Эдс в химии – Электродвижущая сила (эдс) гальванического элемента
Электродвижущая сила (эдс) гальванического элемента
Причиной возникновения электрического тока в гальваническом элементе является разность электродных потенциалов двух окислительно-восстановительных систем. Эту разность обозначают символом ∆Е и называют электродвижущей силой (ЭДС) гальванического элемента. Поскольку ЭДС – величина положительная, её находят кАк разность между большим (катод) и меньшим (анод) значениями электродных потенциалов:
∆Е = Е(катода) – Е(анода).
Таблица стандартных окислительно-восстановительных потенциалов
Чаще всего в таких таблицах полуреакции восстановления приводятся не в порядке увеличения значений Ео, а группируются по признаку содержания в них определённых элементов, например, соединения азота, марганца, хрома и т.д. Обратите внимание на следующее. В таблице, в соответствии с рекомендациями ИЮПАК,
Используя значения электродных или окислительно-восстановительных потенциалов полуреакций, можно выполнить следующие операции:
1. Оценить окислительно-восстановительные свойства веществ.
Из нескольких веществ более сильными восстановительными свойствами обладает то вещество, которому соответствует полуреакция с более низким значением потенциала. И наоборот: более сильными окислительными свойствами обладает то вещество, которому соответствует полуреакция с более высоким значением потенциала.
2. Предсказать принципиальную возможность осуществления реакции в
указанном направлении.
Протекание окислительно-восстановительной реакции в данном направлении возможно лишь тогда, когда потенциал полуреакции с участием используемого окислителя будет больше потенциала полуреакции с участием используемого восстановителя.
3. Определить направление протекания реакции.
Любая ОВР всегда протекает в том направлении, в котором осуществляется полуреакциия с более высоким значением потенциала. Этому направлению соответствует положительное значение ЭДС реакции. Однако необходимо помнить, что в данном направлении реакция протекает практически необратимо при ЭДС,
4. Выбрать наиболее вероятную реакцию из нескольких возможных.
Из всех возможных ОВР наиболее вероятной будет та реакция, которой соответствует максимальное значение (ЭДС).
3. Окислительно-восстановительные процессы с участием электрического тока. Электролиз расплавов и водных растворов электролитов. Электролиз с инертными и активными электродами. Схемы процессов на электродах. Получение неорганических веществ и их очистка при помощи электрического тока. Химические источники тока.
1. с. 155-159; 2. с. 285-295; 3. с. 350-358; 4. с. 236; 6. с. 285-287.
Э
лектролиз
– электрохимический
окислительно-восстановительный процесс,
протекающий на электродах при прохождении
постоянного электрического тока через
расплавы или растворы электролитов.
При электролизе энергия электрического тока превращается в химическую энергию и при этом осуществляется процесс, обратный происходящему в гальваническом элементе.
О
Рис.5.
Схема процесса электролиза расплава хлорида кальция
братите внимание, что заряды электродов при электролизе противоположны зарядам электродов в гальваническом элементе. Поэтому:Катод – отрицательно заряженный электрод, соединённый с отрицательным полюсом источника тока. Катод при электролизе является восстановителем. На его поверхности протекают процессы катодного восстановления. Катод всегда изготавливается из инертных материалов (графит, платина, золото, иридий и др.)
Анод – положительно заряженный электрод, который при электролизе является окислителем. На его поверхности всегда протекают процессы анодного окисления. Анод может быть изготовлен как из инертных материалов («инертный» или «нерастворимый» анод), так и из металлов, способных в ходе электролиза переходить в раствор («растворимый анод»).
При пропускании электрического тока через расплав или раствор электролита содержащиеся в нём ионы принимают направленное движение: положительно заряженные катионы направляются к отрицательно заряженному катоду, а отрицательно заряженные анионы – к положительно заряженному катоду (Рис. 6).
Процессы на катоде.
В расплавах электролитов на катоде всегда происходит восстановление катионов металлов по схеме: Меn+ + ne– = Me0 .
В водных растворах электролитов характер процессов на катоде определяется природой катионов:
а) катионы H+ : 2Н+ + 2е– = Н2.
б) катионы [Li+ – Al3+ ] и катионы NH4+: 2Н2О + 2е– = Н2 + 2ОН–.
в) катионы [Bi3+ – Au3+]: Меn+ + ne– = Me0 .
г) катионы [Mn2+ – Pb2+]: одновременно восстанавливаются катионы металлов и молекулы воды.
Процессы на инертном аноде.
В расплавах электролитов.
а) анионы ОН–: 4ОН– – 4е– = О2 + 2Н2О;
б) галогенид-анионы: 2Гал– -2е– = Гал20;
в) сульфид- и селенид-анионы: Э2- – 2е– = Э0;
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 неорганических кислот и анионы F–:
2H2O – 4e– = O2 + 4H+
д) анионы карбоновых кислот: 2RCOO– -2e– = R2 + 2CO2.
