Электродный_потенциал_металла_это

Электродный_потенциал_металла_это

Стандартные электродные потенциалы металлов. Ряд напряжений

Стандартный электродный потенциал металла — электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор собственной соли с концентрацией ионов металла, равной 1 моль/л, измеренный по сравнению со стандартным водородным электродом, потенциал которого при 25 0 С и давлении 1 атм условно принят равным нулю.

Для определения относительного значения электродного потенциала какого-либо металла составляют гальванический элемент, одним электродом которого является электрод из данного металла, погруженный в раствор его соли, другим — стандартный водородный электрод. Электродвижущую силу такого гальванического элемента легко измерить. Она и будет величиной стандартного потенциала металла, так как стандартный потенциал водородного электрода равен нулю.

Стандартный электродный потенциал — мера электрохимической активности металла.

Располагая металлы в ряд по мере возрастания алгебраической величины их стандартных электродных потенциалов, получаем так называемый « Ряд стандартных потенциалов»

Положение металла в ряду стандартных потенциалов характеризует его восстановительную способность, а также окислительные свойства его ионов в водных растворах при стандартных условиях. Чем меньше значение алгебраической величины стандартного электродного потенциала, тем большими восстановительными свойствами обладает данный металл в виде простого вещества, и тем меньше окислительные способности проявляют его ионы и наоборот.

Величина электродного потенциала металла зависит не только от природы металла, но и от концентрации ионов металла в растворе и температуры (зависимость выражается уравнением Нернста):

0,059lg CMe n +

Е Ме/Ме n + = Е 0 Ме/Ме n + +

Из уравнения видно, что при С =1 моль/л ЕМе/Ме n + = Е 0 Ме/Ме n + , т.е равновесный электродный потенциал равен его стандартному потенциалу.

3. Гальванический элемент— это устройство, и котором химическая энергия окислительно-восстановительной реакции превращается в электрическую (возникает электрический ток).

Электроды в гальваническом элементе две металлические пластинки: на электроде из более активного металла происходит окисление атомов металла в ионы (растворение металла), при этом электроны поступают во внешнюю цепь; на электроде из менее активного металла происходит восстановление его ионов из раствора в атомы, которые осаждаются на электроде.

Одновременно часть анионов в растворе переходит по электролитическому ключу в сосуд с раствором соли более активного металла. Поскольку электроны восстановителя передаются окислителю по проводнику, то химическая энергия реакции превращается в электрическую.

Электрический ток в гальваническом элементе обусловлен направленным движением электронов (во внешней цепи) и анионов (во внутренней цепи).

Следует различать знаки электродов и их названия. Название электродам дается в соответствии с процессами, которые на них протекают: электрод, на котором происходит процесс окисления называется анодом, а электрод на котором происходит процесс восстановления — катодом.

Анод в гальваническом элементе принято считать отрицательным, а катод — положительным.

Гальванический элемент (рис.2) обычно изображают краткой электрохимической схемой или в ионном виде.

Краткая электрохимическая схема этого гальванического элемента:

(-) Mg Mg(NO3)2 Zn(NO3)2 Zn (+)

Ионный вид схемы: А(-) Mg Mg 2+ Zn 2+ Zn (+) К

Одна вертикальная линия означает границу между электродом и раствором, две вертикальные линии — границу между растворами, в скобках указаны знаки электродов.

Исходя из положения металлов в ряду стандартных потенциалов, находим , что магний является более активным металлом ( Е 0 Mg/Mg 2+ = — 2,36 В), чем цинк (Е 0 Zn/Zn 2+ = — 0,76В), следовательно, процесс окисления будет происходить на магниевом электроде, а процесс восстановления — на цинковом.

е е

Mg 2 Zn

NO3

— _- -_ -_ -_- _ -_ -_

-_ -_ _ -_-_-_ 1 -_-_ _ _ -_-_

-_-_-_-_-_-_- -_-_-_-_-_-_-_

— — — — — — — — — — — — — — — — — — — —

Рис.2 Гальванический элемент: 1 — микростаканчики;

2 — электролитный мостик; 3- гальванометр.

