Калькулятор ЭДС гальванического элемента — это простой инструмент, который предоставляет вам значение электродвижущей силы (EMF) для любой гальванической ячейки с заданным потенциалом электродов. Если вы немного запутались со всеми этими терминами, не волнуйтесь!
В статье ниже вы найдете краткое описание того, что такое ЭДС, как рассчитать ЭДС и примеры источников электродвижущей силы. Более того, мы подготовили объяснение окислительно-восстановительной реакции и гальванического элемента. Краткое пошаговое руководство демонстрирует использование калькулятора.
Что такое ЭДС?
ЭДС — это сокращение от электродвижущей силы. По определению, ЭДС — это сила или электрическое давление, которое генерирует ток в цепи. Единицы измерения ЭДС в вольтах [В].
Чтобы лучше понять это определение, рассмотрим типичную гальваническую ячейку, состоящую из двух электродов. Электродвижущая сила — это разность потенциалов между ними.
Кроме того, электродвижущая сила гальванического элемента определяет способность электрохимического элемента вызывать поток электронов через электрическую цепь.
Уравнение ЭДС
Электродвижущая сила электрохимической ячейки может быть рассчитана с использованием уравнения:
EMFcell [V] = Ecathode [V] — Eanode [V]
где Ecathode — это потенциал катода (в вольтах), а Eanode — это потенциал анода (в вольтах). Помните, что в ячейке потенциал катода выше, чем потенциал анода.
Электропотенциал анода и катода
Если вы хотите найти потенциал металлического электрода, один из способов — проверить гальванический ряд и найти конкретный металл в таблице. Второй способ — рассчитать его, используя уравнение Нерста, также известное как уравнение потенциала ячейки. Эта формула позволяет рассчитать восстановительный потенциал полуклеточной или полной клеточной реакции.
Как рассчитать ЭДС?
Взгляните на пример расчета ЭДС ниже.
Давайте рассмотрим ячейку Даниэля — простую электрохимическую ячейку, изобретенную в 1836 году Джоном Фредериком Даниэлем (британский химик и метеоролог). В этой ячейке медь погружается в раствор сульфата меди (II), а цинк — в раствор сульфата цинка.
Схема ячейки: (-) Zn | Zn2 + || Cu2 + | Cu (+)
Проверьте потенциал металла: электродный потенциал цинка составляет -0,76 В, а меди — +0,34 В ⇒ из-за более низкого потенциала цинк является анодом, а медь — катодом. Введите эти значения в наш калькулятор.
Рассчитайте значение ЭДС электрохимической ячейки, используя уравнение:
EMFcell = +0,34 В — (-0,76 В) = 1,10 В
Электродвижущая сила ячейки Даниэля равна 1,10 вольт.
Источники электродвижущей силы
Ниже вы можете найти несколько примеров источников ЭМП:
- батареи
- генераторы переменного тока
- гальванические элементы
- солнечные батареи
- топливные элементы
- термопары
- некоторые живые организмы (например, электрический угорь)
Каждый из перечисленных выше источников ЭДС содержит источник энергии, который вызывает поток электрических зарядов. Этими источниками могут быть химические процессы (в батареях, топливе и гальванических элементах), механические силы (в генераторах), электромагнитное излучение, излучаемое Солнцем (в солнечных элементах) и разность температур (в термопарах).
Типы электрохимических ячеек
Электрохимическая ячейка является одним из видов источников энергии. Его можно создать, поместив металлические электроды в электролит, где химическая реакция генерирует или использует электрический ток.
Электрохимические элементы, которые генерируют электрический ток, называются гальваническими элементами (названными в честь их изобретателя, итальянского физика Алессандро Вольта) или гальваническими элементами (названными в честь итальянского физика и врача Луиджи Гальвани).
Обычные батареи состоят из одного или нескольких таких элементов. В других электрохимических элементах электрический ток, подаваемый извне, используется для запуска химической реакции (которая не должна происходить самопроизвольно).
Окислительно-восстановительная реакция
Процессы восстановления и окисления происходят только вместе (невозможно, чтобы эти реакции происходили отдельно). Вот почему окислительно-восстановительные реакции могут быть описаны как две полуреакции, одна представляет процесс окисления, а другая — процесс восстановления. Давайте посмотрим на это на примере ячейки Даниэля.
В ячейке Даниэля медь погружается в раствор сульфата меди (II), а цинк — в раствор сульфата цинка. В этой ячейке цинк действует как анод (из-за более низкого электрического потенциала), а медь действует как катод (из-за более высокого электропотенциала):
E⁰ цинкового электрода = -0,76 В
E⁰ медного электрода = +0,34 В
Общая химическая реакция клетки Даниэля: Zn (s) + Cu2⁺ (aq) → Zn²⁺ (aq) + Cu (s)
Окисление (на аноде): Zn (s) → Zn²⁺ (aq) + 2e⁻
Восстановление (на катоде): Cu2⁺ (aq) + 2e⁻ → Cu (s)
Количество электронов, потерянных восстановителем, равно числу электронов, полученных окислителем (для любой окислительно-восстановительной реакции).
Э.Д.С. гальванического элемента определяется по формуле, применение которой рассмотрим в данной статье.
Содержание:
1.Что такое Э.Д.С. и от чего она зависит
2. Стандартные электродные потенциалы
2.1.Как устроен и как работает гальванический элемент с водородным электродом
2.2. Э.Д.С. гальванического элемента с водородным электродом
2.3. Э.Д.С. гальванического элемента определяется по формуле, учитывающей электродные потенциалы участников процесса
2.4. Ряд напряжений металлов. Что это такое и каково его значение
3.Примеры вычислений Э.Д.С. гальванического элемента и электродных потенциалов
Гальванический элемент является прибором, который позволяет при посредстве химической реакции получить электрическую энергию. А происходит это потому, что один металл готов отдать свои электроны другому, тот же, в свою очередь, их принять.
Но что обеспечивает такую готовность, какая сила заставляет эти электроны перемещаться?
Для сравнения способности одного металла отдавать свои электроны другому измеряют и рассчитывают электродвижущую силу (обозначим ее как Э.Д.С.)
Что такое Э.Д.С. и от чего она зависит
Сила, позволяющая перемещаться электронам по цепи в гальваническом элементе, называется электродвижущей силой (E), которая в данном случае означает то же, что и напряжение, и потенциал. Поэтому Э.Д.С. измеряется в вольтах.
Вспомним, что 1 вольт (В) представляет собой электродвижущую силу, которая позволяет заряду в 1 кулон (Кл) приобрести энергию в 1 джоуль (Дж).
ЭДС гальванического элемента определяется многими факторами:
— проводимым в элементе химическим процессом;
— концентрацией участников процесса (как реагентов, так и продуктов);
— температурой.
Если гальванический элемент работает в стандартных условиях, то его Э.Д.С. называется стандартной и обозначается Е°.
Стандартные электродные потенциалы
Еще со времен Галилея известно, что все в мире относительно. С тех пор любые события, процессы и явления мы можем рассматривать относительно других событий, процессов или явлений.
Чтобы понять, какова же Э.Д.С. конкретного металла, нужно сравнить ее с такой Э.Д.С., величина которой нам наверняка известна. Для этого был составлен гальванический элемент с газообразным водородом в качестве электрода.
Как устроен и как работает гальванический элемент с водородным электродом
Значение потенциала водородного электрода, с которым будут сравниваться величины измеряемых потенциалов электродов гальванического элемента, условно принимается на ноль.
Конечно же сам водород подключить к цепи мы не можем, так как это газообразное вещество.
Итак, в цепь включена тонкая платиновая Pt пластинка, имеющая дополнительное покрытие из платины, осажденной на ее поверхности электролитическим путем. Здесь адсорбируется газообразный водород, который дополнительно удерживается стеклянной колбой. Последняя же заполнена электролитом: 2н. раствором серной кислоты H2SO4. Кроме того, сюда из баллона подается водород H2.
Вторая часть гальванического элемента, как обычно, представлена цинковой пластинкой (анод), погруженной в раствор соли этого же металла, например, сульфата цинка ZnSO4 . Электроны анода после замыкания цепи переходят в катодное пространство и обеспечивают там восстановление ионов водорода H+:
Схематично рассмотренный гальванический элемент записывают так:
После замыкания цепи стрелка прибора покажет величину потенциала 0,76 В.
ЭДС гальванического элемента с водородным электродом
Итак. Стрелка вольтметра остановилась на значении 0,76 В. Это и есть величина Э.Д.С. гальванического элемента, устройство которого мы рассмотрели.
Поскольку в гальваническом элементе всегда одновременно протекают два противоположных процесса: окисление и восстановление, то Э.Д.С. элемента будет представлена суммой двух потенциалов: окислительного и восстановительного соответственно
Тогда посчитаем:
Поскольку в ходе процесса окисляется цинк, посчитанное (и измеренное) значение Э.Д.С. будет относиться не столько ко всему элементу, сколько к цинковому аноду.
Именно таким же образом, имея в распоряжении стандартный водородный электрод, были получены значения других стандартных электродных потенциалов.
Э.Д.С. гальванического элемента определяется по формуле, учитывающей электродные потенциалы участников процесса
Возможны случаи, когда электрод в одном гальваническом элементе является анодом, а в другом (в паре с другим металлом) катодом. Иными словами, в зависимости от ситуации он может как окисляться, так и восстанавливаться. Какой же электродный потенциал будет иметь металл?
В таких ситуациях работает правило:
потенциалы окислительного и восстановительного процессов имеют одинаковое численное значение и противоположны по знаку
Например, для цинка:
Важно отметить, что в справочных таблицах стандартных электродных потенциалов принято отображать только восстановительные процессы. Поэтому, если электрод, значение Э.Д.С. которого вам надо взять из такой таблицы, является участником окислительного процесса, вы находите в ней значение Э.Д.С. для него, как для участника восстановительного процесса, и меняете знак на противоположный.
Итак, в самом общем случае Э.Д.С. гальванического элемента определяется по формуле:
Необходимо учесть, что
Э.Д.С. гальванического элемента всегда положительна
Определим Э.Д.С. гальванического элемента, состоящего из медного и цинкового электродов, погруженных в растворы их солей:
Для вычисления воспользуемся справочной таблицей стандартных электродных потенциалов металлов и формулой для расчета Э.Д.С., учитывая, что из двух значений потенциалов, меньшее будет соответствовать окислительным процессам на аноде, а большее – восстановительным процессам на катоде.
По данным таблицы восстановительный потенциал цинка равен -0,763 В. В данном процессе цинк окисляется, значит, его окислительный потенциал составляет +0,763 В. Медь восстанавливается, ее потенциал равен +0,337 В.
Ряд напряжений металлов. Что это такое и каково его значение
Если измерить указанным выше образом значения стандартных электродных потенциалов металлов и расположить их в порядке возрастания, то получится знаменитый ряд напряжений металлов (не совсем верный термин). Лучше его называть рядом стандартных электродных потенциалов металлов. Он имеет еще несколько названий: электрохимический ряд активности металлов, ряд Бекетова. В нем кроме металлов присутствует единственный неметалл водород. Надеемся, теперь понятно, почему.
Вот этот ряд:
Li Rb K Cs Ba Sr Ca Na Mg Be Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
Каково же значение данного ряда?
По величинам стандартных электродных потенциалов можно предположить, насколько ярко выражены те или иные свойства соответствующих металлов:
1) Чем меньше величина потенциала, тем более активным является металл. Так, ряд начинается литием. Величина его потенциала Е°=-3,045 В. Это самое маленькое значение среди всех остальных. И действительно, литий очень активный металл. Он легко окисляется и трудно восстанавливается из своего иона.
2) Все металлы, стоящие в данном ряду левее водорода (т.е. имеющие отрицательное значение потенциала) вытесняют его из разбавленных кислот (кислот, подобных соляной, серной).
3) Каждый предыдущий металл ряда вытесняет все последующие из растворов их солей. Например:
Этот вывод можно подтвердить расчетами:
А вот такая реакция не возможна:
И это также легко подтверждается вычислением Э.Д.С. предполагаемого окислительно-восстановительного процесса:
Полученное отрицательное значение Э.Д.С. говорит о том, что переход электронов с меди на железо не возможен.
4) Если построить из металлов данного ряда гальванический элемент, то его Э.Д.С. будет тем больше, чем больше разность стандартных электродных потенциалов этих металлов.
Например, какой окислительно-восстановительный процесс будет идти эффективнее: вытеснение железа из его соли магнием или цинком? Для ответа на этот вопрос необходимо посчитать Э.Д.С. обоих процессов и сравнить полученные значения:
В обоих случаях Э.Д.С. положительна. Значит, процессы возможны. Однако, взаимодействие сульфата железа (II) с магнием более эффективно, чем с цинком почти в 6 раз.
Примеры вычислений Э.Д.С. гальванического элемента и электродных потенциалов
Разберем еще несколько примеров, в которых применяется формула, по которой определяется Э.Д.С. гальванического элемента.
Задача 1. Рассчитайте, будет ли протекать реакция при погружении пластинки железа в 1М раствор сульфата никеля.
Решение:
Так как значение Э.Д.С. предполагаемой окислительно-восстановительной реакции положительное, то такая реакция возможна.