При электролизе с растворимым анодом происходит его окисление по схеме:
Ме0 – ne– = Men+.
Образующиеся при этом катионы переходят в раствор и восстанавливаются на катоде. Таким образом, электролиз с растворимым анодом заключается в переносе металла с анода на катод.
Пример
оставим
схемы процессов, протекающих на электродах
при электролизе раствора хлорида натрия
и общее уравнение процесса.
П
ример.
Составим схемы процессов, протекающих
на электродах при электролизе раствора
сульфата меди(II) и общее уравнение
процесса.
Пример. Составим схемы процессов, протекающих на электродах при электролизе раствора сульфата калия и общее уравнение процесса.
studfiles.net
Электродные потенциалы и электродвижущие силы
Если при проведении окислительно-восстановительной реакции процессы окисления и восстановления разделить в пространстве, а переход электронов от восстановителя к окислителю проводить по внешней цепи, то полученное устройство называется гальваническим элементом(Г.Э.).
Обычно Г.Э. составляется из двух разнородных металлов, погруженных в растворы одноименных с этими металлами солей. Растворы сообщаются друг с другом через пористые перегородки. Генерация постоянного электрического тока осуществляется за счет различия природы металлов, из которых составлен Г.Э. Система «металл-раствор соли» называетсяэлектродом. Электрод, на котором идет процесс восстановления, называетсякатодом, на котором идет процесс окисления, называетсяанодом.
Существуют Г.Э., в которых генерация постоянного электрического тока осуществляется за счет различия в концентрациях растворов соли металла. В этом случае электроды состоят из одного и того же металла, погруженного в растворы соли металла различной концентрации. Такие Г.Э. называют концентрационными.
Стандартным электродным потенциаломметалла называют электродный потенциал этого металла, возникающий при его погружении в раствор одноименной с ним соли с молярной концентрацией солиСм(Men+)= 1 моль/л, измеренный по отношению кстандартному водородному электроду, потенциал которого при 25ºС принят равным нулюЕº(2Н+|Н2)= 0 В.
Если все металлы расположить в ряд по мере возрастания их стандартных электродных потенциалов (Еº), то получится «ряд напряжений» (или ряд активности, или ряд стандартных электродных потенциалов).
Положение того или иного металла в ряду активности характеризует его активность (т.е. восстановительную способность, как главное химическое свойство металлов). Чем меньше значение Еº(Меn+|Me), тем больше его активность (восстановительная способность).
Если пластинка металла погружена в раствор соли металла с концентрацией раствора отличной от 1 моль/л, то величина скачка потенциала на границе металл-раствор, рассчитывается по формуле Нернста:
,
где Еº– стандартный электродный потенциал (см. табл. 15) металла;n– число электронов, принимающих участие в процессе;См(Меn+)– молярная концентрация катионов металла в растворе соли.
Если обе металлические пластинки соединить проводником через гальванометр или через потребителя (например, электрическую лампочку), то по внешней цепи будет осуществляться ток электронов от более активного металла к менее активному. Таким образом, более активный металл является анодом, отдавая электроны менее активному металлу – катоду.
Гальванические элементы принято записывать схемой:
(анод) Me1|Me1n+|| Ме2m+|Ме2(катод),
Me1– более активный металл, Ме2– менее активный металл. Вертикальная линия обозначает поверхность раздела между металлом и раствором его соли, а двойная линия – пористую перегородку между растворами двух солей. Для такого Г.Э. при прохождении тока осуществляются следующие процессы:
Ме1–nē →Me1n+(анод – процесс окисления)
Ме2m++mē →Me2(катод – процесс восстановления)
Электродвижущая сила (ЭДС) Г.Э. – максимальная разность потенциалов, возникающая при обратимой работе гальванического элемента. Реальное напряжение всегда меньше ЭДС, т.к. работа обратима, только если процессы на электродах протекают бесконечно медленно и сила тока в цепи бесконечно мала.
Пример. Записать уравнения анодного и катодного процессов, происходящих при работе Г.Э., составленного из пластинок магния и никеля, погруженных в растворы одноименных с ними солей с концентрациямиCM(Mg2+) = 0,01MиCM(Ni2+) = 0,001M. Найти ЭДС данного элемента и записать суммарное уравнение процесса, проходящего в данном Г.Э.
Схема (Г.Э.): (анод) Mg|Mg2+||Ni2+|Ni(катод).
