация о катоде справа. Тогда обозначение ячейки для гальванического элемента на рисунке \(\PageIndex{2}\) равно 9.2+}(aq,\: 1\:M)║\ce{Ag+}(aq,\: 1\:M)│\ce{Ag}(s) \nonumber \]

Обратите внимание, что ионы-спектаторы не включены и что использовалась простейшая форма каждой полуреакции. Когда известны, обычно включаются начальные концентрации различных ионов.

Одной из самых простых ячеек является ячейка Даниэля. Эту батарею можно построить, поместив медный электрод на дно банки и покрыв металл раствором медного купороса. Раствор сульфата цинка всплывает поверх раствора сульфата меди; затем в раствор сульфата цинка помещают цинковый электрод. Соединение медного электрода с цинковым электродом позволяет течь электрическому току. Это пример ячейки без солевого мостика, и ионы могут течь через границу между двумя растворами.

В некоторых окислительно-восстановительных реакциях участвуют соединения, плохо проводящие электричество, поэтому используется электрод, который не участвует в реакциях. Часто в качестве электрода используют платину, золото или графит, и все они инертны ко многим химическим реакциям. Одна из таких систем показана на рисунке \(\PageIndex{3}\). Магний подвергается окислению на аноде слева на рисунке, а ионы водорода восстанавливаются на катоде справа. Реакция может быть обобщена как 92+}(водн.)║\ce{H+}(водн. 3+}(aq)+\ce{6e-}\\ 92+}(aq)+\ce{4h3O}(l) \nonumber \]

Напишите полуреакции окисления и восстановления и запишите реакцию, используя обозначения ячеек. Какая реакция протекает на аноде? Катод?

Раствор

Согласно осмотру, Fe ^{2 +} подвергается окислению, когда один электрон теряется с образованием Fe ^{3 +} , а MnO ₄ ^— восстанавливается до пяти электронов, образуя Mn ^{2 +} . Балансировка заряда дает 92+}(водн.)│\ce{Cu}(s) \nonumber. \номер\]

Резюме

Электрохимические элементы обычно состоят из двух полуэлементов. Полуэлементы отделяют полуреакцию окисления от полуреакции восстановления и позволяют току течь по внешнему проводу. Одна полуячейка, обычно изображаемая слева на рисунке, содержит анод. Окисление происходит на аноде. Анод соединен с катодом в другой полуэлементе, часто показанном на рисунке справа. Восстановление происходит на катоде. Добавление соляного моста замыкает цепь, позволяя течь току. Анионы в солевом мостике текут к аноду, а катионы в солевом мостике текут к катоду. Движение этих ионов замыкает цепь и сохраняет электрическую нейтральность каждой полуклетки. Электрохимические ячейки можно описать с помощью обозначения ячеек. В этих обозначениях информация о реакции на аноде появляется слева, а информация о реакции на катоде — справа. Соляной мост представлен двойной линией ‖. Твердая, жидкая или водная фазы внутри полуячейки разделены одной линией │. Фаза и концентрация различных видов указаны после названия вида. Электроды, участвующие в окислительно-восстановительной реакции, называются активными электродами. Электроды, которые не участвуют в окислительно-восстановительной реакции, но предназначены для протекания тока, являются инертными электродами. Инертные электроды часто изготавливают из платины или золота, которые не изменяются в результате многих химических реакций.

Глоссарий

активный электрод

электрод

, участвующий в окислительно-восстановительной реакции электрохимической ячейки; масса активного электрода изменяется при окислительно-восстановительной реакции

анод

электрод в электрохимической ячейке, на котором происходит окисление; информация об аноде записывается слева от солевого мостика в ячейке с обозначением

катод

электрод в электрохимической ячейке, на котором происходит восстановление; информация о катоде записывается справа от солевого мостика в ячейке с обозначением

обозначение ячейки

сокращенный способ представления реакций в электрохимической ячейке

клеточный потенциал

разность электрических потенциалов, возникающая при соединении разнородных металлов; движущая сила потока заряда (тока) в окислительно-восстановительных реакциях

гальванический элемент

электрохимический элемент, включающий самопроизвольную окислительно-восстановительную реакцию; электрохимические ячейки с положительным потенциалом ячейки; также называется гальваническим элементом

инертный электрод

электрод, пропускающий ток, но не участвующий в окислительно-восстановительной реакции в гальваническом элементе; масса инертного электрода в ходе окислительно-восстановительной реакции не изменяется; инертные электроды часто изготавливают из платины или золота, потому что эти металлы химически неактивны.

гальванический элемент

другое название гальванического элемента

Эта страница под названием 17.2: Galvanic Cells распространяется под лицензией CC BY 4.0 и была создана, изменена и/или курирована OpenStax с помощью исходного контента, который был отредактирован в соответствии со стилем и стандартами платформы LibreTexts; подробная история редактирования доступна по запросу.

1. Наверх

• Была ли эта статья полезной?

1. Тип изделия

   Раздел или Страница

   Автор

   ОпенСтакс

   Лицензия

   СС BY

   Версия лицензии

   4,0

   Показать страницу TOC

   № на стр.

2. Теги

   1. активный электрод
   2. анод
   3. Тег автора:OpenStax
   4. катод
   5. Обозначение ячейки
   6. потенциал ячейки
   7. гальванический элемент
   8. инертный электрод
   9. источник@https://openstax.org/details/books/chemistry-2e
   10. гальванический элемент

Гальванические элементы и гальванические элементы | Электрохимические элементы

Основные понятия

В этом руководстве по гальваническим элементам , также известным как гальванические элементы , вы узнаете основы окислительно-восстановительных реакций и как применить эту информацию к гальваническим элементам. Вы также узнаете, как определить, какие полуреакции происходят на каком электроде, и использовать эти стандартные потенциалы полуреакции для расчета потенциала клетки.

Существует два типа электрохимических элементов: гальванический элемент, также называемый гальваническим элементом, и электролитический элемент. Гальванические элементы производят электричество, в то время как электролитические элементы используют источник энергии для ускорения реакции.

Темы, освещенные в других статьях

• Что такое электрохимия?
• Стандартные восстановительные потенциалы
• Электролизеры
• Баланс окислительно-восстановительных реакций
• Расчет числа окисления

Основы окислительно-восстановительных реакций

В электрохимическом процессе электроны перетекают от одного вещества к другому в так называемой окислительно-восстановительной (окислительно-восстановительной) реакции. Окислительно-восстановительные реакции происходят, когда вещество, называемое окислителем, окисляет другое вещество, забирая электроны и восстанавливаясь. В окислительно-восстановительной реакции простая мнемоника для запоминания направления переноса электронов — «Нефтяная вышка», что означает «окисление теряется, восстановление усиливается». Это относится к тому факту, что при окислении вид теряет электроны, а при восстановлении вид приобретает электроны.

В реакциях, не являющихся окислительно-восстановительными, например, в кислотно-щелочных реакциях, степени окисления элементов не изменяются.

Простым примером реакции окисления является реакция оксида железа (II) с монооксидом углерода по следующей схеме:

степень окисления от +2 до +4. Во всех окислительно-восстановительных реакциях один вид окисляется, а другой восстанавливается.

Некоторые элементы, такие как ванадий, могут даже проходить через несколько степеней окисления в ходе окислительно-восстановительной реакции.

Восстановительный потенциал

Потенциал, также известный как напряжение, является очень важным понятием в электрохимии. Он представляет собой энергию в джоулях, переданную одним кулоновским зарядом. Каждый химический вид, включая атомы и ионы, имеет определенную «готовность» принимать электроны. Это называется стандартным восстановительным потенциалом и измеряется в вольтах (Дж/Кл). Восстановительный потенциал отличается от электроотрицательности и сродства к электрону, но связан с обоими. Чем более положителен восстановительный потенциал, тем более предпочтительным является сокращение.

Поскольку полуреакция восстановления представляет собой процесс, посредством которого атом/ион принимает электрон, благоприятность этой полуреакции может быть представлена ​​восстановительным потенциалом. И наоборот, полуреакция окисления показывает противоположность принятого электрона, поэтому она будет представлена ​​​​отрицательным значением восстановительного потенциала. Суммирование полуреакций окисления и восстановления дает общее уравнение окислительно-восстановительной реакции. Точно так же суммирование потенциалов восстановления и окисления дает потенциал всей реакции. Потенциал является статическим для данной полуреакции. Поскольку значение никогда не меняется, таблицы стандартных восстановительных потенциалов — лучший друг электрохимика.