Процессы, происходящие на электродах при работе гальванического элемента представляют электронными уравнениями:

А (-) Mg 0 — 2 e = Mg 2+ — окисление

К (+) Zn 2+ + 2 e = Zn 0 — восстановление

Mg 0 + Zn 2+ = Mg 2+ + Zn 0

Суммируя процессы, происходящие на электродах, получим то же уравнение реакции, что и при взаимодействии магния с раствором нитрата цинка: Mg + Zn(NO3)2 = Mg(NO3)2 + Zn . Разница в том, что при взаимодействии магния с раствором нитрата цинка электроны переходят от магния к ионам цинка, т.е. от восстановителя к окислителю непосредственно , а при работе гальванического элемента — по внешнему проводнику, т.е. процессы окисления и восстановления пространственно разделены.

Причиной возникновения и протекания электрического тока в гальваническом элементе является разность электродных потенциалов.

Электродвижущую силу (Э.Д.С.) любого гальванического элемента можно вычислить по разности электродных потенциалов катода и анода. Так, для магниево-цинкового гальванического элемента находим:

Главный критерий возможности самопроизвольного протекания реакции в гальваническом элементе — положительное значение Э.Д.С.

4. Коррозия металлов — это самопроизвольный процесс разрушения металлов под воздействием окружающей среды.

По механизму протекания коррозийного разрушения различают два типа коррозии — химическую и электрохимическую.

Химической коррозией называется разрушение металла окислением его в окружающей среде без возникновения электрического тока в системе: в этом случае происходит взаимодействие металла с составными частями среды — с газами и неэлектролитами.

Электрохимической коррозией называется разрушение металла в среде электролита с возникновением внутри системы электрического тока. В этом случае наряду с химическими процессами (отдача электронов) протекают и электрические (перенос электронов от одного участка к другому).

Электрохимическую коррозию вызывают главным образом загрязнения, примеси, содержащиеся в металле, или неоднородности его поверхности, а также контакт двух металлов. В этих случаях при соприкосновении металла с электролитом (электролитом может быть влага, адсорбируемая из воздуха) на его поверхности возникает множество короткозамкнутых микрогальванических элементов, в которых анодами являются частицы металла, катодами — загрязнения , примеси. Аноды растворяются, на катодах происходит связывание электронов.

Таким образом, при электрохимической коррозии (как в случае контакта разнородных металлов, так и в случае образования гальванических микроэлементов на поверхности одного металла) поток электронов направлен от более активного металла (с меньшей величиной электродного потенциала) к менее активному проводнику (с большей величиной электродного потенциала) и более активный металл корродирует (окисляется).

Окислители, принимающие электроны у катода, называются катодными диполяризаторами. Катодными диполяризаторами служат ионы водорода Н + (в кислой среде) и кислород воздуха, всегда содержащийся в воде и ее растворах. Таким образом, в кислой среде на катоде происходит восстановление ионов водорода (выделяется молекулярный водород), в нейтральной и щелочной средах происходит восстановление кислорода, а водород не выделяется:

О2 + 2Н2О + 4 е = 4 ОН —

Пример: Какой металл будет коррозировать во влажном воздухе, если хром находиться на контакте с медью?

Составить схему гальванического элемента, работающего при коррозии металлов.

Исходя из положения металла в ряду стандартных потенциалов, находим, что хром является более активным металлом (Е 0 Cr/Cr 3+ = — 0.74 B), чем медь (Е 0 Cu/Cu 2+ = + 0,34 В), и в образующейся паре Cr будет анодом, а катодом — медь. Катодным деполяризатором является кислород. Хромовый анод растворяется, а на медном катоде идет восстановление кислорода.

Читайте также:  Коалы_красные_цветы_фото

Схема работающего гальванического элемента:

е

А (-) 4 Cr 0 — 3 e = Cr 3+ — окисление

К (+) 3 О2 + 2Н2О + 4 е = 4ОН -восстановление

———————————————-

4 Cr 0 + 3 O2 + 6 H2O = 4 Cr 3+ +12 OH

Cr 3+ + 3 OH = Cr (OH)3 , следовательно корродирует хром.

Электродные потенциалы металлов

Электрохимические процессы относятся к окислительно-восстановительным. В окислительно-восстановительных реакциях электроны непосредственно переходят от восстановителя к окислителю. Если же процессы окисления и восстановления пространственно разделить, а электроны направить по металлическому проводнику, то такая система будет представлять собой гальванический элемент. Причиной возникновения электрического тока в гальваническом элементе является разность электродных потенциалов.