Магний является анодом, т.к. он имеет меньший стандартный электродный потенциал. Таким образом, уравнения катодного и анодного процессов будут выглядеть следующим образом:
Mg– 2ē →Mg2+(анод – окислениеMg)
Ni2++ 2ē →Ni(катод – восстановлениеNi2+)
Для расчета ЭДС (ΔЕ) следует иметь в виду, что ЭДС не может быть отрицательной величиной, поэтому:
ΔЕ = Е(кат.) – Е(ан.).
Электродные потенциалы катода и анода рассчитываются по уравнению Нернста:
ΔЕ = Е(кат.) – Е(ан.) =–0,339В–(–2,459В) = 2,120В.
Уравнение ОВР, характеризующей работу данного Г.Э., получаем, сложив два электронных уравнения, подобно тому как складываются полуреакции (если необходимо, умножить уравнения на соответствующие множители для сокращения электронов):
Mg+Ni2+→Mg2++Ni.
Суммарное уравнение в молекулярном виде может быть таким:
Mg + NiSO4 = Ni + MgSO4.
studfiles.net
Электродвижущая сила ЭДС – Справочник химика 21
На поверхности контакта двух проводящих фаз электрохимической системы (различной химической природы, агрегатного состояния и типа проводимости) наблюдаются скачки потенциала. Сумма скачков потенциала на всех границах раздела фаз равновесной электрохимической системы называется электродвижущей силой (ЭДС) элемента или цепи. Она может быть непосредственно измерена как разность потенциалов фаз, находящихся на концах цепи. Для электрохимических систем характерны три основные типа скачков потенциала скачки потенциала металл — раствор, раствор — раствор и металл — металл. [c.280]Основная характеристика гальванического элемента — электродвижущая сила (эдс) равна разности его электродных потенциалов [c.135]
Стандартные потенциалы металлов, расположенные в порядке возрастания их алгебраической величины, образуют так называемый ряд напряжений металлов, или ряд стандартных электродных потенциалов. Для определения электродвижущей силы (ЭДС) гальванического элемента следует из стандартного потенциала с большей алгебраической величиной вычесть стандартный потенциал с меньшей алгебраической величиной. Так, ЭДС медно-цинкового гальванического элемента составляет (см. приложение V) [c.126]
Электродвижущая сила (ЭДС) химического источника тока равна разности электродных потенциалов катода, и анода. Существует большое количество гальванических элементов, важнейшие из которых приведены в табл. 96. [c.155]
ЭНЕРГЕТИКА ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ ПРОЦЕССОВ И СОЗДАНИЕ ЭЛЕКТРОДВИЖУЩЕЙ СИЛЫ (ЭДС) [c.227]
Таким образом, разность потенциалов на концах равновесной электрохимической цепи однозначно связана с изменением свободной энергии Гиббса в ходе соответствующей химической реакции. Величина Е, т. е. разность потенциалов на концах равновесной электрохимической цепи, называется ее электродвижущей, силой (ЭДС). Если же на отдельных фазовых границах (хотя бы на одной) равновесие не устанавливается, то разность потенциалов на концах цепи не равна ЭДС и уравнение (VI.19) оказывается неприменимым. Величина пРЕ характеризует максимальную электрическую работу, которую можно получить при помощи электрохимической цепи. Уравнение (VI.19) служит основой для расчета АО различных химических реакций. Часто электрохимический метод определения изобарного потенциала имеет существенные преимущества перед термохимическим методом. [c.118]
Основной характеристикой электрохимической системы является электродвижущая сила (ЭДС) — разность потенциалов между двумя металлическими электродами, измеряемая при протекании обратимых процессов в системе. [c.314]
Разность потенциалов электродов гальванического элемента называется его электродвижущей силой ЭДС( ). При расчете значения Е принято из значения потенциала фз электрода, записанного в обозначении состава гальванического элемента справа, вычесть значение потенциала ф1 электрода, записанного в обозначении состава слева, в начале записи Е = = Ф2—Ф1- [c.188]
Разность электродных потенциалов — это электродвижущая сила (ЭДС) гальванического элемента. Так как водородный электрод служит электродом сравнения, для которого о=ОВ, то измеряемая ЭДС рассматриваемого элемента — это потенциал медного электрода по отношению к водородному. Ниже значения электродных потенциалов будем обозначать символом Е (иногда пользуются символом ф), как и ЭДС электродных реакций. Таким образом, потенциалы металлов можно сравнивать по ЭДС гальванической цепи с водородным электродом. [c.326]
Потенциометрические методы основаны на измерении потенциалов различных электродов или, точнее, электродвижущих сил (ЭДС) различных цепей, поскольку экспериментально измеряется именно ЭДС, являющаяся разностью потенциалов. [c.240]
Электрохимическая цепь находится в равновесии, если на всех межфазных границах достигнуто равновесие и исключен диффузионный потенциал. В этом случае разность потенциалов между концами проводников первого рода, присоединенных к электродам, называется электродвижущей силой (ЭДС) гальванического элемента. [c.218]
