7.9 Гальванічні елементи

Система або пристрій для безпосереднього перетворення енергії хімічної реакції в електричну називається гальванічним елементом.

Перший гальванічний елемент був створений італійським дослідником А. Вольта (1799р.), він складався із цинкового та мідного електродів, занурених у розчин сульфатної кислоти. Проте такий елемент може працювати недовго, оскільки внаслідок розчинення цинку в кислоті концентрація його йонів в розчині збільшується, що призводить до зміни потенціалу цинкового електрода. Така зміна потенціалу електрода під час роботи гальванічного елемента називається гальванічною поляризацією. Прикладом може бути елемент Даніеля-Якобі, який складається із цинкового і мідного електродів, занурених відповідно у розчини сульфатів цинку і купруму, які розділені перегородкою (рис.7.3).

При зануренні електродів у розчини солей виникають електродні потенціали на пластинках цинку і міді. Потенціал цинкового електрода має більш негативне значення, тому при замиканні зовнішнього кола електрони можуть переходити від цинку до міді.

В результаті переходу електронів від цинку до міді на цинковому електроді в розчин перейде додаткова кількість йонів цинку:

Zn→Zn²⁺ + 2e (окиснення)

В той же час рівновага на мідному електроді зміститься в сторону осадження йонів на метал і пройде розрядка йонів купруму:

Cu²⁺ + 2e → Cu (відновлення)

Сумарний окисно-відновний процес, який відбувається у цинково-мідному елементі, виражається рівнянням:

Zn + Cu²⁺ = Cu + Zn²⁺

Електрод, на якому відбувається окиснення називається анодом (Zn), а електрод, на якому відбувається відновлення, – катодом (Cu). Анод (Zn) позначають знаком “мінус” (на його поверхні концентрація електронів більша, ніж на катоді), а катод (Cu) – знаком “плюс”.

Електронейтральність розчину біля обох електродів досягається завдяки тому, що йони SO₄^2- крізь пористу перегородку рухаються у напрямку протилежному рухові йонів цинку і купруму. За однаковий час скільки йонів Cu²⁺ відновилося на катоді, стільки йонів SO₄^2- перейшло через перегородку у напрямку цинкового електрода.

Гальванічні елементи позначають за допомогою схем, наприклад елемент Якобі-Даніеля

(–) Zn | ZnSO₄ || CuSO₄ | Cu (+)

де двома вертикальними рисками позначено межу між розчинами обох солей, тобто між провідниками 2-го роду. Границю розділу між провідниками 1-го роду і 2-го роду позначають однією вертикальною рискою.

Як видно, в гальванічному елементі іде хімічна реакція, а в зовнішньому колі протікає електричний струм, тобто, в гальванічному елементі відбувається перетворення хімічної енергії в електричну.

Розглянемо деякі загальні закономірності електрохімічних процесів по взаємному перетворенню електричної та хімічної енергії.

7.11 Електроліз

В процесі роботи гальванічного елемента енергія окисно-відновної хімічної реакції перетворюється на електричну енергію. Але можливе і протилежне перетворення – електричної енергії на енергію хімічних речовин. Таке перетворення має місце під час пропускання постійного електричного струму через розчини або розплави електролітів. В цих випадках за рахунок електричної енергії відбуваються несамочинні окисно-відновні процеси – процеси електролізу.

Як приклад розглянемо процеси, що відбуваються під час проходження постійного електричного струму через водний розчин купрум (II) хлориду. Для цього в розчин CuCl₂ треба занурити два електроди і сполучити їх з полюсами зовнішнього джерела постійного струму. Йони Cu²⁺ рухаються до негативного електрода, який в даному випадку називають катодом, приймають від нього електрони і відновлюються:

Cu²⁺ + 2e → Cu

Йони Сl^- рухаються до позитивного електрода (анода), віддають йому електрони і окиснюються:

2Cl^– → Cl₂ + 2е

Таким чином, купрум (II) хлорид розкладається під час електролізу на прості речовини – мідь та хлор. Слід зазначити, що в гальванічному елементі та при електролізі катод і анод мають протилежні знаки. Але в обох випадках на катоді відбувається процес відновлення, на аноді – окиснення; до катода рухаються катіони, до анода – аніони.

Оцінимо можливість самочинного перебігу реакції розкладу купрум (ІІ) хлориду на прості речовини у водному розчині в стандартних умовах:

Cu²⁺ + 2Сl^– → Cu + Cl₂.

У цій реакції окисником є йони Cu²⁺, а відновником – йони Сl^-. Процесам окиснення і відновлення відповідають такі значення стандартних потенціалів:

Cu²⁺ + 2е → Cu Е°_ок = 0,34В,

2Сl^– → Cl₂ + 2е Е°_відн = 1,36В.

Різниця потенціалів окисника і відновника (0,34 - 1,36 = -1,02 В) – від’ємна, тобто процес самочинно не відбувається. Таким чином, електроліз – це несамочинний окисно-відновний процес, що відбувається під час пропускання постійного електричного струму через розчин або розплав електроліту. Електроліз широко використовується в металургії для добування і рафінування металів, нанесення на поверхню металів захисних металічних покриттів (наприклад, хромування та нікелювання заліза), синтезу багатьох неорганічних та органічних речовин.

Різниця потенціалів, яку необхідно створити, щоб відбувався процес електролізу, повинна бути більшою від певної величини, яку називають потенціалом розкладу. Потенціал розкладу дорівнює напрузі гальванічного елемента, складеного з двох електродів, до яких входять вихідні речовини і продукти електролізу. У розглянутому прикладі він становить 1,02 В.