Задача 2. Рассчитайте Э.Д.С., укажите направление движения электронов в имеющейся комбинации электродов:
Решение:
Окисляется свинцовый Pb анод, его электроны будут переходить на серебряный Ag катод.
Задача 3. Подтвердите расчетом, будет ли металлический никель растворяться: а) в 2М растворе серной кислоты; б) в растворе сульфата калия с той же активностью ионов.
Решение:
Задача 4. Определите возможность протекания в водном растворе реакции между хлором и хлоридом железа (II).
Решение:
Задача 5. Вычислите стандартную Э.Д.С. гальванического элемента, в котором протекает реакция:
Решение:
Важный вывод из этой задачи:
значение Э.Д.С. гальванического элемента зависит от концентраций участников окислительно-восстановительного процесса, но не зависит от их количеств.
Количество вещества йода, которое мы умножили в окислительной полуреакции на три для соблюдения электронного баланса, не имеет значения, и поэтому величину стандартного электродного потенциала этой полуреакции на три умножать не нужно. Так же поступают во всех подобных случаях.
Таким образом, ЭДС гальванического элемента определяется по формуле, учитывающей значения стандартных электродных потенциалов. Она позволяет определить эффективность окислительно-восстановительного процесса, как в гальваническом элементе, так и при взаимодействии металла с раствором соли другого металла.
Чтобы самыми первыми узнавать о новых публикациях на сайте, присоединяйтесь к нашей группе ВКонтакте.
Алгоритм составления схемы гальванического элемента.
-
Записать схемы
электродов. -
Используя
уравнение Нернста рассчитать величины
электродных потенциалов. -
Определить,
зная, что φк
φа,
электрод-анод и электрод-катод. -
Составить
схему гальванического элемента,
используя принятую форму записи. -
Записываем
уравнения катодной, анодной и суммарной
реакций, идущих в элементе. -
Рассчитать ЭДС
гальванического элемента.
Пример
1. Составить
схему гальванического элемента, анодом
которого является магний, погруженный
в раствор соли с концентрацией 0,01М.
Решение.
1.
Записываем схему электрода: Mg|Mg2+
-
По
уравнению. Нернста рассчитываем величину
электродного потенциала:
-
Так
как в условии задачи не указан материал,
из которого изготовлен катод, то
используя соотношение φк
φа,
выбираем металл с более положительным
потенциалом. Например, цинковый электрод.
Значение потенциала выбранного электрода
определяем по таблице «Стандартные
электродные потенциалы металлов при
250С».
Следовательно,
.
-
Записываем схему
гальванического элемента:
А(-)
Mg|Mg2+||Zn2+|Zn (+)K
-
Записываем
электродные реакции:
А(-)
Mg
2e—
Mg2+
K(+)
Zn2+
+ 2e—
Zn0
Суммарная
реакция: Mg0
+ Zn2+
Mg2+
+ Zn0
-
Рассчитываем ЭДС
гальванического элемента:
Пример
2. Составьте
схему гальванического элемента,
состоящего из водородного электрода,
погруженного в раствор с рН =3 и железного
электрода, погруженного в раствор соли
с концентрацией 0.1М. Рассчитайте ЭДС
элемента.
Решение.
1.
Записываем схемы электродов:
Водородный
– 2Н+|
Н2
(Pt);
Железный
–
Fe|Fe2+
-
По
уравнению Нернста рассчитываем величину
электродного потенциала железного
электрода:
Используя
уравнение Нернста (4) рассчитываем
величину электродного потенциала
водородного электрода:
-
Используя
соотношение φк
φа
определяем электрод-анод.
Так
как величина φ-потенциала
железного электрода меньше
следовательно этот электрод является
анодом.
-
Записываем схему
гальванического элемента:
А(-) Fe|Fe2+||2H+|H2 (+)
K
-
Рассчитываем ЭДС
гальванического элемента.
Задания для
самоконтроля
-
Составьте
схему гальванического элемента,
состоящего из никелевого электрода-катода,
погруженного в раствор соли с концентрацией
0.02М. Напишите уравнения электродных
реакций и вычислите ЭДС гальванического
элемента. -
Составьте
схему гальванического элемента,
состоящего из медного электрода,
погруженного в раствор соли меди с
концентрацией 0.01М и железного электрода,
погруженного в раствор соли железа с
концентрацией 0.1М. Напишите уравнения
электродных реакций. Вычислите ЭДС
гальванического элемента. -
Составьте
схему гальванического элемента,
состоящего из стандартного водородного
электрода и ртутного электрода.
Рассчитайте его ЭДС при [Hg2+]=0,1
М. Напишите уравнения электродных
реакций. -
Составьте
схему и рассчитайте ЭДС концентрированного
гальванического элемента, составленного
из двух железных электродов, погруженных
в раствор соли железа с концентрациями
1 М и 0,01 М. Напишите уравнения электродных
реакций. -
В гальваническом
элементе протекает химическая реакция
Zn+NiSO4=ZnSO4+Ni.
Напишите его схему
и уравнения электродных реакций.
Вычислите ЭДС этого элемента при
стандартных условиях. Какой металл
вместо никеля можно взять, чтобы увеличить
ЭДС?
-
Составьте
схему гальванического элемента,
состоящего из водородного электрода,
погруженного в раствор с pH=5,
и марганцевого электрода, погруженного
в раствор соли марганца с концентрацией
0,2 М. Напишите уравнения электродных
реакций и рассчитайте его ЭДС. -
Составьте
схему гальванического элемента,
состоящего из водородного электрода,
погруженного в раствор с pH=10,
и серебряного электрода, погруженного
в раствор соли серебра с концентрацией
0,01 М. Напишите уравнения электродных
реакций и рассчитайте его ЭДС.
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]
- #
- #
- #
- #
- #
- #
- #
- #
- #
- #
- #
Определение ЭДС аккумуляторов
ЭДС покоя Eо свинцового аккумулятора с достаточной для практики точностью определяют по формуле
(1.3)
1,05 1,1 1,15 1,2 1,25 1,3 J, г/см3
Рис. 1. Изменение равновесной ЭДС и электродных потенциалов свинцового аккумулятора в зависимости от плотности электролита:
1- ЭДС; 2 — потенциал положительного электрода; 3 — потенциал отрицательного электрода
При рабочих плотностях электролита 1,07-1,30 г/см3 ЭДС не дает точного представления о степени разряженности аккумулятора, так как ЭДС разряженного аккумулятора с электролитом большей плотности будет выше. ЭДС не зависит от количества заложенных в аккумулятор активных материалов и от геометрических размеров электродов. ЭДС аккумуляторной батареи увеличивается пропорционально числу последовательно включенных аккумуляторов m:
Еаб=mЕ. (1.3.1.)