Если в цепи 1 > Уз, то ток всегда течет от к Уд для того чтобы цепь была замкнутой, ток внутри электрической батареи — источника тока — должен течь в обратную сторону, т. е. от отрицательного электрода к положительному. Это осуществляется за счет так называемой электродвижущей силы (ЭДС), уравновешивающей разность потенциалов во внешней цепи и падение потенциала на внутреннем сопротивлении Ло батареи [c.185]
Разность электродных потенциалов Е — это электродвижущая сила (эдс) гальванического элемента. Так как водородный электрод служит электродом сравнения, для которого °н /н2 = = 0, то измеряемая эдс рассматриваемого элемента — это потенциал медного электрода по отношению к водородному. [c.261]
Определение энергии Гиббса процесса. Подобно энтальпии ЛЯ и энтропии 5 величину ЬС физико-химических процессов можно определить экспериментально. Один из широко применяемых методов определения ДС окислительно-восстановительных реакций заключается в проведении их в гальваническом элементе и измерении его электродвижущей силы (эдс). Рассмотрим этот метод определения ДС7 на примере реакции вытеснения цинком меди из раствора сульфата меди [c.203]
Электродвижущая сила (ЭДС) этой цепи при протекании какой-либо химической реакции в стандартных условиях (температура 25°С, давление 1 атм, концентрации всех веществ в ячейках- [c.163]
По табл. 93 находим, что для С1 – -С1 о= 1,359 В, а для SOi S05 o = = 0,17 В. Разность стандартных потенциалов ионов, участвующих в реакции, называется электродвижущей силой (ЭДС) реакции. Чем больше ЭДС, тем энергичнее протекает реакция. Для реакции окисления сульфит-иона ЭДС равна [c.150]
Вертикальные черточки здесь обозначают поверхности раздела фаз. В случае положительной электродвижущей силы (ЭДС) слева располагают отрицательный электрод, справа — положительный. Для того чтобы учесть соединение меди и цинка (непосредственное или с помощью промежуточных металлов), про- [c.232]
Соединение электродов металлическим проводником приводит к возникновению электрического тока. Следовательно, в этой системе возникает электродвижущая сила — ЭДС элемента. 3)та ЭДС способна совершать работу по переносу электрона по металлическому проводнику (а следовательно, и любые виды работы, в которые можно преобразовать энергию электрического тока) за счет химической реакции окисления — восстановления. Таким образом, гальванический элемент представляет собой устройство, в котором уменьшение термодинам
www.chem21.info
Электродвижущая сила (эдс) гальванического элемента
Причиной возникновения электрического тока в гальваническом элементе является разность электродных потенциалов двух окислительно-восстановительных систем. Эту разность обозначают символом ∆Е и называют электродвижущей силой (ЭДС) гальванического элемента. Поскольку ЭДС – величина положительная, её находят кАк разность между большим (катод) и меньшим (анод) значениями электродных потенциалов:
∆Е = Е(катода) – Е(анода).
Таблица стандартных окислительно-восстановительных потенциалов
Чаще всего в таких таблицах полуреакции восстановления приводятся не в порядке увеличения значений Ео, а группируются по признаку содержания в них определённых элементов, например, соединения азота, марганца, хрома и т.д. Обратите внимание на следующее. В таблице, в соответствии с рекомендациями ИЮПАК, все полуреакции записаны в виде процессов восстановления, хотя в ходе любой ОВР полуреакция восстановления всегда сочетается с полуреакцией окисления. Запомните, что из двух полуреакций восстановления слева направо всегда протекает полуреакция с бóльшим значением Ео. Другая полуреакция с меньшим значением Ео всегда протекает в обратном направлении и является фактически полуреакцией окисления. Поэтому при составлении уравнений ОВР полуреакцию с меньшим значением Ео нужно «превратить» в полуреакцию окисления. Для этого в соответствующем уравнении необходимо поменять местами окисленную и восстановленную формы, оставив электроны в левой части, но перед их числом изменить знак с «плюса» на «минус». Учтите, что при этом знак электродного потенциала не меняется!
Используя значения электродных или окислительно-восстановительных потенциалов полуреакций, можно выполнить следующие операции:
1. Оценить окислительно-восстановительные свойства веществ.
Из нескольких веществ более сильными восстановительными свойствами обладает то вещество, которому соответствует полуреакция с более низким значением потенциала. И наоборот: более сильными окислительными свойствами обладает то вещество, которому соответствует полуреакция с более высоким значением потенциала.
2. Предсказать принципиальную возможность осуществления реакции в
указанном направлении.
