В допълнение към електролизата е възможен и друг вариант на редокс реакцията. В този случай електроните от редуктора към окислителя преминават през металния проводник през външна електрическа верига. В резултат на това във външната верига се появява електрически ток и се нарича такова устройство галваничен елемент.Галваничните клетки са химически източници на ток- устройства за директно преобразуване на химическата енергия в електрическа, заобикаляйки другите й форми.
Галваничните елементи на базата на различни метали и техните съединения са намерили широко практическо приложение като химически източници на ток.
В галваничния елемент химическата енергия се преобразува в електрическа. Най-простият галваничен елемент се състои от два съда с разтвори на CuSO 4 и ZnSO 4, в които са потопени съответно медни и цинкови плочи. Съдовете са свързани помежду си с тръба, наречена солен мост, пълна с електролитен разтвор (например KCl). Такава система се нарича медно-цинков галваничен елемент.
Схематично процесите, протичащи в медно-цинкова галванична клетка, или, с други думи, верига от галванична клетка, са показани на фигурата по-долу.
Схема на галваничен елемент
Окислението на цинка се извършва на анода:
Zn - 2e - \u003d Zn 2+.
В резултат на това цинковите атоми се превръщат в йони, които преминават в разтвор, а цинковият анод се разтваря и масата му намалява. Имайте предвид, че анодът в галваничния елемент е отрицателният електрод (поради електроните, получени от цинковите атоми), за разлика от процеса на електролиза, където е свързан към положителния полюс на външна батерия.
Електроните от цинковите атоми се движат по външна електрическа верига (метален проводник) към катода, където се извършва процесът на редукция на медни йони от разтвор на неговата сол:
Cu 2+ + 2e - \u003d Cu.
В резултат на това се образуват медни атоми, които се отлагат върху повърхността на катода и неговата маса се увеличава. Катодът в галваничния елемент е положително зареден електрод.
Общото уравнение на реакцията, протичаща в медно-цинкова галванична клетка, може да бъде представена по следния начин:
Zn + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu.
Всъщност протича реакцията на заместване на медта с цинк в нейната сол. Същата реакция може да се проведе и по друг начин - чрез потапяне на цинкова пластина в разтвор на CuSO 4 . В този случай се образуват същите продукти - медни и цинкови йони. Но разликата между реакцията в медно-цинковата галванична клетка е, че процесите на откат и прикрепване на електрони са пространствено разделени. Процесите на отдръпване (окисление) и прикрепване (редукция) на електрони протичат не при директен контакт на Zn атома с Cu 2+ йона, а на различни места от системата - съответно на анода и на катода, които са свързани с метален проводник. При този метод за провеждане на тази реакция електроните се движат от анода към катода по външна верига, която е метален проводник. Насочен и подреден поток от заредени частици (в този случай електрони) е електричество. Във външната верига на галваничния елемент възниква електрически ток. Трябва да активирате JavaScript, за да гласувате
Химически източници на електрически ток или галванични клеткипреобразуват енергията, освободена по време на редокс реакциите, в електрическа енергия. Галваничните клетки служат като източници на постоянен ток. Те се подразделят на химическии концентрация.
Най-простият химически галваничен елемент може да бъде съставен от два метални електрода с различни електродни потенциали и свързани в затворена верига.
На електрода, който има по-ниска стойност на електродния потенциал, ще настъпи процесът на окисление. Този електрод се нарича анод.
На електрода, който има по-висока стойност на електродния потенциал, ще настъпи процес на възстановяване. Този електрод се нарича катод.
Нека разгледаме по-подробно принципа на работа на галваничните клетки, използвайки примера на елемент, съставен от цинкови и медни електроди. Такъв елемент се нарича Елемент Якоби-Даниел (фиг. 94).
Ориз. 94. Схема на медно-цинкова галванична клетка
Всеки електрод се състои от метална пластина, потопена в солен разтвор: съответно ZnSO 4 и CuSO 4 .
Солните разтвори са разделени един от друг чрез пореста преграда, през която металните йони и SO 4 2- могат лесно да преминат. Често, вместо пореста преграда, " солен мост "- извита стъклена тръба, пълна с наситен разтвор на KCl (фиг. 95). В този случай електродите не се допират един до друг, всеки от тях е в отделен съд, които са свързани с помощта на солен мост.
Ориз. 95. Схема на медно-цинков елемент със солен мост: 1 - цинкова плоча; 2 - медна плоча; 3 - солен мост
В този случай процесът на окисление протича върху цинковия електрод:
Zn 0 - 2ē \u003d Zn 2+,
в резултат на което цинковите йони от плочата преминават в разтвор. Излишните електрони преминават през метален проводник от цинкова плоча към медна и възстановяват Cu 2+ йони, съдържащи се в разтвора
Cu 2+ + 2ē \u003d Cu 0,
които се отлагат върху плочата под формата на неутрални атоми. Останалите свободни сулфатни йони на медния електрод и Zn 2+ йони на цинковия електрод, които се появиха в излишък, се движат един към друг през пореста преграда или солев мост. Така във веригата се пренасят електрически заряди и възниква електрически ток.