Но величину ЭДС с достаточной точностью можно определить и вольтметром без нагрузки, так как
(1.4)
| где | Uв | – показания вольтметра; |
| Iв | – сила тока потребляемая вольтметром; | |
| RА | – внутреннее сопротивление аккумулятора. |
Так как величины Iв и RА малы, то практически величина Iв·RА близка к нулю и вольтметр показывает величину Eо, т.е. Uв = Eо. Сравнивая величины ЭДС, подсчитанной и измеренной, судят о наличии неисправностей батареи.
Если Uв равно Eо, то степень разряженности, подсчитанная по плотности, соответствует действительной.
Если Uв значительно меньше Eо (Uв = 0,5…1,5 В), в аккумуляторе имеется частичное замыкание электродов. Если Uв больше Eо, в аккумуляторе сульфатированы электроды или отстоялся электролит.
Если Uв равно нулю, то в аккумуляторе имеет место полное короткое замыкание электродов или обрыв в цепи. Для уточнения неисправности необходимо замерить общее напряжение неисправного и соседнего с ним аккумулятора. Если и в этом случае не будет показаний вольтметра, значит в неисправном аккумуляторе имеется обрыв штыря баретки от мостика пластин или от межэлементного соединения. Если вольтметр покажет напряжение только одного соседнего аккумулятора, то в неисправном аккумуляторе имеется короткое замыкание.
У аккумуляторных батарей со скрытыми межэлементными соединениями замеряется ЭДС всей батареи, а ЭДС по плотности подсчитывается как сумма Eо всех аккумуляторов. Если при измерении напряжение батареи равно нулю, то в цепи одного или нескольких аккумуляторов имеется обрыв. Если при измерении напряжение батареи равно 10 В, то в одном аккумуляторе полное или в нескольких – частичное короткое замыкание.
Для измерения ЭДС у аккумуляторных батарей с внешними межэлементными соединениями используют аккумуляторный пробник Э108 или нагрузочную вилку ЛЭ-2, у аккумуляторных батарей со скрытыми межэлементными соединениями – аккумуляторный пробник Э107. Измерения проводят при выключенном нагрузочном сопротивлении. На сильно окисленных выводах необходимо сделать царапины ножками прибора для создания надежного электрического контакта.
С помощью измерения и подсчета ЭДС невозможно выявить наличие таких неисправностей, как уплотнение активного вещества и разрушение электродов. Определить эти неисправности, а также выявить общую пригодность аккумуляторных батарей к эксплуатации позволяет измерение напряжения под нагрузкой.
Неэлектростатический характер ЭДС
Внутри источника ЭДС ток течёт в направлении, противоположном нормальному. Это невозможно без дополнительной силы неэлектростатической природы, преодолевающей силу электрического отталкивания
Как показано на рисунке, электрический ток, нормальное направление которого — от «плюса» к «минусу», внутри источника ЭДС (например, внутри гальванического элемента) течёт в противоположном направлении. Направление от «плюса» к «минусу» совпадает с направлением электростатической силы, действующей на положительные заряды. Поэтому для того, чтобы заставить ток течь в противоположном направлении, необходима дополнительная сила неэлектростатической природы (центробежная сила, сила Лоренца, силы химической природы, сила со стороны вихревого электрического поля) которая бы преодолевала силу со стороны электростатического поля. Диссипативные силы, хотя и противодействуют электростатическому полю, не могут заставить ток течь в противоположном направлении, поэтому они не входят в состав сторонних сил, работа которых используется в определении ЭДС.
Советуем изучить — Краткий конспект на тему «припои и флюсы, применяемые при пайке»
От электростатики к электрокинетике
Между концом XVIII и началом XIX века работы таких учёных, как Кулон, Лагранж и Пуассон, заложили математические основы определения электростатических величин. Прогресс в понимании электричества на этом историческом этапе очевиден. Франклин уже ввёл понятие «количество электрической субстанции», но пока ещё и он, ни его преемники не смогли его измерить.
Следуя за экспериментами Гальвани, Вольта пытался найти подтверждения того, что «гальванические жидкости» животного были одной природы со статическим электричеством. В поисках истины он обнаружил, что когда два электрода из разных металлов контактируют через электролит, оба заряжаются и остаются заряженными несмотря на замыкание контура нагрузкой. Это явление не соответствовало существующим представлениям об электричестве потому, что электростатические заряды в подобном случае должны были рекомбинировать.
Вольта ввёл новое определение силы, действующей в направлении разделения зарядов и поддержании их в таком состоянии. Он назвал её электродвижущей. Подобное объяснение описания работы батареи не вписывалось в теоретические основы физики того времени. В Кулоновской парадигме первой трети XIX века э. д. с. Вольта определялась способностью одних тел вырабатывать электричество в других.
Советуем изучить — Билет №10
Важнейший вклад в объяснение работы электрических цепей внёс Ом. Результаты ряда экспериментов привели его к построению теории электропроводности. Он ввёл величину «напряжение» и определил её как разность потенциалов на контактах. Подобно Фурье, который в своей теории различал количество тепла и температуру в теплопередаче, Ом создал модель по аналогии, связывающую количество перемещаемого заряда, напряжение и электропроводность. Закон Ома не противоречил накопленным знаниям об электростатическом электричестве.
Затем, благодаря Максвеллу и Фарадею, пояснительные модели тока получили новую теорию поля. Это позволило разработать связанную с полем концепцию энергии как для статических потенциалов, так и для электродвижущей силы. Основные даты эволюции понятия ЭДС:
- 1800 г. — создание Вольтой гальванической батареи;
- 1826 г. — Ом формулирует свой закон для полной цепи;
- 1831 г. — обнаружение электромагнитной индукции Фарадеем.
Электрические цепи. Электродвижущая сила
Электрическая цепь
состоит из источника тока, потребителей электроэнергии, соединительных проводов и ключа, служащего для размыкания и замыкания цепи и других элементов (рис. 1).
Рис. 1
Рисунки, на которых изображены способы соединения электрических приборов в цепь, называются электрическими схемами
. Приборы на схемах обозначаются условными знаками.
Как отмечалось, для поддержания в цепи электрического тока необходимо, чтобы на концах ее (рис. 2) существовала постоянная разность потенциалов φ
A —
φ
B. Пусть в начальный момент времени
φ
A >
φ
B, тогда перенос положительного заряда
q
из точки
А
в точку
В
приведет к уменьшению разности потенциалов между ними. Для сохранения постоянной разности потенциалов необходимо перенести точно такой же заряд из
B
в
A
. Если в направлении
А
→
В
заряды движутся под действием сил электростатического поля, то в направлении
В
→
А
перемещение зарядов происходит против сил электростатического поля, т.е. под действием сил неэлектростатической природы, так называемых сторонних сил. Это условие выполняется в источнике тока, который поддерживает движение электрических зарядов. В большинстве источников тока движутся только электроны, в гальванических элементах — ионы обоих знаков.
Рис. 2
Источники электрического тока могут быть различны по своей конструкции, но в любом из них совершается работа по разделению положительно и отрицательно заряженных частиц. Разделение зарядов происходит под действием сторонних сил
. Сторонние силы действуют лишь внутри источника тока и могут быть обусловлены химическими процессами (аккумуляторы, гальванические элементы), действием света (фотоэлементы), изменяющимися магнитными полями (генераторы) и т.д.
Любой источник тока характеризуют электродвижущей силой — ЭДС.
Электродвижущей силой
ε
источника тока называют физическую скалярную величину, равную работе сторонних сил по перемещению единич ного положительного заряда вдоль замкнутой цепи
(~varepsilon = frac{A_{stor}}{q} .)
Единицей электродвижущей силы в СИ является вольт (В).
ЭДС является энергетической характеристикой источника тока.
В источнике тока в процессе работы по разделению заряженных частиц происходит превращение механической, световой, внутренней и т.п. энергии в электрическую. Разделенные частицы накапливаются на полюсах источника тока (места, к которым с помощью клемм или зажимов подсоединяют потребители). Один полюс источника тока заряжается положительно, другой — отрицательно. Между полюсами источника тока создается электростатическое поле. Если полюса источника тока соединить проводником, то в такой электрической цепи возникает электрический ток. При этом характер поля меняется, оно перестает быть электростатическим.
Рис. 3
На рисунке 3 схематично в виде сферического проводника изображена отрицательная клемма источника тока и сечение присоединенного к ней конца металлического провода. Пунктиром показаны некоторые линии напряженности поля клеммы до внесения в него провода, а стрелками — силы, действующие на свободные электроны провода, находящиеся в точках, помеченных цифрами. Электроны в различных точках поперечного сечения провода под действием кулоновских сил поля клеммы приобретают движение не только вдоль оси провода. Например, электрон, находящийся в точке 1
, оказывается вовлеченным в «токовое» движение. Но вблизи точек
2, 3, 4, 5
электроны имеют возможность скапливаться на поверхности провода. Причем поверхностное распределение электронов по длине провода не будет равномерным. Следовательно, подключение провода к клемме источника тока приведет к тому, что некоторые электроны начнут двигаться вдоль провода, а часть электронов будет скапливаться на поверхности. Неравномерное распределение электронов на его поверхности обеспечивает неэквипотенциальность этой поверхности, наличие составляющих напряженности электрического поля, направленных вдоль поверхности проводника. Это поле перераспределенных электронов самого проводника и обеспечивает упорядоченное движение других электронов. Если распределение электронов по поверхности проводника с течением времени не изменяется, то такое поле называют
стационарным электрическим полем
. Таким образом, главную роль в создании стационарного электрического поля играют заряды, находящиеся на полюсах источника тока. При замыкании электрической цепи взаимодействие именно этих зарядов со свободными зарядами проводника приводит к появлению на всей поверхности проводника нескомпенсированных поверхностных зарядов. Именно эти заряды создают стационарное электрическое поле внутри проводника по всей его длине. Это поле внутри проводника однородное, и линии напряженности направлены вдоль оси проводника (рис. 4). Процесс установления электрического поля вдоль проводника происходит со скоростью
c
≈ 3·108 м/с.
Рис. 4
Как и электростатическое поле, оно потенциально. Но между этими полями имеются существенные отличия:
- электростатическое поле — поле неподвижных зарядов. Источником стационарного электрического поля являются движущиеся заряды, причем общее число зарядов и картина их распределения в данном пространстве с течением времени не изменяются;
- электростатическое поле существует вне проводника. Напряженность электростатического поля всегда равна 0 внутри объема проводника, а в каждой точке внешней поверхности проводника направлена перпендикулярно к этой поверхности. Стационарное электрическое поле существует и вне и внутри проводника. Напряженность стационарного электрического поля не равна нулю внутри объема проводника, а на поверхности и внутри объема имеются составляющие напряженности, не перпендикулярные к поверхности проводника;
- потенциалы разных точек проводника, по которому проходит постоянный ток, разные (поверхность и объем проводника не эквипотенциальны). Потенциалы всех точек поверхности проводника, находящегося в электростатическом поле, одинаковы (поверхность и объем проводника эквипотенциальны);
- электростатическое поле не сопровождается появлением магнитного поля, а стационарное электрическое поле сопровождается его появлением и неразрывно с ним связано.
Взаимоиндукция
Если собрать модуль из двух катушек, в определенных условиях можно наблюдать явление взаимной индукции. Элементарное измерение покажет, что по мере увеличения расстояния между элементами уменьшается магнитный поток. Обратное явление наблюдается по мере уменьшения зазора.
Советуем изучить — Подземные трансформаторные подстанции и их оборудование общие сведения
Чтобы находить подходящие компоненты при создании электрических схем, необходимо изучить тематические вычисления:
- можно взять для примера катушки с разным количеством витков (n1 и n2);
- взаимоиндукция (M2) при прохождении по первому контуру тока I1 будет вычислена следующим образом:
M2 = (n2 * F)/ I1
после преобразования этого выражения определяют значение магнитного потока:
F = (M2/ n2) *I1
для расчета эдс электромагнитной индукции формула подойдет из описания базовых принципов:
E2 = – n2 * ΔF/ Δt = M 2 * ΔI1/ Δt
При необходимости можно найти по аналогичному алгоритму соотношение для первой катушки:
E1 = – n1 * ΔF/ Δt = M 1 * ΔI2/ Δt.
Следует обратить внимание, что в этом случае значение имеет сила (I2) во втором рабочем контуре. Совместное влияние (взаимоиндукцию – М) рассчитывают по формуле:
Совместное влияние (взаимоиндукцию – М) рассчитывают по формуле:
M = K * √(L1 * l2).
Специальным коэффициентом (K) учитывают действительную силу связи между катушками.
СХЕМА РАБОТЫ ГАЛЬВАНИЧЕСКОГО ЭЛЕМЕНТА И ТИПОВЫЕ ЗАДАЧИ
Фундаментальные законы физики и химии, и в том числе, закон сохранения массы и энергии вещества, находят свое подтверждение на уровне перемещения мельчайших частиц – электронов, массами которых в химии обычно пренебрегают.
Речь идет об окислительно-восстановительных процессах, сопровождающихся переходом электронов от одних веществ (восстановителей) к другим (окислителям). Причем вещества могут обмениваться электронами, непосредственно соприкасаясь друг с другом.
Однако существует множество случаев, когда прямого контакта веществ не происходит, а процесс окисления-восстановления все равно идет. А если он идет самопроизвольно, то при этом еще и энергия выделяется. Ее человек с успехом использует для выполнения электрической работы.
