Электродвижущая сила гальванического элемента

Электродвижущая сила гальванического элемента

Электродвижущая сила гальванического элемента

Электродвижущая сила — это сила не электростатического происхождения, которая производит разделение зарядов.

Работа, которая совершается в цепи при прохождении тока, равняется работе сторонних электродвижущих сил (ЭДС).

Распространенными источниками постоянного тока служат гальванические элементы и аккумуляторы.

Электрический ток открыл в конце XVIII века Л. Гальвани, но он не смог дать правильное истолкование своим экспериментам. Это сделал А. Вольта. Однако ряд источников постоянного тока назвали по имени Гальвани.

Разность потенциалов появляется не только тогда, когда контактируют твердые тела, но и твердые тела и жидкости. При таких контактах возможно прохождение химических реакций.

Так, при помещении цинковой пластинки ($Zn$) в раствор серной кислоты ($H_2SO_4$) цинк растворяется. При этом в раствор поступают не нейтральные атомы цинка, а положительные ионы ($Zn{++}$), в результате раствор заряжается положительно, а пластина из цинка получает отрицательный заряд. В таком случае между раствором и пластиной появляется разность потенциалов.

Если достигнуто некоторое значение потенциала металла, по отношению к раствору, который называется электрохимическим, уход ионов из пластинки цинка в раствор заканчивается. Электрохимический потенциал связан со свойствами металла, жидкости и концентрации ионов металла в растворе.

Если металл контактирует с водой, то его заряд больше, чем если металл находится в растворе соли, имеющем ионы металла. При большой концентрации ионов металла в растворе, возможен обратный процесс. В таком случае положительные ионы смогут выпадать в осадок на металл, тогда металлическая пластинка зарядится положительно.

Получается, что при разных комбинациях металлов, жидкостей и концентраций ионов в растворах могут появляться разные электрохимические потенциалы.

Ничего непонятно?

Попробуй обратиться за помощью к преподавателям

Так как электрохимический потенциал связан с концентрацией ионов металла, принято использовать раствор в котором в одном литре раствора имеется моль ионов металла, деленный на валентность иона. При этом электрохимический потенциал металла в таком растворе называют абсолютным нормальным электрохимическим потенциалом. Для растворов в серной кислоте данный потенциал:

  • для цинка равен -0,5 В;
  • для меди равен +0,6 В.

При погружении двух разных металлов в раствор между ними появляется разность потенциалов, которая равна разности их электрохимических потенциалов.

Определение 1

Систему из двух металлов в растворе называют гальваническим элементом. Разность потенциалов между металлами называют электродвижущей силой элемента.

Элемент Вольта

Данный гальванический элемент составлен из медной и цинковой пластинок, которые размещают в растворе серной кислоты (рис.1). Электрохимические потенциалы цинка и меди указаны выше, получим ЭДС элемента Вольта равна:

$Ɛ=0,6-(-0,5)=1,1 (В).$

Рисунок 1. Элемент Вольта. Автор24 — интернет-биржа студенческих работ

Область действия сторонних ЭДС

Не следует считать, что сторонние ЭДС занимают все пространство между пластинами. В элементе Вольта возникают две сторонние ЭДС, которые распространены в поверхностных слоях, где соприкасаются пластинки с раствором кислоты. Данные слои имеют толщину около диаметра молекулы. Во всем остальном объеме раствора сторонних ЭДС нет.

Если соединить пластины элемента при помощи проводника, то в нем возникнет электрический ток, направленный от медной пластины (положительного электрода) к пластине из цинка (отрицательному электроду).

В растворе в пространстве между электродами, ток направлен от цинка к меди. Получается, что линии постоянного тока замкнуты.

Определим, каково изменение потенциала в цепи с током. В направлении течения тока потенциал уменьшается на сопротивлении проводника. Рассмотрим рис.2, который отражает изменение потенциала в замкнутом контуре, который имеет в качестве источника ЭДС элемент Вольта.

Точки $A$ и $B$ соответствуют поверхностным контактам медного и цинкового электродов с растворами, в которых работают сторонние электродвижущие силы. Разность этих сил равна сторонней ЭДС элемента. Эта ЭДС равняется суммарному падению потенциала на сопротивлении внешней цепи на участке $AGB$ и на сопротивлении электролита на участке $BDA$.

Сопротивление электролита называют внутренним сопротивлением элемента.

Закон Ома для всей цепи запишем как:

$Ɛ_{st}=I(R+r) (1)$,

где:

  • $Ɛ_{st}$ — сторонняя ЭДС элемента;
  • $R$ — сопротивление внешней цепи;
  • $r$ — внутреннее сопротивление элемента.

Сторонняя ЭДС элемента определена свойствами элемента и не связана с силой тока в цепи. Формула (1) показывает, что падение напряжения на внешней цепи ($U=IR$) не равно ЭДС элемента, а всегда меньше ее:

$IR= Ɛ_{st}-Ir$(2).

$U$ — напряжение между клеммами работающего элемента, при течении тока в цепи. Из выражения (2) следует, что если сила тока увеличивается, то напряжение во внешней цепи становится меньше. Причем, это уменьшение тем больше, чем больше внутреннее сопротивления элемента.

При применении гальванического элемента желательно, чтобы напряжение во внешней цепи было наименее зависимым от нагрузки (от силы тока).

Значимой характеристикой элемента является его внутреннее сопротивление. Чем меньше внутреннее сопротивление элемента при прочих равных условиях, тем выше качество источника ЭДС.

Закон сохранения энергии для цепи с током с источником ЭДС гальваническим элементом

Рассмотрим закон сохранения энергии в цепи с током для цепи рис.2.

Рисунок 2. Цепь с током и гальваническим элементом. Автор24 — интернет-биржа студенческих работ

Пусть $A_1$ — работа электрического поля при перемещении заряда $q$ по замкнутой цепи; $A_2$ — работа сторонних ЭДС. Электрическое поле совершает работу на участках, где потенциал падает от $\varphi_{1}$ до $\varphi_{2}$ (внешняя цепь) и от $\varphi_{3}$ до $\varphi_{4}$ ( за счет сопротивления раствора току внутри элемента).

$A_{1}=\left( \varphi_{1}-\varphi_{2} \right)q+\left( \varphi_{3}-\varphi_{4} \right)q\left( 3 \right)$.

Работа сторонних сил в слоях толщины диаметра молекулы ведет к увеличению потенциалов от $\varphi_{4}$ до $\varphi_{1}$ на пластинке из меди и от $\varphi_{2}$ до $\varphi_{3}$ на пластинке из цикла.

Работа сторонних ЭДС равна:

$ A_{2}=\left( \varphi_{1}-\varphi_{4} \right)q+\left( \varphi_{3}-\varphi_{2} \right)q=\left( \varphi_{1}-\varphi_{2} \right)q+\left( \varphi_{3}-\varphi_{4} \right)q\left( 4 \right)$.

Выражения (3) и (4) показывают, что:

$A_1=A_2 (5),$

работа, которая совершается в цепи при течении тока, равна работе сторонних ЭДС.

Источник: https://spravochnick.ru/fizika/elektrodvizhuschaya_sila_eds/elektrodvizhuschaya_sila_galvanicheskogo_elementa/

Гальванические элементы и их электродвижущая сила

Электродвижущая сила гальванического элемента

Устройство, в котором энергия химической реакции непосредственно превращается в электрическую энергию, называется галь­ваническим элементом.

Гальванический элемент состоит из двух соприкасающихся друг с другом растворов электролитов, в которые погружены металличе­ские пластинки — электроды, соединенные между собой внешним проводником. Гальванический элемент, дающий электрический ток, находится в неравновесном состоянии.

С уменьшением силы тока разность потенциалов между электродами возрастает. Если сила тока бесконечно мала и система практически находится в состоянии равновесия, элемент этот работает обратимо.

Максимальная раз­ность потенциалов, достигаемая при обратимой работе галь­ванического элемента, называется его электродвижущей силой (эдс).

Элемент называется необратимым, если в системе хотя бы один из процессов является термодинамически необратимым.

В качестве обратимого гальванического элемента рассмотрим элемент Якоби — Даниеля, который состоит из медного и цинкового электродов, погруженных соответственно в растворы CuSO4 и ZnSO4. Схематически этот элемент изображается следующим образом:

Здесь поверхность раздела двух фаз, между которыми имеет место скачок потенциала, обозначена вертикальной линейкой.

Двойная линейка означает, что в месте соприкосновения двух растворов скачок потенциала, обусловленный различной ско­ростью диффузии ионов (так называемый диффузионный потенци­ал), снят и его можно не учитывать при вычислении эдс этого элемента.

Металл с большей величиной стандартного потенциала (положительный электрод) принято писать слева, а с меньшей ве­личиной (отрицательный электрод)—справа.

Общий вид гальванического элемента Якоби — Даниеля показан на рис. 4.10. В пористом сосуде 1 находится раствор CuSO4, в кото­рый погружен медный электрод. Этот сосуд помещен в стеклянную банку 2, содержащую цинковый электрод, находящийся в раство­ре ZnSO4.

На границе раздела фаз металл — жидкость образуется двойной электрический слой, при этом поверхность металла заряжается от­рицательно, прилегающий слой — положительно.

При разомкнутой цепи процесс растворения цинка быстро достигает равновесного со­стояния и приостанавливается.

Если цинковый электрод соединить каким-либо проводником с медным электродом, будет наблюдаться совершенно иная картина (рис. 4.11).

Рис. 4.11 Возникновение э.д.с. в элементе Якоби – Даниэля mn – пористая мембрана, проницаемая для ионов
Рис.4.10 Гальванический элемент Якоби — Даниэля

В этом случае избыточные элек­троны с цинкового электрода потекут на медный, и во внешней це­пи возникнет электрический ток, который можно измерить c по­мощью гальванометра. Электроны, перешедшие на медь, нейтрали­зуют осадившиеся на ней из раствора CuSO4 ионы Сu2+, превращая их в электронейтральные атомы меди.

