Гальванический элемент

Гальванический элемент без потока катионов

Гальванический элемент или гальванический элемент , названный в честь ученых Луиджи Гальвани и Алессандро Вольта соответственно, представляет собой электрохимический элемент , в котором электрический ток генерируется в результате спонтанных окислительно-восстановительных реакций. Обычный аппарат обычно состоит из двух разных металлов, каждый из которых погружен в отдельные химические стаканы, содержащие в растворе ионы соответствующих металлов, которые соединены солевым мостиком или разделены пористой мембраной.

Вольта был изобретателем гальванической батареи , первой электрической батареи . Общее использование слова «батарея» стало включать в себя один гальванический элемент, но первые батареи имели много гальванических элементов.

История

В 1780 году Луиджи Гальвани обнаружил, что когда два разных металла (например, медь и цинк) находятся в контакте, а затем одновременно прикасаются к двум разным частям мышцы лягушачьей лапки, то для замыкания цепи лягушачья лапка контракты. Он назвал это « животным электричеством ». Лягушачья лапка была не только детектором электрического тока, но и электролитом (говоря языком современной химии).

Через год после того, как Гальвани опубликовал свою работу (1790 г.), Алессандро Вольта показал, что в лягушке нет необходимости, используя вместо этого силовой детектор и бумагу, пропитанную рассолом (в качестве электролита). (Ранее Вольта установил закон емкости C = ⁠ Q / V ⁠ с силовыми детекторами). В 1799 году Вольта изобрел гальваническую батарею, представляющую собой стопку гальванических элементов, каждый из которых состоит из металлического диска, слоя электролита и диска из другого металла. Он построил его полностью из небиологического материала, чтобы бросить вызов теории животного электричества Гальвани (и более позднего экспериментатора Леопольдо Нобили ) в пользу своей собственной теории контактного электричества металл-металл. Карло Маттеуччи, в свою очередь, в ответ на Вольту сконструировал батарею полностью из биологического материала . Точка зрения Вольты на контактное электричество характеризовала каждый электрод числом, которое мы теперь назвали бы работой выхода электрода. Эта точка зрения игнорировала химические реакции на границе раздела электрод-электролит, которые включают H ₂ образование на более благородном металле в котле Вольты.

Хотя Вольта не понимал, как работает батарея или гальванический элемент, эти открытия проложили путь к электрическим батареям; В 1999 году ячейка Вольты была названа вехой IEEE .

Примерно сорок лет спустя Фарадей (см. Законы электролиза Фарадея ) показал, что гальванический элемент, который теперь часто называют гальваническим элементом, имеет химическую природу. Фарадей ввел в язык химии новые термины: электрод ( катод и анод ), электролит и ион ( катион и анион ). Таким образом, Гальвани ошибочно полагал, что источник электричества (или источник электродвижущей силы (ЭДС), или местонахождение ЭДС) находится в животном, Вольта ошибочно полагал, что он находится в физических свойствах изолированных электродов, но Фарадей правильно определил источник ЭДС. как химические реакции на границах раздела электрод-электролит. Авторитетной работой по интеллектуальной истории гальванического элемента остается работа Оствальда.

предположил В 1940 году Вильгельм Кениг , что объект, известный как Багдадская батарея, может представлять собой технологию гальванических элементов из древней Парфии . Было показано, что копии, наполненные лимонной кислотой или виноградным соком, производят напряжение. Однако далеко не факт, что именно это и было его целью — другие ученые отмечали, что он очень похож на сосуды, которые, как известно, использовались для хранения пергаментных свитков.

Принципы

Схема гальванического элемента Zn–Cu

Гальванические элементы являются продолжением спонтанных окислительно-восстановительных реакций, но были разработаны лишь для использования энергии, вырабатываемой в результате этой реакции. Например, если погрузить полоску металлического цинка (Zn) в водный раствор сульфата меди (CuSO ₄ ), на поверхности металлического цинка соберутся темные твердые отложения и появится синий цвет, характерный для Cu. ²⁺ ион исчезает из раствора. Отложения на поверхности металлического цинка состоят из металлической меди, а раствор теперь содержит ионы цинка. Эта реакция представлена

Zn(s) + Cu ²⁺ (вод) → Zn ²⁺ (aq) + Cu (s)