Что такое электродный потенциал? Представим, что пластинка металла опущена в воду. Металлы являются кристаллами и в них существует подвижное равновесие между атомами и ионами металлов и свободными электронами, которое можно выразить уравнением

Ме Û Ме n + + nе. (9.1)

При погружении металла в воду ионы его поверхностного слоя под действием полярных молекул воды отрываются и гидратированными переходят в раствор:

В результате такого перехода жидкость заряжается положительно, а металл – отрицательно, поскольку на нем появляется избыток электронов. С течением времени по мере перехода ионов металла в водную среду и накопления их начинает замедляться дальнейшее растворение металла и устанавливается подвижное равновесие:

Состояние равновесия уравнения (9.3) зависит от природы металла (энергии ионизации), от концентрации ионов металла в растворе. Если концентрация ионов металла в растворе меньше равновесной, то при погружении металла в раствор равновесие смещается вправо (по принципу Ле-Шателье), и ионы металла переходят в раствор. Электроны остаются на поверхности металла, заряжая его отрицательно по отношению к раствору. Этот процесс является окислением. Электростатическое притяжение между катионами металла в растворе и избыточными электронами на поверхности металла образует двойной электрический слой (ДЭС), что приводит к возникновению на границе соприкосновения металла и жидкости определенной разности потенциалов, или скачка потенциала. Двойной электрический слой можно уподобить плоскому конденсатору с определенной разностью потенциалов.

Скачок потенциала, возникающий на границе фаз металл-раствор называют электродным потенциалом металла.

Способность посылать ионы металла в раствор у разных металлов неодинакова и зависит от энергии ионизации, сублимации и гидратации. Чем меньше энергия ионизации, тем больше способность металла посылать ионы в раствор и тем ниже его равновесный потенциал. По такой схеме идет образование двойного электрического слоя у активных металлов. Этот процесс можно выразить уравнением; например, для цинка:

mZn + xH2O ® [(m — n)Zn×ne] — + nZn 2+ ×H2O. (9.4)

Неактивные металлы имеют большую энергию ионизации и практически не посылают ионы в раствор, поэтому равновесная концентрация их в растворе очень мала. Если поместить такой металл в раствор его соли с концентрацией больше равновесной, то в данном случае возникает двойной электрический слой за счет адсорбции ионов металла из раствора на металлической пластинке. Поверхность металла поэтому заряжается положительно, а раствор — отрицательно за счет избытка кислотных остатков. Строение двойного электрического слоя у неактивных металлов можно выразить уравнением:

nCu + mCu 2+ + mSO4 2 — + 8H2O ® [nCu + mCu 2+ ] + + mSO4 2 — ×8H2O. (9.5)

Потенциал каждого электрода зависит от природы металла, концентрации его ионов в растворе и температуры. Если металл опустить в раствор его соли, содержащий 1 г-ион металла в 1 литре (точнее, активность которого а = 1), то электродный потенциал будет постоянной величиной при данной температуре и давлении. Такой потенциал называется нормальным или стандартным электродным потенциалом. Обозначается электродный потенциал металла следующим образом: ЕМе n + /Me 0 , а стандартный – E 0 Me n + /Me 0 .

Газовые электроды. Измерение электродных потенциалов.

Ряд напряжений металлов

Благородные металлы золото, платина и др. из-за высокой энергии ионизации не могут создать разность потенциалов за счет выхода положительных ионов в раствор. В возникновении скачка потенциала на границе металл-раствор в данном случае важную роль играет избирательная адсорбция молекул, атомов или ионов среды. Например, платиновый электрод энергично поглощает водород и это используется в водородном электроде.

Опытным путем можно определить только относительные величины электродных потенциалов. Если потенциал одного из электродов принять равным нулю, то относительный потенциал второго электрода будет равен ЭДС цепи, составленной из данного электрода и измеряемого. За нуль принят потенциал стандартного водородного электрода. Он состоит из платиновой пластинки, покрытой платиновой чернью, контактирующей с газообразным водородом, находящимся под давлением 101,3 кПа, и раствором, в котором активность ионов Н + равна единице. При контакте платины с молекулярным водородом происходит адсорбция водорода на платине. Адсорбированный водород, взаимодействуя с молекулами воды, переходит в раствор в виде ионов, оставляя в платине электроны. При этом платина заряжается отрицательно, а раствор – положительно. Возникает скачок потенциала между платиной и раствором. Наряду с переходом ионов в раствор идет обратный процесс восстановления ионов Н + с образованием молекул водорода. Равновесие на водородном электроде можно представить в виде 2Н + + 2е Û Н2. Абсолютное значение потенциала водородного электрода неизвестно, но условно считают за нуль потенциал стандартного водородного электрода, т. е. потенциал при давлении водорода 100 кПа и активности ионов водорода 1 моль/л. Схематически водородный электрод обозначают 2Н + /Н2, Pt.