Протекание окислительно-восстановительной реакции в данном направлении возможно лишь тогда, когда потенциал полуреакции с участием используемого окислителя будет больше потенциала полуреакции с участием используемого восстановителя.
3. Определить направление протекания реакции.
Любая ОВР всегда протекает в том направлении, в котором осуществляется полуреакциия с более высоким значением потенциала. Этому направлению соответствует положительное значение ЭДС реакции. Однако необходимо помнить, что в данном направлении реакция протекает практически необратимо при ЭДС, большей либо равной 0,4 В. Если же разность потенциалов оказывается меньше 0,4 В, то ОВР протекает обратимо и направление реакции определяется условиями ее проведения.
4. Выбрать наиболее вероятную реакцию из нескольких возможных.
Из всех возможных ОВР наиболее вероятной будет та реакция, которой соответствует максимальное значение (ЭДС).
3. Окислительно-восстановительные процессы с участием электрического тока. Электролиз расплавов и водных растворов электролитов. Электролиз с инертными и активными электродами. Схемы процессов на электродах. Получение неорганических веществ и их очистка при помощи электрического тока. Химические источники тока.
1. с. 155-159; 2. с. 285-295; 3. с. 350-358; 4. с. 236; 6. с. 285-287.
Э
лектролиз
– электрохимический
окислительно-восстановительный процесс,
протекающий на электродах при прохождении
постоянного электрического тока через
расплавы или растворы электролитов.
При электролизе энергия электрического тока превращается в химическую энергию и при этом осуществляется процесс, обратный происходящему в гальваническом элементе.
О
Рис.5.
Схема процесса электролиза расплава хлорида кальция
братите внимание, что заряды электродов при электролизе противоположны зарядам электродов в гальваническом элементе. Поэтому:Катод – отрицательно заряженный электрод, соединённый с отрицательным полюсом источника тока. Катод при электролизе является восстановителем. На его поверхности протекают процессы катодного восстановления. Катод всегда изготавливается из инертных материалов (графит, платина, золото, иридий и др.)
Анод – положительно заряженный электрод, который при электролизе является окислителем. На его поверхности всегда протекают процессы анодного окисления. Анод может быть изготовлен как из инертных материалов («инертный» или «нерастворимый» анод), так и из металлов, способных в ходе электролиза переходить в раствор («растворимый анод»).
При пропускании электрического тока через расплав или раствор электролита содержащиеся в нём ионы принимают направленное движение: положительно заряженные катионы направляются к отрицательно заряженному катоду, а отрицательно заряженные анионы – к положительно заряженному катоду (Рис. 6).
Процессы на катоде.
В расплавах электролитов на катоде всегда происходит восстановление катионов металлов по схеме: Меn+ + ne– = Me0 .
В водных растворах электролитов характер процессов на катоде определяется природой катионов:
а) катионы H+ : 2Н+ + 2е– = Н2.
б) катионы [Li+ – Al3+ ] и катионы NH4+: 2Н2О + 2е– = Н2 + 2ОН–.
в) катионы [Bi3+ – Au3+]: Меn+ + ne– = Me0 .
г) катионы [Mn2+ – Pb2+]: одновременно восстанавливаются катионы металлов и молекулы воды.
Процессы на инертном аноде.
В расплавах электролитов.
а) анионы ОН–: 4ОН– – 4е– = О2 + 2Н2О;
б) галогенид-анионы: 2Гал– -2е– = Гал20;
в) сульфид- и селенид-анионы: Э2- – 2е– = Э0;
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 неорганических кислот и анионы F–:
2H2O – 4e– = O2 + 4H+
д) анионы карбоновых кислот: 2RCOO– -2e– = R2 + 2CO2.
При электролизе с растворимым анодом происходит его окисление по схеме:
Ме0 – ne– = Men+.
Образующиеся при этом катионы переходят в раствор и восстанавливаются на катоде. Таким образом, электролиз с растворимым анодом заключается в переносе металла с анода на катод.
Пример.
С
оставим
схемы процессов, протекающих на электродах
при электролизе раствора хлорида натрия
и общее уравнение процесса.
П
ример.
Составим схемы процессов, протекающих
на электродах при электролизе раствора
сульфата меди(II) и общее уравнение
процесса.
Пример. Составим схемы процессов, протекающих на электродах при электролизе раствора сульфата калия и общее уравнение процесса.
studfiles.net
3.2.2. Уравнение Нернста для эдс гальванического элемента.
Электрической характеристикой электрода является потенциал, а гальванического элемента (электрохимической цепи) ‑ электродвижущая сила (ЭДС), равная алгебраической сумме скачков потенциала, возникающих на границе раздела фаз, входящих в состав цепи. ЭДС электрохимической цепи соответствует разности потенциалов правого (положительного) и левого (отрицательного) электродов и всегда положительна.