В този елемент електрическата енергия се получава в резултат на химическа реакция.
Zn + CuSO 4 \u003d Cu + ZnSO 4
Основната характеристика на галваничния елемент е електродвижеща сила (емф) от които зависи токът във веригата. Тя е равна на разликата в електродните потенциали
емф \u003d E 2 - E 1
където E 1 и E 2 - съответно потенциалът на анода и катода.
За галваничен елемент на Якоби-Даниел електродвижещата сила е
емф = E Cu - E Zn
Колкото по-висока е стойността на емф. елемент, толкова по-голям е токът в неговата верига.
Според уравнението на Нернст потенциалът на медните и цинковите електроди се изчислява по формулите:
E Cu = E Cu 0 +
E Zn = E Zn 0 +
Изваждайки второто уравнение от първото, получаваме израз за изчисляване на емф. медно-цинкова галванична клетка
емф = E Cu 0 – E Zn 0 + =
E Cu 0 – E Zn 0 +
За всеки друг елемент, съставен от два метални електрода и който се основава на химическа реакция, електродвижещата сила може да се изчисли по формулата:
емф = E 2 0 – E 1 0 +
където E 2 0 и E 1 0 са стандартните електродни потенциали, съответно на катода и анода; n 2 и n 1 са стойностите на зарядите на йоните, участващи в полуреакциите, които се случват на катода и анода; a 2 и a 1 са активността на металните йони в разтворите съответно на катода и анода).
За температура от 298 K, при заместване на стойностите на константите R и F и преминаване от натурален логаритъм към десетичен логаритъм, нашето уравнение ще бъде написано по различен начин:
емф \u003d E 2 0 - E 1 0 + 0,059
Галваничните клетки могат да бъдат обозначени като диаграма. Отляво обикновено се показва електрод или полуклетка с по-нисък електроден потенциал (анод), а отдясно с по-висок електроден потенциал (катод).
При записване на електроди първо се посочва твърдата фаза (например метал в случай на метален или редокс електрод), а след това веществата, разтворени в течната фаза. Фазите са разделени една от друга с една вертикална линия. Ако една фаза съдържа няколко компонента, те се разделят със запетаи.
Интерфейсът между разтворите на два електрода е представен с пунктирана вертикална линия или две плътни линии ½½ (ако разтворите са разделени един от друг чрез солен мост).
Съгласно правилата по-горе, веригата на елемента Jacobi-Daniel изглежда така:
Zn ½ ZnSO 4 ½½ CuSO 4 ½ Cu
Галваничният елемент може също да бъде съставен от два редокс електрода с различни стойности на редокс потенциала. Такива клетки иначе се наричат редокс галванични клетки. Те също се отнасят до химически галванични клетки, т.к. тяхното действие се основава на протичането на химична реакция.
Галванична клетка, в която източникът на енергия не е химическа реакция, а работата по изравняване на концентрациите (активностите) на йони, се нарича концентрация . Може да се състои от два еднакви метални електрода, потопени в разтвори на една и съща сол, но с различна концентрация (активност) на метални йони (фиг. 96), например:
Zn ½ ZnSO 4 ½½ ZnSO 4 ½ Zn или Ag ½ AgNO 3 ½½ AgNO 3 ½ Ag
Ориз. 96. Верига за концентрация на цинк: М - солев мост, съдържащ калиев хлорид
Електродът, който е в по-разреден разтвор, се разтваря, неговите йони преминават в разтвор:
Cu - 2ē ® Cu 2+
Ag – ē ® Ag +
Самият електрод се зарежда отрицателно.
На електрода, потопен в по-концентриран разтвор, напротив, се отлагат метални йони и той е положително зареден. Така на двата електрода протичат процеси, които водят до изравняване на концентрацията на метални йони в разтворите.
В този случай потенциалите на електродите са равни:
E 1 = E 0 + ; E 2 \u003d E 0 +
Като извадим първото уравнение от второто, получаваме формула за изчисляване на емф. от концентрационния елемент:
емф \u003d E 2 - E 1 \u003d
Концентрационният елемент ще работи, докато активностите на металните йони в двата разтвора са равни; когато a 1 \u003d a 2 неговата емф. ще бъде равно на 0.
В съвременните условия най-често срещаните химически източници на ток са галваничните клетки. Въпреки индивидуалните си недостатъци, те се използват широко в електрониката и непрекъснато се работи за подобряването им. Принципът на работа на галваничния елемент е доста прост. Във воден разтвор на сярна киселина се потапят медни и цинкови плочи, които след това играят ролята на положителен и отрицателен полюс.