Остающиеся свободными сульфат-ионы через пористые стенки сосуда 1 проникают во внешнюю жидкость и, соединяясь с катиона­ми Zn2+ металлического цинка, дают ZnSO4.

С другой стороны, ка­тионы цинка в процессе работы гальванического элемента также диффундируют из сосуда 2 через пористую перегородку в сосуд 1, замещая там перешедшие на медную пластинку катионы Сu2+.

В результате этого раствор CuSO4 в сосуде 1 постепенно превраща­ется в ZnSO4.

По мере удаления по внешней цепи с цинковой пластинки из­бытка электронов все новые количества катионов Zn2+ будут пере­ходить в раствор. Гальванический элемент будет работать до тех пор, пока весь цинковый электрод не растворится, т. е. перейдет в состояние катионов Zn2+. После этого электрический ток прекраща­ется.

При работе гальванического элемента происходит одновремен­ный перенос электричества по двум цепям: внешней (поток электро­нов по проволоке) и внутренней (поток катионов в жидкой фазе элемента). Как видно из рис. 4.

11, цинк для внешней цепи играет роль катода (посылает во внешнюю цепь отрицательно заряженные элек­троны), а для внутренней цепи — анода (посылает во внутреннюю цепь положительно заряженные катионы).

Медь для внешней цепи играет роль анода (акцептор электронов), а для внутренней — роль катода (акцептор электронов).

Гальваническая цепь может быть составлена из пар самых раз­нообразных металлов, из которых каждый погружен в раствор сво­ей соли. Например:

Э.д.с. всех гальванических элементов слагается из величин по­тенциалов, возникающих на всех границах раздела. Без учета диф­фузионного потенциала основное уравнение э.д.с. будет иметь вид

4.91

где Е — э.д.с. гальванического элемента, ε1 и ε2 — электродные по­тенциалы.

Э.д.с. любого гальванического элемента равна разности его элек­тродных потенциалов.

Уравнение (4.91) широко используется в электрохимии, и на нем основаны все расчеты, связанные с работой гальванических эле­ментов.

В качестве примера рассмотрим, чему будет равняться э.д.с. только что рассмотренного гальванического элемента Якоби — Даниеля, если концентрации (активности) ионов цинка и меди равны между собой, т. е. аZn2+ = αCu2+ наглядности расчета запи­шем эту цепь:

На основании уравнения (4.91) э.д.с. этой цепи будет равна:

4.92

Используя уравнение Нернста, можем записать

4.93

С учетом этого уравнение (4.91) может быть представлено так:

4.94

Поскольку по условию задачи aCu2+ = aZn2+ , уравнение (4.94) еще более упростится:

4.95

Э.д.с. гальванического элемента, составленного из двух разных электродов, но с одинаковой концентрацией (активностью) их со­лей, равна разности стандартных потенциалов этих элементов.

Подставляя численные значения и , получим E=+0,34—(—0,76)=1,1 В. Опыт показывает, что эта величина очень хорошо совпадает с экспериментально найденной э.д.с. медно — цинкового элемента.

Предыдущая17181920212223242526272829303132Следующая

Дата добавления: 2016-02-20; просмотров: 2239; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ

ПОСМОТРЕТЬ ЁЩЕ:

Источник: https://helpiks.org/7-14678.html

Электродвижущая сила (ЭДС) гальванического элемента

Электродвижущая сила гальванического элемента

Реакции на электродах

Элемент Даниэля-Якоби

Гальванический элемент

(рис.DSC00804)

Если соединить цинковый и медный электроды проводником, то электроны будут переходить с цинковой пластины, заряженной отрицательно, на медную, заряженную или менее отрицательно, или даже положительно. Появляется электрический ток. При этом равновесие ДЭС нарушается. Новые ионы цинка будут переходить в раствор. На медной пластинке будут разряжаться ионы меди. Пойдет самопроизвольный процесс.

Гальваническим элементом называется устройство, в котором химическая энергия превратится в электрическую.

(А) Zn + Cu2+→ Zn2+ + Cu — окисление

Электрод, на котором происходит окисление, называется анодом, в гальваническом элементе обозначается А(-).

(К) Cu2+ + 2e→ Cu — восстановление

Реакция в гальванических элементах в ионной форме Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu

В молекулярной форме Zn + CuSO4 → Zn SO4 + Cu

Условная запись гальванического элемента (-) Zn׀ Zn2+¦ Cu2+׀ Cu (+)

С ключом (нет диффузионного потенциала на границе двух растворов)

(-) Zn׀ Zn2+ ║ Cu2+׀ Cu (+)

ЭДС источника тока называется величина, численно равная работе сторонних сил по перемещению единичного заряда внутри источника тока с одного полюса на другой.

Согласно закону Ома для полной цепи, разность потенциалов на полюсах источника тока меньше, чем ЭДС на величину падения напряжения внутри источника тока.

Если ток в цепи бесконечно мал, то гальванический элемент работает обратимо, электродные потенциалы являются равновесными, падение напряжения внутри источника тока бесконечно мало. ЭДС гальванического элемента равна разности равновесных электродных потенциалов:

В гальваническом элементе работа сторонних сил – это полезная работа химических реакций (полезная работа равна всей работе за вычетом работы расширения).