ЭДС гальванического элемента (I) равна:
(3.8)
где
и
– активности ионов Ag+
и Cu2+
в растворах их солей. Обозначим
, (3.9)
где Ео – стандартная ЭДС гальванического элемента. Тогда
. (3.10)
Следует помнить, что активность чистого твердого вещества принимается равной единице. Уравнение (3.8) носит название уравнения Нернста для ЭДС гальванического элемента.
Пусть в гальваническом элементе протекает обратимая химическая реакция
.
Максимальная полезная работа гальванического элемента при стандартных условиях равна
, (3.11)
где z – число электронов, участвующих в элетродных реакциях (одинаковое для обоих электродов), F – постоянная Фарадея.
По уравнению изотермы Вант-Гоффа
, (3.12)
или
. (3.13)
Следовательно,
. (3.14)
Уравнение Нернста в форме (3.14) применимо для расчета ЭДС любого гальванического элемента (по суммарной химической реакции) и потенциала любого электрода (по электродной реакции
3.3. Стандартный водородный электрод.
ЭЛЕКТРОДНЫЙ ПОТЕНЦИАЛ.
Можно с высокой точностью измерить ЭДС цепи, составленной из двух электродов. Однако нельзя ни измерить, ни вычислить абсолютную разность потенциалов φ на границе металл–раствор. Для практических целей достаточно иметь условные величины, характеризующие потенциалы различных электродов, отнесенные к потенциалу некоторого электрода, выбранного за стандартный.
В качестве условно-нулевого потенциала выбран потенциал стандартного водородного электрода:
,
в котором давление продуваемого водорода равно 1 атм, а активность ионов водорода в растворе равна 1 (рис. 7).
Электродная реакция
.
Рис. 7. Общий вид водородного электрода.
Потенциал стандартного водородного электрода равен
,
С учетом того, что , R = 8.314 Дж·моль-1·К-1, F = 96485 Кл·моль-экв-1,и заменяя натуральный логарифм десятичным, получаем
.
Электродным потенциалом любого другого электрода называют его потенциал по отношению к стандартному водородному. Другими словами, за электродный потенциал принимают ЭДС цепи, составленной из рассматриваемого электрода и стандартного водородного электрода. При этом справа в цепи расположен рассматриваемый электрод, а слева – стандартный водородный электрод. ЭДС положительна (электродный потенциал положителен), если электрический ток внутри цепи течёт слева направо, и отрицательна – если наоборот.
Пример 3.1.
1) Составим гальванический элемент из платинового и медного электродов:
.
Суммарная
токообразующая реакция:
,
т.е. перенос электронов в цепи происходит
слева направо (от левого электрода к
правому). При стандартных условиях (
)
.
2) Составим гальванический элемент из платинового и цинкового эдектродов:
.
Суммарная
реакция:
,
т.е. перенос электронов в цепи происходит
справа налево. При стандартных условиях
(
)
.
Следует помнить, что ЭДС цепи всегда положительна, поэтому рассматриваемый гальванический элемент следует записать в следующем виде:
,
при стандартных условиях .
3.4. ТЕРМОДИНАМИКА ГАЛЬВАНИЧЕСКОГО ЭЛЕМЕНТА.
Гальванический элемент при работе в условиях тепловой изоляции нагревается или охлаждается. Поэтому можно предположить, что источником совершаемой электрической работы являются тепловой эффект химической реакции и энергия окружающей среды.
Рассмотрим уравнение Гиббса-Гельмгольца в следующей форме:
, (3.15)
где ΔН и ΔS – тепловой эффект и энтропия химической реакции, протекающей в гальваническом элементе. Максимальная полезная работа электрохимической цепи равна убыли энергии Гиббса:
, (3.16)
. (3.17)
Тогда:
, (3.18)
, (3.19)
, (3.20)
, (3.21)
Следовательно,
,
если
,
т.е. в этом случае вся электрическая работа цепи производится за счет теплового эффекта химической реакции. Если
,
то
,
т. е. электрическая работа меньше теплового эффекта реакции. Гальванический элемент при изотермических условиях отдает теплоту в окружающую среду или нагревается в условиях тепловой изоляции. Если
,
то
,
т. е. электрическая работа больше теплового эффекта реакции. Гальванический элемент при изотермических условиях поглощает теплоту из окружающей среды или охлаждается в условиях тепловой изоляции.
Измерение ЭДС обратимых гальванических элементов при различных температурах позволяет определить термодинамические характеристики химических реакций, протекающих в них, по уравнениям (3.16), (3.18) и (3.20).