Реализуется такая возможность в гальваническом элементе, схема работы которого, а также расчеты, связанные с ним, рассматриваются в данной статье.
Простейший гальванический элемент: схема работы
Гальванический элемент – это прибор, позволяющий при посредстве химической реакции получить электрическую энергию.
Пластинка металла и вода: простые взаимоотношения
Давайте сначала разберемся, что происходит с пластинкой металла, если опустить ее в воду?
Процесс схож с диссоциацией соли: диполи воды ориентируются к ионам металла и извлекают их из пластины. Но почему же тогда не происходит растворения самой пластины в воде? Все дело в строении кристаллической решетки.
Кристаллы соли состоят из катионов и анионов, поэтому диполями воды извлекаются из решетки и те, и другие.
У металла же кристаллическая решетка представлена атомами-ионами. Внутри нее всегда происходит превращение атомов в катионы за счет отщепления валентных электронов и обратный процесс: катионы снова превращаются в атомы, присоединяя электроны. Электроны являются общими для всех ионов и атомов, присутствующих в кристаллической решетке металла.
Процессы внутри металлической кристаллической решетки в обобщенном виде можно показать так:
В итоге, вода, окружающая пластинку – это уже не собственно вода, а раствор, составленный из молекул воды и перешедших в нее из пластины ионов металла. На пластине же возникает избыток электронов, которые скапливаются у ее поверхности, так как сюда притягиваются гидратированные катионы металла.
Возникает так называемый двойной электрический слой.
Бесконечно катионы металла с пластины в раствор уходить не будут, поскольку существует и обратный процесс: переход катионов из раствора на пластину. И он будет идти до тех пор, пока не наступит динамическое равновесие:
На границе раздела «металлическая пластина – раствор» возникает разность потенциала, которая называется равновесным электродным потенциалом металла.
Пластинка металла и раствор его соли: к чему приводит такое соседство
А что произойдет, если металлическую пластинку поместить не в воду, а в раствор соли этого же металла, например, цинковую пластинку Zn в раствор сульфата цинка ZnSO4?
В растворе сульфата цинка уже присутствуют катионы цинка Zn 2+ . Таким образом, при погружении в него цинковой пластины возникнет избыточное количество этих катионов, и уже известное нам равновесие (см. выше) сместится влево. Все это приведет к тому, что отрицательный заряд на пластинке будет иметь меньшее значение, так как меньшее количество катионов с нее будет переходить в раствор. Как результат – более быстрое наступление равновесия и менее значительный скачок потенциала.
Потенциал металла в растворе его же соли в момент равновесия записывают так:
Металл, погруженный в раствор электролита, называют электродом, обратимым относительно катиона.
Цинк – достаточно активный металл. А если речь будет идти о медной пластинке Cu, погруженной в раствор, например, сульфата меди (II) CuSO4?
Медь – металл малоактивный. Двойной электрический слой, конечно же, появится и в этом случае. Но! Катионы из пластинки в раствор переходить не будут. Наоборот, катионы меди (II) Cu 2+ из раствора соли начнут встраиваться в кристаллическую решетку пластинки и создавать положительный заряд на ее поверхности. Сюда же подойдут сульфат-анионы SO4 2- и создадут вокруг нее отрицательный заряд. То есть распределение зарядов в данном случае будет совершенно противоположным, чем на цинковой пластинке.
Это общая закономерность: пластинки из малоактивных металлов при погружении в раствор их солей всегда заряжаются положительно.
Как устроен гальванический элемент Даниэля-Якоби, или Так где же все-таки электрический ток?
Известно, что электрический ток – это направленное движение заряженных частиц (электронов).
На активном металле скапливаются электроны, а поверхность малоактивного металла, заряжается положительно. Если соединить проводником (например, металлической проволокой) оба металла, то электроны с одного перейдут на другой, а двойной электрический слой перестанет существовать. Это будет означать возникновение электрического тока.
Причем, ток возникает за счет окислительно-восстановительного процесса: активный металл окисляется (так как отдает электроны малоактивному), а малоактивный металл восстанавливается (так как принимает электроны от активного). Металлы друг с другом не соприкасаются, а взаимодействуют через посредника: внешнего проводника. Данная схема и есть схема гальванического элемента. Именно так устроен и работает гальванический элемент Даниэля-Якоби:
В схеме элемента показан «солевой мостик». Он представляет собой трубку, в которой присутствует электролит, не способный взаимодействовать ни с электродами (катодом или анодом), ни с электролитами в пространствах у электродов. Например, это может быть раствор сульфата натрия Na2SO4. Подобный мостик нужен для того, чтобы уравновешивать (нейтрализовать) заряды, образующиеся в растворах гальванического элемента.
Таким образом, возникшая электрическая цепь замыкается: анод → проводник с гальванометром → катод → раствор в катодном пространстве → «солевой мостик» → раствор в анодном пространстве → анод.
Анод – электрод, на котором происходит окисление (цинковая пластинка):
Электроны цинка Zn отправляются по внешней цепи (то есть по проводнику) на катод.
Катод – электрод, на котором происходит восстановление (медная пластинка):
Катионы меди Cu 2+ , пришедшие на пластинку из раствора сульфата меди (II), получают электроны цинкового анода.
В общем виде весь процесс окисления-восстановления в гальваническом элементе выглядит так:
Для любого гальванического элемента можно составить запись в виде схемы. Например, для приведенного элемента Даниэля-Якоби она будет выглядеть так:
3 – скачок потенциала (граница раздела фаз);
4 – электролит в анодном пространстве;
5 – электролит в катодном пространстве;
6 – граница между растворами (солевой мостик).
Или сокращенно:
Типовые задачи на схему гальванического элемента: примеры решения
По вопросу, рассмотренному в данной статье, возможны два основных вида задач.
Задача 1. Составьте схему гальванического элемента, в котором протекает реакция:
Решение:
Задача 2. Напишите электродные и суммарные уравнения реакций, протекающих в гальваническом элементе:
Решение:
Итак, разобрав принцип работы гальванического элемента, мы научились записывать схему его работы и определять основные процессы на электродах.
Задачи к разделу Электродные процессы, Гальванический элемент
В настоящем разделе представлены типовые задачи на гальванические элементы: Определение ЭДС гальванического элемента, составление схемы гальванического элемента, определение энергии химической реакции в кДж.
Задача 1. Вычислите значение э.д.с. гальванического элемента:
(-) Mg / MgSO4 // CuSO4 / Cu (+)
Напишите процессы на аноде и катоде, реакцию, генерирующую ток, и определите в кДж энергию химической реакции, превращающуюся в электрическую.
Решение.