В обратимых условиях работы полезная работа максимально равна убыли энергии Гиббса.

Изменение энергии Гиббса в ходе реакции вычисляется по уравнению изотермы реакции.

Для реакции

ν1А1 + ν2А2 → ν3А3 + ν4А4

,

здесь ΔG вычислена в расчете на один пробег реакции, то есть на 1 моль того вещества, которое имеет стехиометрический коэффициент, равный 1 или на νi молей вещества с коэффициентом νi. При этом, заряд, проходящий через раствор

,

где Z — зарядовое число, F – постоянная Фарадея.

ЭДС гальванического элемента

— уравнение Нернста.

Здесь — стандартная ЭДС.

Пример. Для гальванического элемента Даниэля-Якоби.

Zn + Cu2+↔ Zn2+ + Cu

Определение электродных потенциалов

Электродный потенциал – это разность потенциалов между металлом и раствором. Для его измерения в раствор нужно вводить второй электрод, поэтому измерять приходится разность потенциалов между первым и вторым электродом.

В качестве второго электрода – электрода сравнения принимают нормальный (стандартный) водородный электрод. Его потенциал принимают равным нулю.

(рис.DSC00806, DSC00809)

Достоинства: высокая точность воспроизведения потенциала. Недостаток: чувствительность к условиям работы.

Более удобно использовать в качестве электрода сравнения другой электрод , например, каломельный (хлорсеребряный) электрод. Его потенциал измерен относительно водородного.

(рис.DSC00799)

Достоинства: стабильность работы, т.к. концентрация анионов Сl-, от которой зависит потенциал практически постоянна.

Для того, чтобы определить потенциал исследуемого электрода (например цинкового) надо этот электрод соединить с водородным и измерить ЭДС полученного гальванического элемента. При этом предполагается, что исследуемый электрод имеет положительный потенциал, поэтому он записывается справа.

Pt, H2 | H+ || Zn2+ |І Zn

Предполагаемая реакция Zn2+ + H2 ↔ Zn + 2H+

ЭДС этого элемента

φZn2+ І Zn = φ0 Zn2+ І Zn +(RT/2F) ln aZn2+

Получаем формулу для расчета потенциала металлического электрода

при 250С

.

Измерение ЭДС

ЭДС гальванического элемента равна разности равновесных электродных потенциалов. Электродные потенциалы являются равновесными, если сила тока в них бесконечно мала. Поэтому для измерения ЭДС применяют компенсационный метод.

Метод Поггендорфа.

(рис.DSCOO798)

Метод заключается в том, что ЭДС исследуемого элемента компенсируется напряжением, взятым от батареи, ЭДС которой известна. ЭДС батареи перед измерением проверяется по нормальному элементу, ЭДС которого известна с высокой точностью и сохраняет свое значение очень долго.

Измерение ЭДС заключается в следующем: перемещением рукоятки потенциометра измеряют его сопротивление и, соответственно , напряжение , подаваемое на исследуемый элемент. Добиваются такого положения рукоятки потенциометра, при котором сила тока в цепи, измеряется гальванометром I=0. при этом ЭДС исследуемого элемента

,

где ЕА – ЭДС батареи, RA – полное сопротивление потенциометра, Rx – сопротивление части потенциометра, с которой снимается напряжение, подаваемое на гальванический элемент.

(6) Классификация электродов

1. Электроды первого рода – это электроды, обратимые относительно катиона или аниона.

Пример:

1) Zn2+ І Zn – цинковый электрод.

Zn2+ + 2е ↔ Zn

φ = φ0 + RT / 2F * ln a Zn2+

2) хлорный электрод Сl- І 1/2 Сl2,Pt

1/2 Сl2 + e ↔ Сl-

φ = φ0 + RT / F * ln a Cl-

2. Электроды второго рода – это система в которых металл электрода покрыт малорастворимой солью этого металла и находится в растворе, содержащим хорошо растворимый электролит с теми же анионами.

Примеры: 1) Каломелевый

2) Хлорсеребряный электрод

Сl- І AgCl, Ag

AgCl + e ↔ Ag + Сl-

φ = φ0 — RT / F * ln a Сl –

Потенциал такого электрода имеет стабильное значение, так как раствор содержит большое количество анионов, концентрация которых при работе электрода мало изменяется.

3. Окислительно-восстановительные электроды (редокс-электроды), у них окислительная и восстановительная формы находятся в растворе, а электроны отводятся из раствора с помощью инертного металла (Pt).

Пример:

1) Fe3+, Fe2+ І Pt

Fe3+ + e ↔ Fe2+

2) хингидронный электрод H+ І хг, Pt

хг – это эквимолярная смесь хинона (С6H4O2) и гидрохинона (С6H4(OH)2)

С6H4O2 + 2 H+ + 2e ↔ = С6H4(OH)2

Достоинства этого электрода: простота, зависимость от pH среды. Недостаток: не работает в щелочной среде. Отмечают также газовые электроды, амальгамные электроды (раствор металла в ртути).

Классификация гальванических элементов.