Для определения потенциала электродов по водородной шкале собирают гальванический элемент, одним из электродов которого является измеряемый, а вторым – стандартный водородный электрод. Схему такого элемента записывают следующим образом: слева – водородный электрод, справа – измеряемый электрод. Например, схема гальванического элемента для измерения потенциала цинкового электрода имеет вид:

H2, Pt / H + ½½Zn 2+ / Zn,

а схема элемента для измерения потенциала медного электрода –

ЭДС элемента равна разности потенциалов правого и левого электродов. Так как потенциал левого электрода условно принимается равным нулю, то ЭДС измеряемого элемента будет равна потенциалу правого электрода. Потенциалы записываются с индексами исходных веществ и продуктов реакции:

Располагая металлы в порядке возрастания их стандартных электродных потенциалов, получают электрохимический ряд напряжений металлов, или, точнее, ряд стандартных электродных потенциалов (табл. 9.1).

В таблице потенциалы расположены по возрастанию их величин, что соответствует уменьшению восстановительной и повышению окислительной активности соответствующих систем. Если составить электрохимическую цепь из двух электродов этого ряда, то на одном из них, потенциал которого ниже по сравнению с другим, будет идти процесс окисления, а на другом – процесс восстановления.

Электрод Потенциал, В Электрод Потенциал, В
Li + /Li –3,02 Ni 2+ /Ni –0,25
Rb + /Rb –2,99 Sn 2+ /Sn –0,14
K + /K –2,92 Pb 2+ /Pb –0,13
Ba 2+ /Ba –2,90 H + /1/2 H2 0,00
Sr 2+ /Sr –2,89 Sb 3+ /Sb +0,20
Ca 2+ /Ca –2,87 Bi 3+ /Bi +0,23
Na + /Na –2,71 Cu 2+ /Cu +0,34
La 3+ /La –2,37 Cu + /Cu +0,52
Mg 2+ /Mg –2,34 Hg2 2+ /2Hg +0,79
Al 3+ /Al –1,67 Ag + /Ag +0,80
Mn 2+ /Mn –1,05 Pd 2+ /Pd +0,83
Zn 2+ /Zn –0,76 Hg 2+ /Hg +0,86
Cr 3+ /Cr –0,71 Pt 2+ /Pt +1,20
Fe 2+ /Fe –0,44 Au 3+ /Au +1,42
Cd 2+ /Cd –0,40
Co 2+ /Co –0,28
Читайте также:  Чем_лучше_обложить_печь_в_доме

Ряд напряжений характеризует химические свойства металлов:

1. Чем левее в ряду напряжений находится металл, тем он химически активнее, тем легче окисляется и труднее восстанавливается из своих ионов.

2. Каждый металл ряда, не разлагающий воду, вытесняет (восстанавливает) все следующие за ним металлы из растворов их солей.

3. Все металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода, вытесняют (восстанавливают) его из разбавленных кислот (типа серной), а стоящие правее водорода его не вытесняют.

4. Чем дальше расположены друг от друга в ряду напряжений два металла, тем большую ЭДС будет иметь построенный из них биметаллический гальванический элемент.

Для стандартных электродных потенциалов действительно выражение

DG 0 = nE 0 F = DH 0 – TDS 0 (9.6)

где DG 0 – уменьшение свободной энергии для электродной реакции; n – число электронов; F – число Фарадея; DH 0 и DS 0 – изменения энтальпии и энтропии.

Величина электродного потенциала металла зависит от свойств металла, активности его ионов в растворе и температуры. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

ЕМе n+ /Me = E 0 Me n+ /Me + ln aMe n+ mH2O. (9.7)

где ЕМе n+ /Me – потенциал металла в вольтах при данной активности ионов; Е 0 Ме n+ /Me – стандартный электродный потенциал металла; R – универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/град×моль; Т – температура в градусах абсолютной шкалы; n – заряд иона металла; F – число Фарадея, равное 96500 Кл; аMe n+ – активность ионов металла в растворе, г-ион/л.