Восстановительные потенциалы некоторых из наиболее распространенных окислительно-восстановительных реагентов.

Расчет потенциала. E

⁰ _{красный} обозначает восстановительный потенциал, а E ⁰ _ox обозначает окисление. E ⁰ _ячейка или общий потенциал реакции представляет собой просто сумму E ⁰ _red и E ⁰ _ox . Вот пример, объединяющий все это:

Снижение полуреакции: CL ₂ + 2E ^— → 2CL ^—

Из таблицы, эта полуреадка имеет потенциал +1,36 вольта → E ^{009.36. = 1,36 В.}

Половина реакции окисления: Al → Al ³⁺ + 3e ^–

Из таблицы видно, что восстановление алюминия имеет напряжение -1,66 вольта. Однако это ОКИСЛЕНИЕ алюминия, а НЕ восстановление. Поэтому используется противоположное напряжение, поэтому E ⁰ _бык = -E ⁰ _{красный} = 1,66 В.

Чистая окислительно -восстановительная реакция: 3CL ₂ + 2AL → 2ALCL ₃

E ⁰ _Cell = E ⁰ _RED + E ^{0 0 _RED + E 0 0 _RED + E 0 0 _RED + E 0 0 _{. = 3,02 В}}

Но подождите, стехиометрия…

Некоторые могут задаться вопросом: «Если полуреакция восстановления умножается на три для чистой реакции, почему потенциал не умножается на три?» Восстановительный потенциал — одно из немногих мест в химии, где стехиометрия неприменима. Причина проста: помните, что напряжение — это отношение. «Сколько энергии передается на кулон заряда?» Хотя должно быть восстановлено в три раза больше атомов хлора, чем алюминия, стабильность, придаваемая этим преобразованием («готовность»), одинакова для каждого электрона хлора. Следовательно, само количество электронов хлора не влияет на изменение энергии, наблюдаемое каждым из них.

Электрохимические элементы

Существует два типа электрохимических элементов: гальванические и электролитические .

Гальванический элемент имеет долгую историю. Свое название он получил от итальянского физика Луиджи Гальвани (1737–1798), который наблюдал, что рассеченные мышцы лягушачьей лапки подергиваются, когда на них воздействует электрический ток. Гальванический элемент использует энергию спонтанной окислительно-восстановительной реакции для получения электрического тока. Другое распространенное название гальванических элементов — 9.0199 гальванических элементов , названных в честь другого итальянского физика Алессандро Вольта (1745 – 1827), изобретшего гальванический (гальванический) элемент.

С другой стороны, электролитическая ячейка использует электрический ток для запуска обычно неспонтанной окислительно-восстановительной реакции. Типичным примером электролитической ячейки является подача электрического тока к воде для разложения воды на газообразные водород и кислород посредством следующей реакции: анод и катод, и содержат раствор электролита. Этот раствор электролита позволяет перемещать ионы в раствор и из раствора, сохраняя при этом общий заряд элемента нейтральным.

Основное различие между гальваническим и электролитическим элементом заключается в направлении работы. Гальванический элемент превращает спонтанную химическую реакцию в полезную работу, тогда как электролитический элемент использует работу для запуска неспонтанной реакции.

Окисление происходит на аноде, а восстановление на катоде. Легкая мнемоника для запоминания — «Красный кот и бык», где «рыжий кот» означает восстановление — катод, а «бык» — анод — окисление.

Гальванические элементы

Гальванический элемент представляет собой установку, которая облегчает окислительно-восстановительные реакции контролируемым и особым образом, генерирующим ток (поток электронов). Гальванический элемент, гальванический элемент и батарея — это разные названия гальванического элемента. Ниже приведен типичный гальванический элемент, который продемонстрирует все важные функции.

Каждый гальванический элемент ДОЛЖЕН содержать следующее:

• Полуэлемент окисления, где электроны будут потеряны
• Полуэлемент восстановления, где электроны будут приняты
• Провод, соединяющий два элемента, часто с вольтметром для измерения потенциала элемента
• Солевой мост или какой-либо другой способ поддержания баланса заряда

Давайте подробно рассмотрим каждую из этих функций и почему они необходимы.