1. Химические гальванические элементы, в них ЭДС возникает вследствие различной химической природы электродов.

Пример: гальванический элемент Даниэля-Якоби

2. Концентрационные, в них ЭДС возникает вследствие различной концентрации (активности) растворов или электродов.

Примеры:

1) Аg І AgNO3 І І AgNO3 І Ag

, если а2 >a1

2) Hg, Zn І ZnSO4 І Zn, Hg

, если а1>a2

Положительным будет тот, у которого активность металла в ртути меньше.

Источник: https://studopedia.su/6_10654_elektrodvizhushchaya-sila-eds-galvanicheskogo-elementa.html

Эдс гальванического элемента

Электродвижущая сила гальванического элемента

Гальваническим элементом (ГЭ) называется прибор (устройство), в котором энергия химической реакции превращается в электрическую.

Катодом гальванического элемента всегда является электрод, имеющий бо́льшее значение потенциала, а анодом – электрод, имеющий меньшее значение потенциала.

Разность потенциалов катода и анода называется электродвижущей силой (ЭДС) гальванического элемента и вычисляется по формуле:

ЭДС = Eкат. – Eан. (2)

При этом ЭДС всегда будет величиной положительной.

В гальванических элементах перенос электронов от восстановителя к окислителю происходит по внешнему пути, а не непосредственно между реагентами.

На рисунке показан гальванический элемент (ГЭ), в котором используется окислительно-восстановительная реакция между металлическим цинком и ионами меди Cu+2, описываемая уравнением:

Zn + Cu+2 → Zn+2 + Cu. (3)

Способность отдавать ионы в раствор у цинка больше, чем у меди, поэтому концентрация избыточных электронов на цинковом электроде больше. Если соединить электроды внешним проводом, то электроны с цинка будут переходить на медь. При этом будут происходить процессы:

Анод (–): 1| Zn↓ – 2ē → Zn+2 – окисление;

Катод (+): 1| Cu+2 + 2ē → Cu↓ – восстановление;

Zn↓ + Cu+2 → Zn+2 + Cu↓.

Zn↓ + CuSO4 → ZnSO4 + Cu↓

Любой гальванический элемент состоит из двух полуэлементов, в одном из которых происходит процесс окисления, а в другом – процесс восстановления (полуэлемент – электрод, погружённый в раствор электролита). Процесс окисления всегда идёт на аноде, а процесс восстановления – на катоде.

Накапливание ионов Zn+2 в первом сосуде и SO42− – во втором приведёт к остановке реакций. Во избежание этого оба раствора соединяют с помощью U-образной трубки («солевого мостика»), заполненной раствором электролита (как правило, KCl + агар-агар). Это делает возможной диффузию ионов Zn+2 и SO42− (можно использовать и мембрану).

Рассмотренный элемент Даниэля – Яко́би можно изобразить при помощи схемы:

(−) Zn | ZnSO4 || CuSO4 | Cu (+).

Потенциал электрода, погружённого в раствор своей соли, может быть рассчитан по уравнению Нернста:

, (4)

где

– стандартный электродный потенциал;

R – универсальная газовая постоянная (R = 8,314 Дж/(моль∙K));

T – температура (в °K);

n – число отдаваемых или присоединяемых электронов;

F – число Фарадея (F = 96500 Кл/моль);

[Men+] – молярная концентрация ионов металла в растворе.

Для комнатной температуры (25°C) уравнение Нернста можно записать в виде:

(5)

Уравнение Нернста для водородного электрода с учётом международного соглашения имеет вид:

, (6)

где – давление газообразного водорода.

Если давление водорода равно 1 атм, то, с учётом численных значений R, T и F и перехода от натурального логарифма к десятичному, уравнение (6) принимает вид:

(7)

Из формулы (7) следует, что потенциал водородного электрода равен нулю, если концентрация ионов водорода в растворе, залитом в электрод, равна 1 моль/л.

Задача №1

Al | Al2(SO4)3, C(Al2(SO4)3) = 0,05 моль/л ||; – ?

Решение:

1) Так как Al2(SO4)3 – сильный электролит, то:

Al2(SO4)3 → 2Al3+ + 3SO42−.

Найдём концентрацию ионов алюминия в растворе его соли:

[Al3+] = 2∙C(Al2(SO4)3) = 2∙0,05 = 0,1 моль/л.

2) Запишем уравнение потенциалопределяющей реакции (т.е. реакции, протекающей на границе металл – раствор):

Al3+ + 3ē ↔ Al.

Рассчитаем потенциал алюминиевого электрода по уравнению Нернста (см. формулу (5)):

= −1,66 +
+ 0,0197∙(−1) = −1,6797 В.

Задача №2

Рассчитайте ЭДС, определите анод и катод и напишите уравнение реакции, протекающей в гальваническом элементе:

Mg | MgCl2, C(MgCl2) = 0,001 моль/л || MnCl2, C(MnCl2) =
= 0,1 моль/л | Mn.

Решение:

1) Сначала рассчитаем потенциал магниевого электрода.

Так как MgCl2 – сильный электролит, то:

MgCl2 → Mg2+ + 2Cl−.