Переходя от натуральных логарифмов к десятичным и подставляя в уравнение (9.7) значения соответствующих величин, а также учитывая, что для разбавленных растворов активности мало отличаются от концентраций (а

EMe n+ /Me = E 0 Me n+ /Me + lg CMe n+ . (9.8)

Величина E 0 Me n+ /Me называется стандартным потенциалом металлического электрода и получается при активности ионов металла в растворе, равной 1. Тогда lgaMe n+ = 0 и E 0 Me n+ /Me = EMe n+ /Me. Следовательно, стандартным потенциалом металлического электрода называют потенциал этого электрода в растворе собственных ионов с их активностью, равной 1.

Гальванические элементы

Два металла, погруженные в растворы их солей, соединенные между собой электролитическим ключом, образуют гальванический элемент. Впервые гальванический элемент предложил Вольта. Этот элемент состоял из медных и цинковых пластинок, разделенных сукном, смоченным раствором серной кислоты. При последовательном соединении большого числа пластинок элемент Вольта обладает значительной ЭДС.

Рассмотрим систему, в которой два электрода находятся в растворах собственных ионов. Примером может служить гальванический элемент Даниэля-Якоби (рис. 9.1). Он состоит из медной пластины, погруженной в раствор сульфата меди, и цинковой пластины, погруженной в раствор сульфата цинка. Для предотвращения прямого взаимодействия окислителя и восстановителя электроды отделены друг от друга пористой перегородкой. На поверхности цинковой пластинки возникает двойной электрический слой и устанавливается равновесие:

В результате протекания этого процесса возникает электродный потенциал цинка. На поверхности медной пластины также возникает двойной электрический слой, устанавливается равновесие и возникает электродный потенциал меди Cu Û Cu 2+ + 2e. Потенциал цинкового электрода имеет более отрицательное значение, чем потенциал медного электрода, поэтому при замыкании внешней цепи, т. е. при соединении цинка с медью металлическим проводником, электроны будут переходить от цинка к меди. В результате перехода электронов от цинка к меди равновесие на цинковом электроде сместится 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.

Итак, при работе элемента Даниэля-Якоби протекают следующие процессы:

1. Реакция окисления цинка Zn 0 – 2e ® Zn 2+ (анодный процесс).

Процессы окисления в электрохимии получили название анодных процессов, а электроды, на которых идут процессы окисления, называют анодами;

2. Реакция восстановления ионов меди Cu 2+ + 2e ® Cu 0 (катодный процесс).

Процессы восстановления получили название в электрохимии катодных процессов, а электроды, на которых идут процессы восстановления, называют катодами.

3. Движение электронов во внешней цепи.

4. Движение ионов в растворе: сульфат-анионов к аноду, катионов цинка и меди к катоду.

Движение ионов в растворе замыкает электрическую цепь гальванического элемента. Суммируя электродные реакции, получаем

Zn + Cu 2+ = Cu + Zn 2+ .

Вследствие этой химической реакции в гальваническом элементе возникает движение электронов во внешней цепи и ионов внутри элемента, т. е. электрический ток, поэтому суммарная химическая реакция, протекающая в гальваническом элементе, называется токообразующей.

При схематической записи, заменяющей рисунок гальванического элемента, границу раздела между проводником 1-го рода и проводником 2-го рода обозначают одной вертикальной чертой, а границу раздела между проводниками 2-го рода – двумя чертами, например, схема элемента Даниэля-Якоби записывается в виде:

(-) Zn /Zn 2+ ½½ Cu 2+ / Cu (+).

Как видно, в гальваническом элементе идет химическая реакция

во внешней цепи элемента протекает электрический ток, т. е. в гальваническом элементе происходит превращение химической энергии в электрическую.