В этой окислительно-восстановительной реакции Zn окисляется до Zn. ²⁺ и Cu ²⁺ снижается до Cu. Когда электроны передаются напрямую от Zn к Cu ²⁺ энтальпия . реакции теряется в окружающей среде в виде тепла Однако ту же реакцию можно провести и в гальваническом элементе, позволяя преобразовать часть выделяющейся химической энергии в электрическую. В своей простейшей форме полуэлемент состоит из твердого металла (называемого электродом ) , погруженного в раствор; раствор содержит катионы (+) электродного металла и анионы (-), уравновешивающие заряд катионов. Полная ячейка состоит из двух полуячеек, обычно соединенных полупроницаемой мембраной или солевым мостиком , который предотвращает осаждение ионов более благородного металла на другом электроде.

Конкретным примером является ячейка Даниэля (см. рисунок) с цинковой (Zn) полуячейкой, содержащей раствор ZnSO ₄ (сульфат цинка), и медной (Cu) полуячейкой, содержащей раствор CuSO ₄ (сульфат меди). . Здесь используется солевой мостик для замыкания электрической цепи.

Если внешний электрический проводник соединяет медный и цинковый электроды, цинк из цинкового электрода растворяется в растворе в виде Zn. ²⁺ ионы (окисление), высвобождающие электроны, которые попадают во внешний проводник. Чтобы компенсировать повышенную концентрацию ионов цинка, через солевой мостик ионы цинка (катионы) покидают, а сульфат-ионы (анионы) проникают в цинковую полуклетку. В медной полуячейке ионы меди прикрепляются к медному электроду (восстановление), захватывая электроны, покидающие внешний проводник. Поскольку Cu ²⁺ Ионы (катионы) наносятся на медный электрод, последний называется катодом . Соответственно цинковый электрод является анодом . Электрохимическая реакция – это

${\ce {Zn(s) + Cu^{2+}(aq) -> Zn^{2+}(aq) + Cu(s)}}$

Это та же реакция, что и в предыдущем примере. Кроме того, электроны текут через внешний проводник, что является основным применением гальванического элемента.

Как обсуждалось в разделе «Напряжение ячейки» , электродвижущая сила ячейки представляет собой разность потенциалов полуячейки, меру относительной легкости растворения двух электродов в электролите. ЭДС зависит как от электродов, так и от электролита, что указывает на химическую природу ЭДС.

Половинчатые реакции и условности

Полуячейка содержит металл в двух степенях окисления . Внутри изолированной полуячейки происходит окислительно-восстановительная (окислительно-восстановительная) реакция, находящаяся в химическом равновесии , состояние, символически записываемое следующим образом (здесь «М» представляет собой катион металла, атом, который имеет дисбаланс зарядов из-за потеря « n » электронов):

М ^{п +} (окисленные виды) + n e ⁻ ⇌ М (редуцированные виды)

Гальванический элемент состоит из двух полуэлементов, причем электрод одного полуэлемента состоит из металла А, а электрод другой полуэлемента - из металла В; Таким образом, окислительно-восстановительные реакции для двух отдельных полуэлементов таковы:

А ^{п +} + n e ⁻ ⇌ А

Б ^{м +} + я е ⁻ ⇌ Б

Общая сбалансированная реакция:

м А + н Б ^{м +} ⇌ н Б + м А ^{п +}

Другими словами, атомы металлов одной полуячейки окисляются, а катионы металлов другой полуячейки восстанавливаются. Разделив металлы на две полуячейки, можно управлять их реакцией таким образом, чтобы обеспечить перенос электронов через внешнюю цепь, где они смогут совершить полезную работу .

• Электроды соединены металлической проволокой для проведения электронов, участвующих в реакции.

В одной полуячейке растворенные катионы металла-B соединяются со свободными электронами, доступными на границе раздела между раствором и электродом из металла-B; эти катионы тем самым нейтрализуются, вызывая их осаждение из раствора в виде отложений на электроде из металла-B, процесс, известный как гальваническое покрытие .

Эта реакция восстановления приводит к тому, что свободные электроны по всему электроду из металла B, проволоке и электроду из металла A втягиваются в электрод из металла B. Следовательно, электроны отбираются от некоторых атомов электрода металла-А, как если бы катионы металла-В вступали в реакцию непосредственно с ними; эти атомы металла-А становятся катионами, которые растворяются в окружающем растворе.