Найдём концентрацию ионов магния в растворе его соли:

[Mg2+] = C(MgCl2) = 0,001 моль/л.

Запишем уравнение потенциалопределяющей реакции для магниевого электрода: Mg2+ + 2ē ↔ Mg.

Рассчитаем потенциал магниевого электрода по уравнению Нернста:

=
= −2,37 + 0,0295∙(−3) = −2,4585 В.

2) Рассчитаем потенциал марганцевого электрода.

Так как MnCl2 – сильный электролит, то:

MnCl2 → Mn2+ + 2Cl−.

Найдём концентрацию ионов марганца в растворе его соли:

[Mn2+] = C(MnCl2) = 0,1 моль/л.

Запишем уравнение потенциалопределяющей реакции для марганцевого электрода: Mn2+ + 2ē ↔ Mn.

Рассчитаем потенциал марганцевого электрода по уравнению Нернста:

= −1,17 + 0,0295∙(−1) = −1,1995 В.

3) Тот электрод, потенциал которого больше, является катодом, тот электрод, потенциал которого меньше, – анодом. В данном случае катодом будет марганцевый электрод (у него потенциал больше), а анодом – магниевый электрод.

А (−): 1|Mg↓ − 2ē → Mg2+

К (+): 1|Mn2+ + 2ē → Mn↓

Mg↓ + Mn2+ → Mg2+ + Mn↓

Mg↓ + MnCl2 → MgCl2 + Mn↓ – уравнение реакции, протекающей в данном гальваническом элементе.

4) Рассчитаем ЭДС данного гальванического элемента:

ЭДС = Eк – Eа = −1,1995 − (−2,4585) = 1,259 В.

Источник: https://studopedia.org/14-30922.html

Электродвижущая сила (эдс) гальванического элемента

Электродвижущая сила гальванического элемента

Причинойвозникновения электрического тока вгальваническом элементе являетсяразность электродных потенциалов двухокислительно-восстановительных систем.

Эту разность обозначают символом ∆Еи называют электродвижущей силой (ЭДС)гальванического элемента.

ПосколькуЭДС — величина положительная, её находяткАк разность между большим (катод) именьшим (анод) значениями электродныхпотенциалов:

Е= Е(катода)– Е(анода).

Таблицастандартных окислительно-восстановительныхпотенциалов

Чащевсего в таких таблицах полуреакциивосстановления приводятся не в порядкеувеличения значений Ео,а группируются по признаку содержанияв них определённых элементов, например,соединения азота, марганца, хрома ит.д. Обратите внимание на следующее.

Втаблице, в соответствии с рекомендациямиИЮПАК, всеполуреакции записаны в виде процессоввосстановления,хотя в ходе любой ОВР полуреакциявосстановления всегда сочетается сполуреакцией окисления. Запомните, чтоиз двух полуреакций восстановленияслева направо всегда протекает полуреакцияс бóльшим значением Ео.

Другая полуреакция с меньшим значениемЕо всегда протекает в обратном направлениии является фактически полуреакциейокисления.Поэтому при составлении уравнений ОВРполуреакцию с меньшим значением Еонужно «превратить» в полуреакциюокисления.

Дляэтого в соответствующем уравнениинеобходимо поменять местами окисленнуюи восстановленную формы, оставивэлектроны в левой части, но перед ихчислом изменить знак с «плюса» на«минус». Учтите, что при этом знакэлектродного потенциала не меняется!

Используязначения электродных илиокислительно-восстановительныхпотенциалов полуреакций, можно выполнитьследующие операции:

1. Оценить окислительно-восстановительные свойства веществ

Изнескольких веществ болеесильнымивосстановительнымисвойствами обладает то вещество, которомусоответствует полуреакция с болеенизкимзначением потенциала. И наоборот: болеесильнымиокислительнымисвойствами обладает то вещество, которомусоответствует полуреакция с болеевысокимзначением потенциала.

2. Предсказать принципиальную возможность осуществления реакции в

указанном направлении.

Протеканиеокислительно-восстановительной реакциив данномнаправлениивозможно лишь тогда, когда потенциалполуреакции с участием используемогоокислителя будет больше потенциалаполуреакции с участием используемоговосстановителя.

3.Определить направление протеканияреакции.

ЛюбаяОВР всегда протекает в том направлении,в котором осуществляется полуреакциияс более высоким значением потенциала.Этому направлению соответствуетположительное значение ЭДС реакции.

Однако необходимо помнить, что в данномнаправлении реакция протекает практическинеобратимо при ЭДС,большейлибо равной 0,4 В.

Еслиже разность потенциалов оказываетсяменьше 0,4 В,тоОВР протекает обратимо и направлениереакции определяется условиями еепроведения.

4. Выбрать наиболее вероятную реакцию из нескольких возмож­ных

Извсех возможных ОВР наиболее вероятнойбудет та реакция, которой соответствуетмаксимальное значение (ЭДС).

3.Окислительно-восстановительныепроцессы с участием электрическоготока.Электролизрасплавов и водных растворов электролитов.Электролиз с инертными и активнымиэлектродами. Схемы процессов наэлектродах. Получение неорганическихвеществ и их очистка при помощиэлектрического тока. Химические источникитока.