Необходимое условие работы гальванического элемента – разность потенциалов его электродов, она называется электродвижущей силой и обозначается Еэ. Электродвижущая сила всякого работающего элемента есть величина положительная и для любого биметаллического элемента может быть вычислена по разности между стандартными потенциалами катода и анода. Так, Еэ медно-цинкового элемента равна разности между стандартными потенциалами меди (катода) и цинка (анода):

Если на электродах испытывает превращение 1 моль вещества, то через систему протекает количество электричества, равное nF, где n – число молей эквивалентов в одном моле вещества (по закону Фарадея). Таким образом, максимальная электрическая работа Wm, э гальванического элемента при превращении 1 моля вещества

В то же время максимальная полезная работа Wm, р, которую может совершить система, равна энергии Гиббса реакции:

Так как Wm,э = Wm,p, то, приравнивая правые части, получаем:

Читайте также:  Почему_при_наборе_номера_не_идут_гудки

Таким образом, при известных значениях энергии Гиббса по реакции можно рассчитать электродвижущую силу Еэ и наоборот. Уравнение (9.11) показывает связь между химической и электрической энергиями.

-DG 0 = n × F × Eэ = 2 × 96500 × 1,1 = 212300 Дж.

Дата добавления: 2018-09-22 ; просмотров: 531 ;

Ряд стандартных электродных потенциалов (напряжений). Уравнение Нернста

Располагая металлы в порядке возрастания их стандартных электродных потенциалов, получают ряд напряжений Николая Николаевича Бекетова (1827-1911), или ряд стандартных электродных потенциалов. Числовые значения стандартных электродных потенциалов для ряда технически важных металлов приведены в таблице.

Ряд напряжений металлов

Ряд напряжений характеризует некоторые свойства металлов:

Николай Николаевич Бекетов(1827-1911)

1. Чем меньшее значение имеет электродный потенциал металла, тем он химически активнее, легче окисляется и труднее восстанавливается из своих ионов. Активные металлы в природе существуют только в виде соединений Na, K, . встречаются в природе, как в виде соединений, так и в свободном состоянии Cu, Ag, Hg; Au, Pt — только в свободном состоянии;

2. Металлы, имеющие более отрицательный электродный потенциал, чем магний, вытесняют водород из воды;

3. Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, вытесняют водород из растворов разбавленных кислот (анионы которых не проявляют окислительных свойств);

4. Каждый металл ряда, не разлагающий воду, вытесняет металлы, имеющие более положительные значения электродных потенциалов из растворов их солей;

5. Чем больше отличаются металлы значениями электродных потенциалов, тем большее значение э.д.с. будет иметь построенный из них гальванический элемент.

Зависимость величины электродного потенциала (Е) от природы металла, активности его ионов в растворе и температуры выражается уравнением Нернста

где Е о Ме – стандартный электродный потенциал металла, aMe n + – активность ионов металла в растворе. При стандартной температуре 25 о С, для разбавленных растворов заменяя активность (а) концентрацией (с), натуральный логарифм десятичным и подставляя значения R , T и F, получим

Например, для цинкового электрода, помещенного в раствор своей соли, концентрацию гидратированных ионов Zn 2+ × mH2O сокращенно обозначим Zn 2+ , тогда

Если [Zn 2+ ] = 1 моль/дм 3 , то ЕZn = Е о Zn.

Гальванические элементы, их электродвижущая сила

Два металла, погруженные в растворы своих солей, соединенные проводником, образуют гальванический элемент. Первый гальванический элемент был изобретен Александром Вольтом в 1800 г. Элемент состоял из медных и цинковых пластинок, разделенных сукном, смоченным раствором серной кислоты. При последовательном соединении большого числа пластинок элемент Вольта обладает значительной электродвижущей силой (э.д.с.).

Возникновение электрического тока в гальваническом элементе обусловлено разностью электродных потенциалов взятых металлов и сопровождается химическими превращениями, протекающими на электродах. Рассмотрим работу гальванического элемента на примере медно-цинкового элемента (Дж. Даниэля – Б.С. Якоби).

Схема медно-цинкового гальванического элемента Даниэля-Якоби

На цинковом электроде, опущенном в раствор сульфата цинка (с = 1 моль/дм 3 ), происходит окисление цинка (растворение цинка) Zn о — 2e = Zn 2+ . Электроны поступают во внешнюю цепь. Zn – источник электронов. Источник электронов принято считать отрицательным электродом – анодом. На электроде из меди, погруженном в раствор сульфата меди (с = 1 моль/дм 3 ) происходит восстановление ионов металла. Атомы меди осаждаются на электроде Cu 2+ + 2e = Cu о . Медный электрод положительный. Он является катодом. Одновременно часть ионов SO4 2- переходят через солевой мостик в сосуд с раствором ZnSO4. Сложив уравнения процессов, протекающих на аноде и катоде, получим суммарное уравнение