По мере продолжения этой реакции в полуячейке с электродом из металла-А образуется положительно заряженный раствор (поскольку катионы металла-А растворяются в нем), в то время как в другой полуячейке образуется отрицательно заряженный раствор (поскольку катионы металла-В выпадает из него осадок, оставляя после себя анионы); если не ослабевать, этот дисбаланс в ответственности остановит реакцию. Растворы полуклеток соединены солевым мостиком или пористой пластинкой, позволяющей ионам переходить из одного раствора в другой, что уравновешивает заряды растворов и позволяет реакции продолжаться.

По определению:

• Анод — это электрод, на котором происходит окисление (потеря электронов) (электрод металл-А); в гальваническом элементе это отрицательный электрод, поскольку при окислении электроны остаются на электроде. Эти электроны затем текут через внешнюю цепь к катоду (положительному электроду) (в то время как при электролизе электрический ток направляет поток электронов в противоположном направлении, а анод является положительным электродом).
• Катод — это электрод, на котором происходит восстановление (приобретение электронов) (электрод металл-B); в гальваническом элементе это положительный электрод, поскольку ионы восстанавливаются за счет захвата электронов с электрода и высвобождения (в то время как при электролизе катод является отрицательной клеммой и притягивает положительные ионы из раствора). В обоих случаях утверждение « катод притягивает катионы » верно.

Гальванические элементы по своей природе вырабатывают постоянный ток .

Ячейка Вестона имеет анод, состоящий из кадмия и ртути амальгамы , и катод, состоящий из чистой ртути. Электролит представляет собой (насыщенный) раствор сульфата кадмия . Деполяризатор представляет собой пасту сульфата ртути. Когда раствор электролита насыщен, напряжение элемента очень воспроизводимо; следовательно, в 1911 году он был принят в качестве международного стандарта напряжения.

Аккумулятор представляет собой набор гальванических элементов, соединенных вместе и образующих единый источник напряжения. Например, типичная свинцово-кислотная батарея на 12 В имеет шесть гальванических элементов, соединенных последовательно с анодами, состоящими из свинца, и катодами, состоящими из диоксида свинца, оба погружены в серную кислоту . Большие аккумуляторные помещения , например, на телефонной станции, обеспечивающей электропитание телефонов пользователей в центральном офисе, могут иметь ячейки, соединенные как последовательно, так и параллельно.

Напряжение ячейки

Напряжение ( электродвижущая сила E ^тот ), производимый гальваническим элементом, можно оценить по стандартному изменению свободной энергии Гиббса в электрохимической реакции согласно:

$$E_{\text{cell}}^{o}=-\Delta _{r}G^{o}/(\nu _{e}F)$$

где ν _e — число электронов, перешедших в сбалансированных полуреакциях, а F — постоянная Фарадея . Однако его удобнее определять, используя стандартную таблицу потенциалов для двух задействованных полуячеек . Первым шагом является идентификация двух металлов и их ионов, реагирующих в клетке. находим стандартный электродный потенциал E Затем ^тот , в вольтах , для каждой из двух полуреакций . Стандартный потенциал клетки равен более положительному E ^тот значение минус более отрицательное E ^тот ценить.

Например, на рисунке выше это растворы CuSO ₄ и ZnSO ₄ . В каждом растворе есть соответствующая металлическая полоска и солевой мостик или пористый диск, соединяющий два раствора и позволяющий SO ²⁻
₄ иона свободно перемещаются между растворами меди и цинка. Чтобы рассчитать стандартный потенциал, нужно просмотреть полуреакции меди и цинка и найти:

С ²⁺ + 2
и ⁻
⇌ С помощью   Е ^тот = +0.34 V

Зн ²⁺ + 2
и ⁻
⇌ Цинк   Э ^тот = −0.76 V

Таким образом, общая реакция такова:

С ²⁺ + Цинк ⇌ Медь + Цинк ²⁺

Тогда стандартный потенциал реакции составляет +0,34 В - (-0,76 В) = 1,10 В. Полярность ячейки определяют следующим образом. Металлический цинк является более сильным восстановителем, чем металлическая медь, поскольку стандартный (восстановительный) потенциал цинка более отрицателен, чем у меди. Таким образом, металлический цинк отдает электроны ионам меди и развивает положительный электрический заряд. Константа равновесия K : для клетки определяется выражением

$$\ln K={\frac {\nu _{e}FE_{\text{cell}}^{o}}{RT}}$$

где F — постоянная Фарадея , R — газовая постоянная и T — температура в кельвинах . Для ячейки Дэниела K примерно равен 1,5 × 10 ³⁷ . Таким образом, в состоянии равновесия переносится несколько электронов, которых достаточно, чтобы вызвать заряд электродов.