Полуячейка окисления

Полуячейка окисления — место возникновения электронов. Он состоит из двух основных частей: электрода и раствора. Электрод окислительной ячейки называется 9.0058 анод . В этом примере анодом является цинк. Когда происходит реакция, электроны покидают металлический цинк на аноде, превращая его в ионы цинка. Затем эти ионы входят в раствор, в данном случае сульфат цинка. Противоион не имеет значения, если он растворим с ионом анодного металла. Однако катион раствора должен соответствовать металлу анода. В ходе реакции электроны покидают анод и перемещаются по проволоке к полуэлементу восстановления, увеличивая концентрацию ионов металла в растворе и разъедая анод.

Провод

Это самая простая часть установки. Провод позволяет электронам перемещаться между двумя полуячейками. Часто он подключается к устройству, называемому вольтметром, который измеряет потенциал. Вольтметры полезны для наблюдения за ходом реакции, но не обязательны. Проводник не обязательно должен быть проводом, но провода являются наиболее распространенным способом соединения ячеек для таких типов установок.

Полуэлемент восстановления

Полуэлемент восстановления предназначен для электронов, высвобождаемых из анода. Металлический электрод в полуэлементе восстановления называется 9.0058 катод . Когда электроны движутся по катоду, они контактируют с ионным раствором. Затем катионы в растворе восстанавливаются до металла и осаждаются на поверхности катода. В простом гальваническом элементе катионов соответствуют катоду. В этом примере в качестве катода используется медь, поэтому катионы в растворе представляют собой медь. Опять же, противоион не имеет значения. По мере протекания реакции концентрация катиона снижается, а масса катода увеличивается.

Солевой мостик

По мере протекания реакции электроны покидают анод и перемещаются к катоду. Положительный заряд ионов металла в полуэлементе окисления увеличивается, а в полуэлементе катода уменьшается. Это проблема, потому что накопление заряда в большинстве случаев делает реакции неблагоприятными. Солевой мост устраняет эту проблему. Как правило, простые соли ионов-спектаторов, такие как KCl, NaNO ₃ и т. д., создают хорошие солевые мостики. Солевой мостик насыщен этими соединениями и уравновешивает заряд в двух полуячейках. В показанном примере соль может содержать сульфат калия. По мере протекания реакции ионы калия будут поступать в полуэлемент восстановления, чтобы заменить потерянные ионы меди. Точно так же ионы сульфата войдут в полуячейку окисления, чтобы уравновесить ионы цинка, поступающие в раствор. Без солевого мостика, передающего заряд, гальванические элементы не работают .

Практическая задача

Химик настраивает гальванический элемент для осуществления следующей реакции:

Cr + 3Ag ⁺ → Cr ³⁺ + 3Ag

Они используют положительный заряд натрия и нитратируют ионы каждый противоион. Пометьте каждую часть ячейки названием и химическим веществом, где это уместно, и укажите напряжение, связанное с реакцией в стандартных условиях.

Ответы:

A: Вольтметр

B: NANO ₃ Солетный мост

C: CR Anode

D: CR (№ ₃ ) ₃ Раствор

0 3 ) ₃ . AgNO ₃ раствор

Напряжение: 1,54 В

Определение потенциала гальванических элементов

Рассмотрим классический Cu-Zn гальванический элемент (гальванический элемент), изображенный ниже

Как видно из изображения, есть два электрода. Один из них цинковый, а другой медный. Мы видели из предыдущего примера, что цинк является анодом, а медь — катодом. Но откуда мы знаем? Чтобы определить, какой электрод является анодом, а какой катодом, необходимо рассмотреть две полуреакции. Полуреакция — это чистая реакция, которая происходит с окислением или восстановлением частиц и показывает поток электронов. Возьмите две полуреакции в ячейке Cu-Zn:

При проведении двух подобных полуреакций обычно восстанавливаются виды с более высоким восстановительным потенциалом. Из-за этого мы видим, что в ячейке Cu-Zn медь будет восстанавливаться, а цинк окисляться. Затем мы должны перевернуть полуреакцию цинка, чтобы показать реакцию окисления:

Обратите внимание, что хотя мы перевернули химическое уравнение, стандартный восстановительный потенциал остается отрицательным.