Борис Семенович Якоби (Мориц Герман)(1801-1874)

или в молекулярной форме

Это обычная окислительно — восстановительная реакция, протекающая на границе металл-раствор. Электрическая энергия гальванического элемента получается за счёт химической реакции. Рассмотренный гальванический элемент можно записать в виде краткой электрохимической схемы

Необходимым условием работы гальванического элемента является разность потенциалов, она называется электродвижущей силой гальванического элемента (э.д.с.). Э.д.с. всякого работающего гальванического элемента величина положительная. Для вычисления э.д.с. гальванического элемента надо из величины более положительного потенциала отнять величину менее положительного потенциала. Так э.д.с. медно–цинкового гальванического элемента при стандартных условиях (t = 25 о С, с = 1 моль/дм 3 , Р = 1 атм ) равна разности между стандартными электродными потенциалами меди (катода) и цинка (анода), то есть

В паре с цинком ион Cu 2+ восстанавливается.

Необходимую для работы разность электродных потенциалов можно создать, используя один и тот же раствор разной концентрации и одинаковые электроды. Такой гальванический элемент называется концентрационным, а работает он за счет выравнивания концентраций раствора. Примером может служить элемент, составленный из двух водородных электродов

где с` = [H + ]`; с« = [H + ]«.

Если р = 101 кПа, с` о С определяется уравнением

При с` = 1 моль-ион/дм 3 э.д.с. элемента определяется концентрацией водородных ионов во втором растворе, то есть Е = 0,059lgс« = -0,059 pH.

Определение концентрации ионов водорода и, следовательно, рН среды измерением э.д.с. соответствующего гальванического элемента называется потенциометрией.

Аккумуляторами называются гальванические элементы многоразового и обратимого действия. Они способны превращать накопленную химическую энергию в электрическую при разрядке, а электрическую в химическую, создавая запас ее в процессе зарядки. Так как э.д.с. аккумуляторов невелика, при эксплуатации их обычно соединяют в батареи.

Свинцовый аккумулятор. Свинцовый аккумулятор состоит из двух перфорированных свинцовых пластин, одна из которых (отрицательная) после зарядки содержит наполнитель — губчатый активный свинец, а другая ( положительная) — диоксид свинца. Обе пластины погружены в 25 — 30 % раствор серной кислоты (рис. 35). Схема аккумулятора

Перед зарядкой в поры свинцовых электродов вмазывается паста, содержащая помимо органического связующего оксид свинца PbO. В результате взаимодействия оксида свинца с серной кислотой в порах электродных пластин образуется сульфат свинца

Аккумуляторы заряжают, пропуская электрический ток

Суммарно процессы, происходящие при зарядке и разрядке аккумулятора, можно представить следующим образом

При зарядке аккумулятора плотность электролита (серной кислоты) увеличивается, а при разрядке уменьшается. По плотности электролита судят о степени разряженности аккумулятора. Э.д.с. свинцового аккумулятора 2,1 В.

Преимущества свинцового аккумулятора — большая электрическая емкость, устойчивость в работе, большое количество циклов (разрядка- зарядка). Недостатки — большая масса и, следовательно, малая удельная ёмкость, выделение водорода при зарядке, не герметичность при наличии концентрированного раствора серной кислоты. В этом отношении лучше щелочные аккумуляторы.

Щелочные аккумуляторы. К ним относятся кадмиево-никеливые и железо-никелиевые аккумуляторы Т. Эдисона.

Схемы аккумулятора Эдисона и свинцового аккумулятора

Они сходны между собой. Различие состоит в материале пластин отрицательного электрода. В первом случае они кадмиевые, во втором железные. Электролитом служит раствор КОН ω = 20 %. Наибольшее практическое значение имеют кадмиево-никелевые аккумуляторы. Схема кадмиево-никелевого аккумулятора

Работа кадмиевого-никелевого аккумулятора основана на окислительно-восстановительной реакции с участием Ni 3+

Э.д.с. заряженного кадмиево-никелевого аккумулятора составляет 1.4 В.

В таблице представлены характеристики аккумулятора Эдисона и свинцового аккумулятора.

Ссылка на основную публикацию
Adblock detector