3.5. КЛАССИФИКАЦИЯ ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИХ ЦЕПЕЙ.
Гальванические элементы классифицируют по двум признакам:
1. По характеру суммарного процесса, лежащего в основе действия гальванического элемента. Это или химическая реакция, или процесс выравнивания концентраций двух растворов одного и того же электролита. По этому признаку элементы делятся на химические и концентрационные.
1.1. Концентрационные цепи. Концентрационные электрохимические цепи состоят из электродов с одинаковыми потенциалопределяющими реакциями. Физические и химические свойства материала электродов одинаковы, но активности одного (или нескольких) участников реакции на каждом из электродов различны. ЭДС цепи определяется отношением активностей (по уравнению Нернста):
,
.
В уравнение Нернста для ЭДС цепи не входят стандартные электродные потенциалы, так как они одинаковы. По результатам измерений ЭДС такой цепи и известной активности компонента в одном электроде можно рассчитать активность компонента в другом электроде. Примером концентрационной цепи может служить следующий гальванический элемент (а2 > a1): .
1.2. Химические цепи. Химические цепи состоят из электродов, потенциалопределяющие реакции которых различны. Электроды в таких системах отличаются и по физическим, и по химическим свойствам. Электрическая энергия возникает за счет энергии суммарной химической реакции, для которой справедливы ранее установленные соотношения между ЭДС и тепловым эффектом реакции, а также между стандартной ЭДС и константой равновесия реакции. Химические цепи разнообразны по природе и свойствам электродов, из которых они состоят. Примером такой цепи может служить серебряно-цинковый элемент: .
Чтобы решить вопрос о направлении суммарной химической реакции, протекающей в элементе, прежде всего следует определить полярности электродов. Катодом (положительно заряженным, правым) всегда является электрод с более положительным потенциалом. Так как
,
то в стандартных условиях серебряный электрод будет катодом, а цинковый электрод ‑ анодом. Стандартная ЭДС элемента равна
.
Уравнения потенциалопределяющих реакций:
, .
Суммарная реакция в цепи
электронейтральна (электродные реакции уравнены по числу электронов и участвующих в них веществ). ЭДС элемента по уравнению Нернста равна
.
Важным частным случаем химических цепей являются цепи, в которых хотя бы один из электродов является окислительно–восстановительным. Электрический ток в таких цепях возникает за счет реакций окисления и восстановления, протекающих в растворе. Примером такой цепи является цепь, составленная из стандартного водородного электрода и железного окислительно–восстановительного (редокс) электрода:
.
2. По наличию или отсутствию жидкостного соединения между двумя растворами гальванического элемента. По этому признаку элементы делят на цепи с переносом и цепи без переноса ионов.
2.1. Цепь с переносом – это цепь с жидкостной границей. Например, цепь вида
.
В состав цинкового и медного электродов входят растворы различной природы. Контакт между двумя растворами обеспечивается с помощью специальных приспособлений, например, солевым мостиком, состоящим из трубки, заполненной смесью влажного желеобразного вещества агар-агара с солью сильного электролита (КСl). Диффузионный потенциал на границе раздела раствор-раствор элиминирован.
2.2. Цепь без переноса – это цепь без жидкостной границы. Например, цепь вида
,
в которой оба электрода погружены в один и тот же раствор.
3.6. КЛАССИФИКАЦИЯ Обратимых ЭЛЕКТРОДОВ.
Классификация обратимых электродов основана на свойствах веществ, участвующих в потенциалопределяющих процессах.
3.6.1. Электроды первого рода.
Это металлические электроды, обратимые относительно катионов (в том числе амальгамные) и металлоидные, обратимые относительно анионов (например, Se2-/Se). В таких электродах восстановленной формой является металл, а окисленной – ион этого металла.
Если электрод обратим относительно катиона, то
, .
Если электрод обратим относительно аниона, то
, .
К электродам первого рода относятся также газовые электроды (водородный, кислородный, хлорный). Они могут быть обратимы по отношению к катиону или аниону. Металл в газовых электродах необходим для создания электронопроводящего контакта между газом и раствором, должен быть инертен по отношению к веществам, находящимся в растворе, и способен катализировать только один потенциалопределяющий процесс. Например, водородный электрод обратим по отношению к катиону. Уравнение электродного процесса в кислой среде
может быть записано в упрощенном виде:
.
Потенциал водородного электрода определяется выражением
.