1.с. 155-159; 2.с. 285-295; 3.с. 350-358; 4.с. 236; 6.с. 285-287.

Электролизэлектрохимическийокислительно-восстановительный процесс,протекающий на электродах при прохождениипостоянного электрического тока черезрасплавы или растворы электролитов.

Приэлектролизе энергия электрическоготока превращается в химическую энергиюи при этом осуществляется процесс,обратный происходящему в гальваническомэлементе.

О

Рис.5.

Схема процесса электролиза расплава хлорида кальция

братите внимание, что зарядыэлектродов при электролизе противоположнызарядам электродов в гальваническомэлементе. Поэтому:

Катодотрицательнозаряженный электрод, соединённый сотрицательным полюсом источника тока.Катод при электролизе являетсявосстановителем. На его поверхностипротекают процессы катодноговосстановления. Катод всегда изготавливаетсяиз инертных материалов (графит, платина,золото, иридий и др.)

Анод–положительнозаряженный электрод, который приэлектролизе является окислителем.На его поверхности всегда протекаютпроцессы анодного окисления. Анод можетбыть изготовлен как из инертных материалов(«инертный» или «нерастворимый» анод),так и из металлов, способных в ходеэлектролиза переходить в раствор(«растворимый анод»).

Припропускании электрического тока черезрасплав или раствор электролитасодержащиеся в нём ионы принимаютнаправленное движение: положительнозаряженные катионы направляются котрицательно заряженному катоду, аотрицательно заряженные анионы – кположительно заряженному катоду (Рис.6).

Процессына катоде.

  1. В расплавах электролитов на катоде всегда происходит восстановление катионов металлов по схеме: Меn+ + ne = Me0 .

  2. В водных растворах электролитов характер процессов на катоде определяется природой катионов:

а)катионы H+: ++ 2е= Н2.

б)катионы [Li+ – Al3+] и катионы NH4+:2О+ 2е= Н2+ 2ОН.

в)катионы [Bi3+– Au3+]:Меn++ ne= Me0.

г)катионы [Mn2+– Pb2+]:одновременно восстанавливаются катионыметаллов и молекулы воды.

Процессына инертном аноде.

  1. В расплавах электролитов.

а)анионы ОН-:4ОН— 4е= О2+ 2Н2О;

б)галогенид-анионы: 2Гал-2е= Гал20;

в)сульфид- и селенид-анионы: Э2-— 2е= Э0;

  1. В водных растворах электролитов.

а)анионы ОН-:4ОН— 4е= О2+ 2Н2О;

б)анионы Гал-кроме F-:2Гал-2е= Гал20;

в)сульфид- и селенид-анионы: Э2-— 2е= Э0;

г)анионы кислородсодержащих неорганическихкислот и анионы F-:

2H2O– 4e= O2+ 4H+

д)анионы карбоновых кислот: 2RCOO-2e= R2+ 2CO2.

Приэлектролизе с растворимым анодомпроисходит его окисление по схеме:

Ме0– ne= Men+.

Образующиесяпри этом катионы переходят в раствор и восстанавливаются на катоде. Такимобразом, электролиз с растворимым анодомзаключается в переносе металла с анодана катод.

Пример.Составимсхемы процессов, протекающих на электродахпри электролизе раствора хлорида натрияи общее уравнение процесса.

Пример.Составим схемы процессов, протекающихна электродах при электролизе растворасульфата меди(II) и общее уравнениепроцесса.

Пример.Составим схемы процессов, протекающихна электродах при электролизе растворасульфата калия и общее уравнениепроцесса.

Источник: https://studfile.net/preview/6456551/page:9/

Калькулятор ЭДС гальванического элемента | Новости науки

Электродвижущая сила гальванического элемента

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.

В таблице ниже вы можете найти электропотенциал металлов:

Электрод E⁰ [V]Li / Li⁺ -3.04Ca / Ca²⁺ -2,86Mg / Mg²⁺ -2,36Al / Al³⁺ -1,69Mn / Mn²⁺ -1,18Zn / Zn²⁺ -0,76Cr / Cr³⁺ -0,74Fe / Fe²⁺ -0,44Cd / Cd²⁺ -0,40Co / Co²⁺ -0,28Ni / Ni²⁺ -0,26Sn / Sn²⁺ -0,14Pb / Pb²⁺ -0,14Fe / Fe³⁺ -0.04H₂ / 2H⁺ 0,00Bi / Bi³⁺ +0.32Cu / Cu²⁺ +0,34Ag / Ag⁺ +0,80Hg / Hg²⁺ +0,85

Au / Au³⁺ +1,52

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:

  • батареигенераторы переменного токагальванические элементысолнечные батареитопливные элементытермопарынекоторые 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 ВE⁰ 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).