Принципът на действие на галваничния елемент
Когато полюсите са свързани с проводник, се появява най-простата електрическа верига. Токът вътре в елемента ще възникне от отрицателен заряд към положителен, тоест от цинкова плоча към медна. Движението на заредени частици по външната верига ще се извършва в обратна посока.
При излагане на електрически ток движението на остатъците от сярна киселина, както и на водородните йони, ще се случи в различни посоки. В този случай водородът пренася заряда върху медната плоча, а останалата киселина - върху цинковата плоча. Така напрежението ще се поддържа на клемите. В същото време мехурчетата водород се утаяват върху медната плоча, отслабвайки цялостния ефект на елемента и създавайки допълнително напрежение. Това напрежение е известно като поляризационна електродвижеща сила. За да се избегне това явление, в състава се въвежда вещество, което е способно да абсорбира водородни атоми и да изпълнява функцията на деполяризация.
Галванични клетки: предимства и недостатъци
За производството на съвременните галванични елементи се използват различни материали. Най-често срещаните са материали, базирани на въглеродно-цинкови елементи, използвани за нокти.
Основното им положително качество се счита за относително ниска цена. Такива елементи обаче имат ниска мощност и кратък срок на годност. Най-добрият вариант е използването на алкални елементи. Тук не въглища, а алкален разтвор действа като електролит. При разреждане не се отделя газ, което осигурява пълна херметичност. Алкалните елементи имат по-дълъг срок на годност.
Общият принцип на работа на галванична клетка за всичките им видове е абсолютно еднакъв. Например елементите на базата на живачен оксид структурно наподобяват алкалните. Характеризират се с повишена устойчивост на високи температури, висока механична якост и стабилна стойност на напрежението. Недостатъкът е токсичността на живака, което изисква внимателно боравене с отработените елементи.
Пример за химически галваничен елемент е елементът на Якоби-Даниел (фиг. 6). Състои се от меден електрод (медна плоча, потопена в разтвор на CuSO 4) и цинков електрод (цинкова плоча, потопена в разтвор на ZnSO 4). На повърхността на цинкова плоча се появява DES и се установява равновесие
Zn ⇄ Zn 2+ + 2ē
В този случай възниква електродният потенциал на цинка и електродната верига ще изглежда като Zn|ZnSO 4 или Zn|Zn 2+.
По подобен начин DES също се появява върху медна плоча и се установява равновесие
Cu ⇄ Cu 2+ + 2ē
Следователно възниква електроден потенциал от мед и електродната верига ще изглежда като Cu|CuSO 4 или Cu|Cu 2+.
На Zn електрода (електрохимично по-активен) процесът на окисление протича: Zn - 2ē → Zn 2+. На Cu-електрода (електрохимично по-малко активен) протича процесът на редукция: Cu 2+ + 2ē → Cu.
Ориз. 6 Схема на медно-цинкова галванична клетка
Общото уравнение на електрохимичната реакция:
Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu
или Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu
Тъй като веригата на химическа галванична клетка е написана според правилото "десен плюс", тогава веригата на клетката на Якоби-Даниел ще изглежда така
Двойната лента в диаграмата показва електролитния контакт между електродите, обикновено осъществяван посредством солев мост.
В манган-цинковия галваничен елемент (фиг. 7), както и в медно-цинковия, цинковият електрод служи като анод. Положителният електрод се пресова от смес от манганов диоксид с графит и ацетиленови сажди под формата на "агломератна" колона, в средата на която е поставен въглероден прът - токоприемник.
Ориз. 7 Схема на суха манган-цинкова клетка
1 - анод (цинкова чаша), 2 - катод (смес от манганов диоксид с графит), 3 - графитен токоприемник с метална капачка,
4 - електролит
Електролитът, използван в манганово-цинкови клетки, съдържащ амониев хлорид, поради хидролизата на NH 4 CI, има леко кисела реакция. В киселия електролит се извършва процес на генериране на ток на положителния електрод:
МnO 2 + 4Н + + 2ē → Мn 2+ + 2Н 2 O
В електролит с рН 7-8 има твърде малко водородни йони и реакцията започва да протича с участието на вода:
MnO 2 + H 2 O + ē → MnOOH + OH -
MnOOH е непълен манганов (III) хидроксид - манганит.
Тъй като водородните йони се консумират в процеса на образуване на ток, електролитът става кисел, неутрален или дори алкален. Не е възможно да се запази киселинната реакция в солевия електролит по време на разреждането на елементите. Невъзможно е да се добави киселина към солевия електролит, тъй като това ще доведе до силно саморазреждане и корозия на цинковия електрод. Тъй като манганитът се натрупва върху електрода, той може частично да реагира с цинковите йони, образувани по време на разреждането на цинковия електрод. В този случай се получава слабо разтворимо съединение - хетаеролит и разтворът се подкислява:
2MnOOH + Zn 2+ → ZnO∙Mn 2 O 3 + 2Н +
Образуването на хетаеролит предотвратява прекаленото алкализиране на електролита, когато клетката се разреди.