Примером газового электрода, обратимым по отношению к аниону, может быть хлорный электрод с потенциалопределяющей реакцией .
studfiles.net
Калькулятор ЭДС гальванического элемента | Новости науки
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⁺ -3.04
Ca / Ca²⁺ -2,86
Mg / Mg²⁺ -2,36
Al / Al³⁺ -1,69
Mn / Mn²⁺ -1,18
Zn / Zn²⁺ -0,76
Cr / Cr³⁺ -0,74
Fe / Fe²⁺ -0,44
Cd / Cd²⁺ -0,40
Co / Co²⁺ -0,28
Ni / Ni²⁺ -0,26
Sn / Sn²⁺ -0,14
Pb / Pb²⁺ -0,14
Fe / Fe³⁺ -0.04
H₂ / 2H⁺ 0,00
Bi / Bi³⁺ +0.32
Cu / Cu²⁺ +0,34
Ag / Ag⁺ +0,80
Hg / 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:
- 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).
Если вы нашли ошибку, пожалуйста, выделите фрагмент текста и нажмите Ctrl+Enter.
ab-news.ru
33. Термодинамическая теория эдс, уравнение Нернста.
Гальванические элементы относятся к химическим источникам электрического тока и позволяют получать ток за счет протекания химической реакции. Гальванический элемент состоит из двух электродов – анода и катода. Его устройство и принцип работы рассмотрим на примере элемента Якоби-Даниэля. В этом элементе используют медный и цинковый электроды. Каждый электрод помещен в емкость с раствором электролита, катионы которых «одноименны» материалу электрода. А емкости разделены перегородкой. Цинковый электрод опущен в раствор ZnSO4. При замыкании цепи гальванического элемента между электродом и раствором электролита идет реакция окисления:
Zn0+2e- – Zn2+. Ионы цинка из электрода переходят в раствор, а на электроде остаются электроны, т. о. цинковая пластинка заряжается отрицательно и становится анодом. Между медным электродом и окружающим его раствором CuSO4 идет реакция восстановления: Cu2+ + 2e– – Cu0.
Отсюда следует, что в гальваническом элементе окисление – отдача электронов – происходит на аноде, восстановление – приобретение электронов – на катоде.
Характерной особенностью любого гальванического элемента является образование электрохимической цепи – последовательной совокупности всех скачков потенциала на различных поверхностях раздела, отвечающих данному гальваническому элементу.
Важнейшей характеристикой гальванического элемента является электродвижущая сила (ЭДС), которая определяется как предельная разность потенциалов, возникающая на границе раздела фаз в разомкнутой цепи элемента.
E=|EЭ– + E Д+ЕЭ+ +ЕК|
ЭДС является количественной характеристикой эффективности работы гальванического элемента – она показывает насколько полно осуществляется процесс перехода химической энергии в электрическую. Принято считать что Е всегда положительна.
Уравнение Нернста — уравнение, связывающее окислительно-восстановительный потенциал системы с активностями веществ, входящих в электрохимическое уравнение, и стандартными электродными потенциалами окислительно-восстановительных пар.
где
— электродный потенциал, — стандартный электродный потенциал, измеряется в вольтах;
34. Стандартные электродные потенциалы, электрохимические цепи и химические источники тока.
Электродный потенциал определяется разностью электрического потенциала между электродом и находящимся с ним в контакте раствором электролита.
Стандартный электродный потенциал — это потенциал металла, определенный относительно стандартного (нормального) водородного электрода, при условии, что концентрация ионов водорода Н+ и ионов испытуемого металла Men+ равны 1 моль-ион/л при стандартных условиях (298К, 101кП). Ряд стандартных электродных потенциалов служит для сравнительной характеристики свойств атомов и ионов металлов в растворе.
Электроды, из которых формируются гальванические элементы, можно условно классифицировать на электроды первого, второго и третьего рода.
К электродам первого рода относятся металлы и неметаллы, погруженные в раствор, который содержит их ионы и концентрация которго может быть разной. Электроды первого рода могут быть обратимыми как относительно катионов, так и относительно анионов. Обратимость относительно катионов означает, что электрод работает на основе обмена катионов означает, что электрод работает на основе обмена катионов между электродом и раствором. Она характерна для металлических электродов, а обратимость относительно анионов – для неметаллических электродов.
Электроды второго рода – это системы, в которых металл электрода покрыт слоем его малорастворимого соединения и погружен в раствор хорошо растворенной соли, содержащей тот же анион. К электродам второго рода относятся каломельный и хлорсеребряный.
К электродам третьего рода относятся системы из металла, который контактирует с двумя труднорастворимыми слоями. В результате химической реакции менее растворимая соль превращается в более растворимую.
Всем электродам первого, второго и третьего рода соответствует потенциалопределяющие химические реакции с участием электронов. Эти химические реакции являются окислительно-восстановительными. В особую группу выделяют электроды, у которых окислительно-восстановительная реакция идет в растворе электролита без участия металла. Электроды только осуществляют передачу электронов. Такие электроды называют окислительно-восстановительными, или редокс-электродами.
studfiles.net