Дана схема гальванического элемента, из которой видно, что анодом является магний, а катодом — медь
(-) Mg / MgSO4 // CuSO4 / Cu (+)
А: Mg 0 -2e — = Mg 2+
К : Cu 2+ +2e — = Cu
Mg 0 + Cu 2+ = Mg 2+ + Cu
Вычислим ЭДС гальванического элемента:
ЭДС =0,337 + 2,37 = 2,71 В
ΔG 0 298 = -nFE = -2∙96500∙2,71 = — 523030 Дж = — 523 кДж
Задача 2. Рассчитайте ЭДС гальванического элемента, составленного из стандартного водородного электрода и свинцового электрода, погруженного в 0,01 М раствор PbCl2. На каком электроде идёт процесс окисления, а на каком — восстановление?
Решение.
В данной паре потенциал свинца имеет более отрицательное значение, поэтому анодом является свинец:
А: Pb 0 -2e — = Pb 2+
К: 2 H + +2 e — = H 2
Pb 0 + 2H + = Pb 2+ + H2
Определим электродный потенциал свинца:
E = -0,126 + (0,059/2)∙lg0,01 = -0,185 В
Вычислим ЭДС гальванического элемента:
ЭДС = 0 + 0,185 = 0,185 В
Задача 3. По уравнению токообразующей реакции составьте схему гальванического элемента:
Ni + СuSO4 = NiSO4 + Cu Напишите уравнения анодного и катодного процессов. Рассчитайте стандартную ЭДС.
Решение.
Пользуясь таблицей стандартных электродных потенциалов, найдем E 0 Ni2+/Ni и E 0 Cu2+/Cu
В данной паре потенциал никеля имеет более отрицательное значение, поэтому анодом является никель:
А: Ni 0 -2e — = Ni 2+
К: Cu 2+ +2 e — = Cu 0
Ni 0 + Cu 2+ = Ni 2+ + Cu 0
Ni 0 + CuSO4 = NiSO4 + Cu 0
Составим схему гальванического элемента:
(-) Ni 0 |NiSO4 || CuSO4|Cu 0 (+)
Рассчитаем стандартную ЭДС реакции:
ЭДС = 0,337 – (- 0,250) = 0,587 В
Задача 4. Составьте схему гальванического элемента из магния и свинца, погруженных в растворы их солей с концентрацией ионов:
[Mg 2+ ] = 0,001 моль/л, [Pb 2+ ] = 1 моль/л. Напишите уравнения реакций, протекающих на катоде и аноде. Рассчитайте стандартную ЭДС этого элемента.
Решение.
Пользуясь таблицей стандартных электродных потенциалов, найдем E 0 Mg2+/Mg и E 0 Pb2+/Pb
В данной паре потенциал магния имеет более отрицательное значение и является анодом:
А: Mg 0 -2e — = Mg 2+
К: Pb 2+ +2 e — = Pb 0
Mg 0 + Pb 2+ = Mg 2+ + Pb 0
Составим схему гальванического элемента:
(-) Mg 0 |Mg 2+ || Pb 2+ |Pb 0 (+)
Применяя уравнение Нернста, найдем EPb2+/Pb и EMg2+/Mg заданной концентрации:
Рассчитаем стандартную ЭДС реакции
ЭДС = -0,126 – (-2,46) = 2,334 В
Задача 5. Как изменится (увеличится, уменьшится) или останется постоянной масса пластины из кобальта, погруженной в раствор, содержащий соли Fe (II), Mg, Ag (I). Напишите молекулярные уравнения реакций.
Решение.
Пользуясь таблицей стандартных электродных потенциалов, найдем E 0 Mg2+/Mg, E 0 Co2+/Co, E 0 Fe2+/Fe, E 0 Ag+/Ag
Протекание реакции возможно при условии, когда E 0 восст 0 ок.
В нашем случае восстановителем является кобальт и условие E 0 восст 0 ок соблюдается только для пары
Co 0 + Ag + = Co 2+ + Ag 0
Молекулярное уравнение, например:
В процессе пластина из кобальта будет растворяться, но одновременно на ее поверхности будет осаждаться серебро.
Из уравнения реакции видно, что при взаимодействии 1 моль кобальта, образуется 2 моль серебра.
Мольная масса кобальта M(Co) = 59 г/моль, мольная масса серебра M(Ag) = 108 г/моль.
Найдем массы металлов:
n = m/M, m = n∙M
m(Ag) = 2∙108 = 216 г.
Таким образом, масса осажденного серебра больше, чем масса растворенного кобальта, т.е. масса пластины из кобальта увеличится.
В случаях, когда пластина опущена в раствор соли железа или соли магния ее масса не изменится, т.к. кобальт не вытесняет эти металлы из их солей. Т.е. реакции не происходит и масса пластины остается неизменной.
Задача 6. Составьте схему гальванического элемента, уравнения полуреакций анодного и катодного процессов, молекулярное уравнение реакции, проходящей при работе гальванического элемента, анодом которого является никель. Подберите материал для катода. Рассчитайте стандартную ЭДС этого гальванического элемента.
Решение.
По условию задачи материал анода известен – никель. Электродный потенциал анода всегда имеет более отрицательное значение, т.е. анод состоит из более активного металла, чем катод.
Поэтому нам надо подобрать такой металл, значение потенциала которого, будет иметь большее значение, чем значение электродного потенциала никеля. Например, медь:
Составим уравнения полуреакций анодного и катодного процессов и молекулярное уравнение реакции, проходящей при работе гальванического элемента.
А: Ni 0 -2e — = Ni 2+
К: Cu 2+ +2 e — = Cu 0
Ni 0 + Cu 2+ = Ni 2+ + Cu 0
Ni 0 + CuSO4 = NiSO4 + Cu 0
Составим схему гальванического элемента:
(-) Ni 0 |NiSO4 || CuSO4|Cu 0 (+)
Рассчитаем стандартную ЭДС реакции
Как рассчитать ЭДС гальванического элемента
Решение задач на составление схемы гальванического элемента
Задание 251.
При каком условии будет работать гальванический элемент, электроды которого сделаны из одного и того же металла? Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, в котором один никелевый электрод находится в 0,001 М растворе, а другой такой же электрод — в 0,01 М растворе сульфата никеля. Ответ: 0,0295 В.
Решение:
Гальванический элемент, электроды которого сделаны из одного и того же металла будет работать при условии, что электроды будут опущены в растворы солей с разной концентрацией. Схема гальванического элемента, в котором один никелевый электрод находится в 0,001М растворе, а другой – в 0,01М растворе сульфата никеля имеет вид:
Электродный потенциал металла (Е) зависит от концентрации его ионов в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:
Е 0 – стандартный электродный потенциал металла; n – число электронов, принимающих участие в процессе; с – концентрация ионов металла в растворе его соли (при точных вычислениях – активность).