Источник: https://ab-news.ru/himicheskie-kalkulyatoryi/kalkulyator-eds-galvanicheskogo-elementa/

Электродвижущая сила гальванического элемента (ЭДС)

Электродвижущая сила гальванического элемента

Электрическая работа, получаемая с помощью гальванического элемента, будет максимальной, когда элемент работает в условиях, наиболее близких к обратимым. Максимальная разность потенциалов электродов данного гальванического элемента, которая определяется в условиях равновесия, называется его электродвижущей силой (ЭДС). Она равна разности равновесных потенциалов катода и анода элемента.

При стандартных условиях:

ЭДС0 = Dj0 = j0катода -j0анода . (7.3)

Пример 10. Вычислить ЭДС гальванического элемента, составленного из магниевого и свинцового электродов, в котором [Mg2+] = 0,1 M; [Pb2+] = 0,001 M.

Решение. j0 Mg2+/Mg = -2,37 В; j0 Pb2+/Pb = -0,13 B (табл. 7.1); j 0 магниевого электрода меньше, т.е. Mg является более активным металлом, поэтому в гальваническом элементе магний будет анодом, а свинец — катодом.

На электродах будут протекать следующие процессы:

А: Mg — 2e = Mg2+ ,

К: Pb2+ + 2e = Pb0 .

Схема гальванического элемента записывается так: Mg½Mg2+?Pb2+½Pb.

Для расчета ЭДС необходимо найти электродные потенциалы.

Согласно уравнению (7.2):

= j0 + -2,37 + 0,0295.lg 0,1 = -2,4 B;

= -0,13 + 0,0295.lg 0,001 = -0,13 + 0,0295·(-3) = -0,22 В.

ЭДС = j кат — j ан = -0,25 — ( -2,4) = 2,15 В.

Пример 11. Определить ЭДС гальванического элемента, составленного из серебряных электродов, опущенных в 0,0001 М и 0,1 М растворы AgNO3.

Решение. Гальванический элемент может быть составлен не только из различных, но и одинаковых электродов, погруженных в растворы одного и того же электролита различной концентрации (концентрационные элементы). Найдем электродные потенциалы по формуле Нернста (7.2):

j 1Ag+ / Ag = j0 + ×lg[Ag+] = 0,8 + 0,059 × lg0,001 = 0,8 + 0,059×(-3) = 0,62 В,

j 2 Ag+ / Ag = 0,8 + 0,059×lg0,1 = 0,8 — 0,059 = 0,74 В.

Поскольку j1 < j2, электрод, опущенный в 0,001 М раствор, будет являться анодом:

ЭДС = j кат — j ан = 0,74 — 0,62 = 0,12 В.

Схема такого гальванического элемента записывается так:

(-) Ag½ AgNO3(0,001М) ? AgNO3(0,1М) ½ Ag(+) .

Как уже было показано на примере водородного электрода, электроды, а следовательно, и гальванические элементы могут быть созданы не только для реакции окисления-восстановления металлов, но и для любых веществ и окислительно-восстановительных реакций, происходящих в растворах или расплавах.

Например, для реакции в растворе:

2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O

процессы окисления и восстановления можно разделить в виде полуреакций:

на аноде: 5 ½ SO32- + H20 = SO42- + 2H+ + 2? ; (0,17 В),

на катоде: 2 ½ MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O (1,51 В).

Суммируем:

2MnO4- + 5SO32- + 6H+ + 10? = 2Mn2+ + 5SO42- + 3H2O + 10?.

Токообразующая реакция:

2MnO4- + 5SO32- + 6H+ = 2Mn2+ + 5SO42- + 3H2O.

Для осуществления таких реакций обычно используют катализатор, который одновременно является проводником электронов, например платину (рис. 7.3).

Рис. 7.3. Гальванический элемент на окислительно-восстановительной реакции в растворе

Схема гальванического элемента:

Pt | SO32-, SO42-, H+|| MnO4-, Mn2+, H+| Pt .

Значения стандартных электродных потенциалов полуреакций приводятся в справочниках.

ЭДС такого элемента при стандартных условиях можно определить как разность потенциалов для полуреакций восстановления (окислителя) и окисления (восстановителя).

ЭДС = Dj0 = j0 (MnО4-/ Mn2+) — j0 (SO42- / SO32-) = 1,51 — 0,17 = 1,34 B.

Если при этом ЭДС положительна, то реакция возможна при стандартных условиях, так как DG реакции и электрическая работа (ЭДС) связаны между собой соотношением:

DG = -n×F×Dj,

где F — постоянная Фарадея (заряд, переносимый одним молем элементарных зарядов (F = 96485, или »96500Кул/моль экв);

n — заряд, переносимый одной частицей (для Zn2+ и Cu2+ n = 2);

Dj = jкатода — jанода = jок-ля — jвосст-ля.

Таким образом, разность потенциалов на электродах можно не только непосредственно измерить, но и вычислить из чисто химических экспериментальных данных. В случае нестандартных условий потенциал электрода и ЭДС элемента рассчитывается по формуле Нернста (7.1).

Например, для рассматриваемой реакции:

,

(n = 10). Так как концентрации реагентов находятся под знаком логарифма, то зависимость Dj от них слабая.

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:

Источник: https://studopedia.ru/2_86605_elektrodvizhushchaya-sila-galvanicheskogo-elementa-eds.html

Booksm
Добавить комментарий