Фактические потенциалы полуэлементов необходимо рассчитывать с использованием уравнения Нернста , поскольку растворенные вещества вряд ли будут находиться в своих стандартных состояниях:

$$E_{\text{half-cell}}=E^{o}-{\frac {RT}{\nu _{e}F}}\ln _{e}Q$$

где Q – коэффициент реакции . Когда заряды ионов в реакции равны, это упрощается:

$$E_{\text{half-cell}}=E^{o}-2.303{\frac {RT}{\nu _{e}F}}\log _{10}\left\{{\text{M}}^{n+}\right\}$$

где {М ^{п +} } – активность иона металла в растворе. На практике вместо активности используется концентрация в моль/л. Металлический электрод находится в стандартном состоянии, поэтому по определению имеет единичную активность. Потенциал всей клетки получается как разность потенциалов двух полуячеек, поэтому он зависит от концентраций обоих растворенных ионов металлов. Если концентрации одинаковы, $E_{\text{cell}}=E_{\text{cell}}^{o}$и уравнение Нернста в предполагаемых здесь условиях не требуется.

Стоимость 2,303 ⁠ R / F ⁠ составляет 1,9845 × 10 ⁻⁴ V/K , поэтому при 25 °C (298,15 К) потенциал полуячейки изменится всего на 0,05918 В/ ν _e, если концентрация иона металла увеличится или уменьшится в 10 раз.

$$E_{\text{half-cell}}=E^{o}-{\frac {0.05918\ {\text{V}}}{\nu _{e}}}\log _{10}\left[{\text{M}}^{n+}\right]$$

Эти расчеты основаны на предположении, что все химические реакции находятся в равновесии. Когда в цепи течет ток, условия равновесия не достигаются, и напряжение элемента обычно снижается за счет различных механизмов, таких как развитие перенапряжений . Кроме того, поскольку во время выработки энергии в ячейке происходят химические реакции, концентрация электролита изменяется, а напряжение ячейки снижается. Следствием температурной зависимости стандартных потенциалов является то, что напряжение, создаваемое гальваническим элементом, также зависит от температуры.

Гальваническая коррозия

Основная статья: Гальваническая коррозия

Гальваническая коррозия – это электрохимическая эрозия металлов. Коррозия возникает, когда два разнородных металла контактируют друг с другом в присутствии электролита , например соленой воды. Это образует гальванический элемент, в котором газообразный водород образуется на более благородном (менее активном) металле. В результате электрохимического потенциала возникает электрический ток, который электролитически растворяет менее благородный материал. Концентрационная ячейка может образоваться, если один и тот же металл подвергается воздействию двух разных концентраций электролита.

Типы

• Концентрационная ячейка
• Электролитическая ячейка
• Электрохимическая ячейка
• Лимонная батарейка
• Термогальванический элемент

См. также

• Биоэлектрохимический реактор
• Потенциал покоя
• Бионано генератор
• Обозначение ячеек
• Десульфатация
• Электрохимическая инженерия
• Электродный потенциал
• Электрогидрогенез
• Электросинтез
• Ферментативный биотопливный элемент
• Гальваническая серия
• Изотопная электрохимия
• Список типов батарей
• Жертвенный анод

Внешние ссылки

• Как построить гальваническую батарею с MiniScience.com
• Гальванический элемент , анимация
• Интерактивная анимация гальванического элемента . Исследовательская группа по химическому образованию, Университет штата Айова.
• Реакции переноса электрона и окислительно-восстановительные потенциалы в Гальванических элементах – что происходит с ионами на границе фаз (НЕРНСТ, ФАРАДЕЙ) (Видео SciFox на TIB AV-Portal)