Определим электродные потенциалы никелевых электродов при разных концентрациях ионов серебра Ni 2+ , получим:
Для определения ЭДС гальванического элемента из потенциала катода следует вычесть потенциал анода, получим:
Ответ: 0,0295 В.
Задание 252.
Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из свинцовой и магниевой пластин, опущенных в растворы своих солей с концентрацией [Рb 2+ ] = [Мg 2+ ] = 0,01 моль/л. Изменится ли ЭДС этого элемента, если концентрацию каждого из ионов увеличить в одинаковое число раз? Ответ: 2,244 В.
Решение:
Схема гальванического элемента
Вертикальная линейка обозначает поверхность раздела между металлом и раствором, а две линейки — границу раздела двух жидких фаз — пористую перегородку (или соединительную трубку, заполненную раствором электролита). Магний имеет меньший потенциал (—2,37 В) и является анодом, на котором протекает окислительный процесс:
Мg 0 — 2 = Mg 2+ (1)
Свинец, потенциал которой -0,127 В — катод, т.е. электрод, на котором протекает восстановительный процесс:
Pb 2+ + 2 = Pb 0 (2)
Уравнение окислительно-восстановительной реакции, характеризующее работу данного гальванического элемента, можно получить, сложив электронные уравнения анодного (1) и катодного (2) процессов:
Mg 0 + Pb 2+ = Mg 2+ + Pb 0
Электродный потенциал металла (Е) зависит от концентрации его ионов в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:
Е 0 – стандартный электродный потенциал металла; n – число электронов, принимающих участие в процессе; с – концентрация ионов металла в растворе его соли (при точных вычислениях – активность). Определим электродные потенциалы кадмия и меди при заданных концентрациях:
Для определения ЭДС гальванического элемента из потенциала катода следует вычесть потенциал анода, получим:
Если концентрацию каждого из ионов Mg 2+ и Pb 2+ увеличить в одинаковое число раз, то ЭДС гальванического элемента не изменится, так как при этом соответственно будут уменьшаться численные значения потенциалов металлов, а разница между значениями их не изменится. Например, при увеличении концентрации ионов в 100 раз концентрация их примет значения 1 моль/л, а потенциалы электродов станут равными стандартным потенциалам металлов, то ЭДС = -0,127 – (-2,37) = 2,243 В.
Ответ: 2,243 В.
Задание 253.
Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых никель является катодом, а в другом — анодом. Напишите для каждого из этих элементов электронные уравнения реакций, протекающих на катоде и на аноде.
Решение:
а) Схема гальванического элемента, в котором никель является катодом:
Вертикальная линейка обозначает поверхность раздела между металлом и раствором, а две линейки — границу раздела двух жидких фаз — пористую перегородку (или соединительную трубку, заполненную раствором электролита). Магний имеет меньший потенциал (-2,37 В) и является анодом, на котором протекает окислительный процесс:
Mg 0 — 2 = Mg 2+ (1)
Никель, потенциал которой -0,25 В — катод, т.е. электрод, на котором протекает восстановительный процесс:
Ni 2+ + 2 = Ni 0 (2)
Уравнение окислительно-восстановительной реакции, характеризующее работу данного гальванического элемента, можно получить, сложив электронные уравнения анодного (1) и катодного (2) процессов:
Mg 0 + Ni 2+ = Mg 2+ + Ni 0
б) Схема гальванического элемента, в котором никель является анодом:
Никель имеет меньший потенциал (-0,25 В) и является анодом, на котором протекает окислительный процесс:
Ni 0 — 2 = Ni 2+ (1)
Медь, потенциал которой (+0,34 В) — катод, т.е. электрод, на котором протекает восстановительный процесс:
Сu 2+ + 2 = Сu 0 (2)
Уравнение окислительно-восстановительной реакции, характеризующее работу данного гальванического элемента, можно получить, сложив электронные уравнения анодного (1) и катодного (2) процессов:
Ni 0 + Cu 2+ = Ni 2+ + Cu 0
Задание 254.
Железная и серебряная пластины соединены внешним проводником и погружены в раствор серной кислоты. Составьте схему данного гальванического элемента и напишите электронные уравнения процессов, происходящих на аноде и на катоде.
Решение:
Стандартные электродные потенциалы железа и серебра соответственно равны -0,44 В и +0,80 В. Исходя из того, что железо имеет более электроотрицательный потенциал, чем водород 0,00 В, то между железом и раствором серной кислоты проходит реакция (железо вытесняет водород из кислоты), и железная пластинка при этом будет уменьшаться по массе:
Исходя из того, что серебро имеет более электроположительный потенциал, чем водород, то между серебром и раствором серной кислоты реакция не проходит. Но так как железная и серебряная пластины соединены внешним проводником и погружены в раствор серной кислоты, то между ними будет проходить окислительно-восстановительный процесс, в котором железная пластина будет анодом, а серебряная – катодом.
На аноде протекает процесс:
Fe 0 → Fe 2+ + 2
На катоде серебряной пластинке будут разряжаться ионы водорода:
2Н + + 2 → Н20
(-) Fe | Fe 2+ || 2H + | H2, Ag ( + )
Задание 255.
Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из пластин кадмия и магния, опущенных в растворы своих солей с концентрацией [Мg 2+ ] = [Cd 2+ ] = 1 моль/л. Изменится ли значение ЭДС, если концентрацию каждого из ионов понизить до 0,01 моль/л? Ответ: 1,967 В.
Решение:
Магний имеет меньший потенциал (-2,37 В) и является анодом, на котором протекает окислительный процесс:
Mg 0 — 2 = Mg 2+ (1)
Кадмий, потенциал которой (-0,403 В) — катод, т.е. электрод, на котором протекает восстановительный процесс:
Cd 2+ + 2 = Cd 0 (2)
Электродный потенциал металла (Е) зависит от концентрации его ионов в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:
Е 0 – стандартный электродный потенциал металла; n – число электронов, принимающих участие в процессе; с – концентрация ионов металла в растворе его соли (при точных вычислениях – активность). Определим электродные потенциалы кадмия и меди при заданных концентрациях:
Для определения ЭДС гальванического элемента из потенциала катода следует вычесть потенциал анода, получим:
Рассчитаем электродные потенциалы магния и кадмия при концентрации их ионов в растворе равной 0,01 моль/л:
Таким образом, ЭДС гальванического элемента при равном уменьшении концентрации ионов металлов в их растворах не изменяется.
http://zadachi-po-khimii.ru/obshaya-himiya/zadachi-k-razdelu-elektrodnye-processy-galvanicheskij-element.html
http://buzani.ru/zadachi/khimiya-shimanovich/940-eds-galvanicheskogo-elementa-zadaniya-21