Гальванические элементы

В реакциях окисления - восстановления электроны непосредственно переходят от восстановителя к окислителю.

Однако эти реакции можно проводить в таких условиях, чтобы процессы окисления и восстановления были пространственно разделены, а электроны от восстановителя направлялись к окислителю по металлическому проводнику. В результате образуется поток электронов в металлическом проводнике, т.е. электрический ток.

Приборы, в которых химическая энергия окислительно-восстановительных процессов превращается в энергию электрическую, называются гальваническими элементами.

Рассмотрим в качестве примера гальванический элемент (рис. 1)

Рис. 1 Схема медно-цинкового гальванического элемента

_{2 ē}

Zn | ZnSO₄ | CuSO₄ |Cu

Схематически гальванические элементы записываются в строчку и при этом более активный электрод указывается слева; граница между электродом и раствором обозначается черточкой, а между растворами — пунктиром. Как показывает опыт, электроны по внешнему участку цепи перемещаются от цинка к меди. В гальваническом элементе происходят следующие процессы:

На аноде Zn - 2e = Zn^{2 +} (окисление).

На катоде Сu²⁺ (из раствора) + 2е = Сu (восстановление).

Ионы через пористую перегородку постепенно диффундируют в сторону цинкового электрода.

В электрохимии названия электродов гальванического элемента даются по отношению к тем процессам, которые на них происходят: на катоде — восстановление катионов, на аноде — окисление анионов или вещества самого анода.

По современным представлениям появление разности потенциалов между двумя электродами, помещенными в определенную среду, вызвано прежде всего взаимодействием этих электродов со средой. Оно может быть весьма разнообразным по своей природе, включая процессы гидратации ионов, явление адсорбции или обычную химическую реакцию.

Рис. 2. Водородный электрод

Так как узнать действительную разность потенциалов между металлом и раствором не удается, то вместо этого измеряют относительные электродные потенциалы, пользуясь так называемыми электродами сравнения. Основным электродом сравнения является водородный (рис. 2). Он представляет собой сосуд, в котором укрепленная сверху платиновая проволочка погружена в раствор серной кислоты. Водород, поступающий в сосуд из какого-нибудь прибора, частично растворяется в платине и адсорбируется на ней. На этом и основано устройство водородного электрода, так как водород, поглощенный платиной, ведет себя при соприкосновении с раствором как металл, образуя ионы Н⁺ в растворе:

Потенциал водородного электрода принимается за нуль, если водород находится в сосуде при давлении в 1 атм и постоянной температуре, а концентрация Н в растворе серной кислоты — 1 г-ион/л. Такой электрод называют стандартным. Для измерения электродных потенциалов составляют гальванический элемент, как показано на рис. 3.

Разность потенциалов гальванического элемента, у которого один полуэлемент — стандартный водородный электрод, а второй - металл в данном растворе, принимается за электродный потенциал металла в данных условиях. Величина потенциала зависит не только от природы металла, но и от окружающей его среды и от концентрации собственных ионов металла в растворе. Поэтому сопоставлять свойства металлов по их потенциалам можно тогда, когда сами металлы находятся в сходных условиях. Для этого пользуются понятием стандартных потенциалов металлов.

Стандартный потенциал металла - это разность потенциалов между металлом, погруженным в раствор своей соли, содержащей один грамм-ион металла в литре, и стандартным водородным электродом.

Располагая металлы по их стандартным потенциалам, получим электрохимический ряд металлов - ряд напряжений металлов.

Стандартные потенциалы металлов, расположенных в ряду напряжений до водорода, считаются отрицательными, после него - положительными.

Рис. 3. Схема установки для измерения электродного потенциала.

Восстановительные свойства металлов и окислительные свойства их ионов изменяются следующим образом: