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 термодинамического потенциала в результате окислительно-восстановительной реакции преобразуется в энергию электрического тока. [c.294]
Электродвижущая сила элемента. Электрическая работа равна произведению разности потенциалов на количество электричества. Максимальная разность потенциалов электродов, которая может быть получена при работе гальванического элемента, называется электродвижущей силой (ЭДС) элемента. Она равна разности равновесных потенциалов катода и анода элемента. Если на электродах превращается один моль эквивалентов вещества, то по закону Фарадея через систему протекает один фарадей электричества, при превращении одного моля вещества — п фарадеев электричества, равное числу молей эквивалентов в одном моле вещества.
Таким образом, максимальная электрическая работа гальванического элемента при превращении одного моля вещества равна [c.194]
Устройство, схематически изображенное на рис. 6.1, называют гальваническим элементом, а каждый из сосудов, содержащий раствор и платиновую пластину, — электродом или полуэлемеитом, хотя собственно электродом часто называют платиновую или другую пластину, служащую проводником электронов. При проведении реакции в гальваническом элементе химическая энергия превращается в электрическую. Электродвижущая сила ЭДС гальванического элемента может быть измерена с помощью потенциометра. Она непосредственно характеризует способность электронов данного восстановителя переходить к данному окислителю. [c.105]
Что называется электродвижущей силой (ЭДС) гальванического элемента [c.74]
Если теперь пластинку любого металла, погруженную в раствор его соли, содержащий 1 моль ионов металла в 1000 г воды, соединить с водородным электродом, как показано на рис.
5.7, то получится гальванический элемент, электродвижущую силу (ЭДС) которого легко измерить. Эта ЭДС, измеренная при 25 С, и называется стандартным электродным потенциалом данного металла (обычно обозначается ). [c.158]
Теплоемкость Коэффициент диффузии Плотность вещества Электродвижущая сила (ЭДС) Напряжение разложения Тепловое напряжение разложения Электрон [c.4]
Напряжением разложения разл в ваннах и электродвижущей силой (ЭДС) в ХИТ называют разность равновесных потенциалов системы [c.11]
Величина электродвижущей силы (ЭДС) различных термопар при температуре холодного спая С° [c.473]
Электродвижущая сила (ЭДС) этой реакции имеет положительное значение [c.148]
Электродвижущая сила (эдс) химического источника тока представляет собой разность потенциалов положительного и отрицательного электродов [c.
18]
По определению условный (относительный) окислительно-восстановительный потенциал редокс-пары (эмектродпый потенциал редокс-пары) — это электродвижущая сила (ЭДС) гальванической цепи, составленной из данного окислительно-восстановительного электрода и стандартного водородного электрода При этом в схеме записи гальва- [c.149]
Элeктpoxимичe кaя цепь является равновесной при условии, что электрохимическое равновесие имеет место на каждой из ее фазовых границ. Разность потенциалов на концах такой цепи называется электродвижущей силой (ЭДС) цепи. Рассмотрим цепь а (рис. 2.1) и предположим, что электрод М1 — цинковый, электрод М2 — хлорсеребряный, а раствором электролита служит 2пС12- В этом случае, как следует из рисунка, [c.80]
Назовем потенциалом реакции Е, или электродвижущей силой (ЭДС) реакции величину, равную ра шости окислительно-восстановительных потенциалов редокс-пар (т. е. их электродных потенциалов). В рассматриваемом случае [c.
154]
При стандартных условиях, т. е. при 298,15 К,/)Н2 = 1,013 -10 Па и Смп04- = Смпг+—Сн+ =1 моль/л, электродвижущая сила (эдс) этого элемента равна 1,51 В, Значит, стандартный электродный потенциал Мп04 /Мп составляет 1,51 В. Аналогично определяют стандартный электродный потенциал системы Ы0з / Ы02 он равен -(-0,94 В. [c.330]
Если замкнуть внешнюю цепь на сопротивление, то будет происходить лишь выделение бесполезной теплоты, затрачиваемой на нагревание сопротивления, при этом полезная работа Л не производится (см. (2.19)]. Соединив же гальванический элемент с электромотором, робратная электродвижущая сила (эдс) практически уравновесит эдс элемента, получим иной результат тепловая потеря станет минимальной, а раСюта, нао рот, достигнет предельного значения К тому же [c.204]
НлО+ -1-е-=Н-1-Н20 Если пластинку металла, погруженную в раствор его соли с активностью ионов, равной единице, соединить со стандартным водородным электродом, как показано на рис.
62, то получится гальванический элемент (электрохимическая цепь), электродвижущую силу (ЭДС) которого легко измерить. ЭДС, измеренная при 25 °С, и будет величиной стандартного электродного потенциала металла. Стандартный электродньсй потенциал обычно обозначают Е°. [c.230]
Если на одном и том же электроде могут осуществляться две реакции и более, то предпочтительней оказывается та, для протекания которой требуется наименьщая электродвижущая сила (ЭДС). [c.166]
Важнейшей количественной характеристикой электрохимического элемента является электродвижущая сила (ЭДС, обозначаемая в дальнейшем буквой ), которая равна равновесной разности потенциалов между двумя полуэлемен-тами. [c.238]
Внутренние потенциалы отдельных фаз ср е и ф , к сожалению, экспериментально измерить нельзя. Любая попытка подключить раствор с помощью провода к измерительному прибору вызывает появление новой поверхности соприкосновения фаз поверхность соприкосновения провода с раствором, на которой возникает свойственное ей редоксиравновесие.
Например, если провод сделан из меди, возникает равновесие Си » + 2е Си. Следовательно, при попытке подключить раствор к измерительному прибору возникает новый электрод со своей разностью потенциалов фаз. Из обоих электродов образуется гальванический элемент, электродвижущая сила (ЭДС) которого алгебраически складывается из разностей потенциалов отдельных электродов. ЭДС такого гальванического элемента можно измерить. [c.89]
Как осуществляется взаимодер]ствие двух окисли-Тельно-Босстаиовительных систем при работе гальванического элемента н что называют его электродвижущей силой (ЭДС) [c.258]
ЭДС гальванического элемента | Задания 251-255
Решение задач на составление схемы гальванического элемента
Задание 251.
При каком условии будет работать гальванический элемент, электроды которого сделаны из одного и того же металла? Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, в котором один никелевый электрод находится в 0,001 М растворе, а другой такой же электрод — в 0,01 М растворе сульфата никеля.
Ответ: 0,0295 В.
Решение:
Гальванический элемент, электроды которого сделаны из одного и того же металла будет работать при условии, что электроды будут опущены в растворы солей с разной концентрацией. Схема гальванического элемента, в котором один никелевый электрод находится в 0,001М растворе, а другой – в 0,01М растворе сульфата никеля имеет вид:
Электродный потенциал металла (Е) зависит от концентрации его ионов в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:
Е0 – стандартный электродный потенциал металла; n – число электронов, принимающих участие в процессе; с – концентрация ионов металла в растворе его соли (при точных вычислениях – активность).
Определим электродные потенциалы никелевых электродов при разных концентрациях ионов серебра Ni2+, получим:
Для определения ЭДС гальванического элемента из потенциала катода следует вычесть потенциал анода, получим:
Ответ: 0,0295 В.
Задание 252.
Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из свинцовой и магниевой пластин, опущенных в растворы своих солей с концентрацией [Рb2+] = [Мg2+] = 0,01 моль/л. Изменится ли ЭДС этого элемента, если концентрацию каждого из ионов увеличить в одинаковое число раз? Ответ: 2,244 В.
Решение:
Схема гальванического элемента
Вертикальная линейка обозначает поверхность раздела между металлом и раствором, а две линейки — границу раздела двух жидких фаз — пористую перегородку (или соединительную трубку, заполненную раствором электролита). Магний имеет меньший потенциал (—2,37 В) и является анодом, на котором протекает окислительный процесс:
Мg0 — 2 = Mg2+ (1)
Свинец, потенциал которой -0,127 В — катод, т.е. электрод, на котором протекает восстановительный процесс:
Pb2+ + 2 = Pb0 (2)
Уравнение окислительно-восстановительной реакции, характеризующее работу данного гальванического элемента, можно получить, сложив электронные уравнения анодного (1) и катодного (2) процессов:
Mg0 + Pb2+ = Mg2+ + Pb0
Электродный потенциал металла (Е) зависит от концентрации его ионов в растворе.
Эта зависимость выражается уравнением Нернста:
Е0 – стандартный электродный потенциал металла; n – число электронов, принимающих участие в процессе; с – концентрация ионов металла в растворе его соли (при точных вычислениях – активность). Определим электродные потенциалы кадмия и меди при заданных концентрациях:
Для определения ЭДС гальванического элемента из потенциала катода следует вычесть потенциал анода, получим:
Если концентрацию каждого из ионов Mg2+ и Pb2+ увеличить в одинаковое число раз, то ЭДС гальванического элемента не изменится, так как при этом соответственно будут уменьшаться численные значения потенциалов металлов, а разница между значениями их не изменится. Например, при увеличении концентрации ионов в 100 раз концентрация их примет значения 1 моль/л, а потенциалы электродов станут равными стандартным потенциалам металлов, то ЭДС = -0,127 – (-2,37) = 2,243 В.
Ответ: 2,243 В.
Задание 253.
Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых никель является катодом, а в другом — анодом. Напишите для каждого из этих элементов электронные уравнения реакций, протекающих на катоде и на аноде.
Решение:
а) Схема гальванического элемента, в котором никель является катодом:
Вертикальная линейка обозначает поверхность раздела между металлом и раствором, а две линейки — границу раздела двух жидких фаз — пористую перегородку (или соединительную трубку, заполненную раствором электролита). Магний имеет меньший потенциал (-2,37 В) и является анодом, на котором протекает окислительный процесс:
Mg0 — 2 = Mg2+ (1)
Никель, потенциал которой -0,25 В — катод, т.е. электрод, на котором протекает восстановительный процесс:
Ni2+ + 2 = Ni0 (2)
Уравнение окислительно-восстановительной реакции, характеризующее работу данного гальванического элемента, можно получить, сложив электронные уравнения анодного (1) и катодного (2) процессов:
Mg0 + Ni2+ = Mg2+ + Ni0
б) Схема гальванического элемента, в котором никель является анодом:
Никель имеет меньший потенциал (-0,25 В) и является анодом, на котором протекает окислительный процесс:
Ni0 — 2 = Ni2+ (1)
Медь, потенциал которой (+0,34 В) — катод, т.
е. электрод, на котором протекает восстановительный процесс:
Сu2+ + 2 = Сu0 (2)
Уравнение окислительно-восстановительной реакции, характеризующее работу данного гальванического элемента, можно получить, сложив электронные уравнения анодного (1) и катодного (2) процессов:
Ni0 + Cu2+ = Ni2+ + Cu0
Задание 254.
Железная и серебряная пластины соединены внешним проводником и погружены в раствор серной кислоты. Составьте схему данного гальванического элемента и напишите электронные уравнения процессов, происходящих на аноде и на катоде.
Решение:
Стандартные электродные потенциалы железа и серебра соответственно равны -0,44 В и +0,80 В. Исходя из того, что железо имеет более электроотрицательный потенциал, чем водород 0,00 В, то между железом и раствором серной кислоты проходит реакция (железо вытесняет водород из кислоты), и железная пластинка при этом будет уменьшаться по массе:
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2
Исходя из того, что серебро имеет более электроположительный потенциал, чем водород, то между серебром и раствором серной кислоты реакция не проходит.
Но так как железная и серебряная пластины соединены внешним проводником и погружены в раствор серной кислоты, то между ними будет проходить окислительно-восстановительный процесс, в котором железная пластина будет анодом, а серебряная – катодом.
На аноде протекает процесс:
Fe0 → Fe2+ + 2
На катоде серебряной пластинке будут разряжаться ионы водорода:
2Н+ + 2 → Н20
Схема гальванического элемента имеет вид:
(-) Fe | Fe2+ || 2H+ | H2, Ag (+)
Задание 255.
Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из пластин кадмия и магния, опущенных в растворы своих солей с концентрацией [Мg2+] = [Cd2+] = 1 моль/л. Изменится ли значение ЭДС, если концентрацию каждого из ионов понизить до 0,01 моль/л? Ответ: 1,967 В.
Решение:
Магний имеет меньший потенциал (-2,37 В) и является анодом, на котором протекает окислительный процесс:
Mg0 — 2 = Mg2+ (1)
Кадмий, потенциал которой (-0,403 В) — катод, т.е. электрод, на котором протекает восстановительный процесс:
Cd2+ + 2 = Cd0 (2)
Схема гальванического элемента имеет вид:
Электродный потенциал металла (Е) зависит от концентрации его ионов в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:
Е0 – стандартный электродный потенциал металла; n – число электронов, принимающих участие в процессе; с – концентрация ионов металла в растворе его соли (при точных вычислениях – активность). Определим электродные потенциалы кадмия и меди при заданных концентрациях:
Для определения ЭДС гальванического элемента из потенциала катода следует вычесть потенциал анода, получим:
Рассчитаем электродные потенциалы магния и кадмия при концентрации их ионов в растворе равной 0,01 моль/л:
Рассчитаем ЭДС:
Таким образом, ЭДС гальванического элемента при равном уменьшении концентрации ионов металлов в их растворах не изменяется.
Ответ: 1,967 В.
Что такое ЭДС (электродвижущая сила): определение простыми словами
Под ЭДС понимается удельная работа сторонних сил по перемещению единичного заряда в контуре электрической цепи. Это понятие в электричестве предполагает множество физических толкований, относящихся к различным областям технических знаний. В электротехнике — это удельная работа сторонних сил, появляющаяся в индуктивных обмотках при наведении в них переменного поля. В химии она означает разность потенциалов, возникающее при электролизе, а также при реакциях, сопровождающихся разделением электрических зарядов. В физике она соответствует электродвижущей силе, создаваемой на концах электрической термопары, например. Чтобы объяснить суть ЭДС простыми словами – потребуется рассмотреть каждый из вариантов ее трактовки.
Прежде чем перейти к основной части статьи отметим, что ЭДС и напряжение очень близкие по смыслу понятия, но всё же несколько отличаются.
Если сказать кратко, то ЭДС — на источнике питания без нагрузки, а когда к нему подключают нагрузку — это уже напряжение. Потому что количество вольт на ИП под нагрузкой почти всегда несколько меньше, чем без неё. Это связано с наличием внутреннего сопротивления таких источников питания, как трансформаторы и гальванические элементы.
Электромагнитная индукция (самоиндукция)
Начнем с электромагнитной индукции. Это явление описывает закон электромагнитной индукции Фарадея. Физический смысл этого явления состоит в способности электромагнитного поля наводить ЭДС в находящемся рядом проводнике. При этом или поле должно изменяться, например, по величине и направлению векторов, или перемещаться относительно проводника, или должен двигаться проводник относительно этого поля. На концах проводника в этом случае возникает разность потенциалов.
Есть и другое похожее по смыслу явление — взаимоиндукция. Оно заключается в том, что изменение направления и силы тока одной катушки индуцирует ЭДС на выводах расположенной рядом катушки, широко применяется в различных областях техники, включая электрику и электронику.
Оно лежит в основе работы трансформаторов, где магнитный поток одной обмотки наводит ток и напряжение во второй.
В электрике физический эффект под названием ЭДС используется при изготовлении специальных преобразователей переменного тока, обеспечивающих получение нужных значений действующих величин (тока и напряжения). Благодаря явлениям индукции и самоиндукции инженерам удалось разработать множество электротехнических устройств: от обычной катушки индуктивности (дросселя) и вплоть до трансформатора.
Понятие взаимоиндукции касается только переменного тока, при протекании которого в контуре или проводнике меняется магнитный поток.
Для электрического тока постоянной направленности характерны другие проявления этой силы, такие, например, как разность потенциалов на полюсах гальванического элемента, о чем мы расскажем далее.
Электродвигатели и генераторы
Тот же электромагнитный эффект наблюдается в конструкции асинхронного или синхронного электродвигателя, основной элемент которых — это индуктивные катушки.
О его работе доступным языком рассказывается во многих учебных пособиях, относящихся к предмету под названием «Электротехника». Для понимания сути происходящих процессов достаточно вспомнить, что ЭДС индукции наводится при перемещении проводника внутри другого поля.
По упомянутому выше закону электромагнитной индукции, в обмотке якоря двигателя во время работы наводится встречная ЭДС, которую часто называют «противо-ЭДС», потому что при работе двигателя она направлена навстречу приложенному напряжению. Это же объясняет резкое возрастание тока, потребляемого двигателем при повышении нагрузки или заклинивании вала, а также пусковые токи. Для электрического двигателя все условия появления разности потенциалов налицо – принудительное изменение магнитного поля ее катушек приводит к появлению вращающего момента на оси ротора.
К сожалению, в пределах этой статьи углубляться в эту тему мы не будем — пишите в комментариях, если она вам интересна, и мы расскажем об этом.
В другом электротехническом устройстве – генераторе, все обстоит точно так же, но происходящие в нем процессы имеют обратную направленность.
Через обмотки ротора пропускают электрический ток, вокруг них возникает магнитное поле (могут использоваться постоянные магниты). При вращении ротора поле, в свою очередь, наводит ЭДС в обмотках статора — с которых снимают ток нагрузки.
Еще немного теории
При проектировании таких схем учитываются распределение токов и падение напряжения на отдельных элементах. Для расчета распределения первого параметра применяется известный из физики второй закон Кирхгофа — сумма падений напряжений (с учетом знака) на всех ветвях замкнутого контура, равна алгебраической сумме ЭДС ветвей этого контура), а для определения их величин используют закон Ома для участка цепи или закон Ома для полной цепи, формула которого приведена ниже:
I=E/(R+r),
где E – ЭДС, R – сопротивление нагрузки, r – сопротивление источника питания.
Внутреннее сопротивление источника питания — это сопротивление обмоток генераторов и трансформаторов, которое зависит от сечения провода, которым они намотаны и его длины, а также внутреннее сопротивление гальванических элементов, которое зависит от состояния анода, катода и электролита.
При проведении расчетов обязательно учитывается внутреннее сопротивление источника питания, рассматриваемое как параллельное подключение к схеме. При более точном подходе, учитывающем большие значения рабочих токов, принимается во внимание сопротивление каждого соединительного проводника.
ЭДС в быту и единицы измерения
Другие примеры встречаются в практической жизни любого рядового человека. Под эту категорию попадают такие привычные вещи, как малогабаритные батарейки, а также другие миниатюрные элементы питания. В этом случае рабочая ЭДС формируется за счет химических процессов, протекающих внутри источников постоянного напряжения.
Когда оно возникает на клеммах (полюсах) батареи вследствие внутренних изменений – элемент полностью готов к работе. Со временем величина ЭДС несколько снижается, а внутреннее сопротивление заметно возрастает.
В результате если вы измеряете напряжение на не подключенной ни к чему пальчиковой батарейке вы видите нормальные для неё 1.
5В (или около того), но когда к батарейке подключается нагрузка, допустим, вы установили её в какой-то прибор — он не работает.
Почему? Потому что если предположить, что у вольтметра внутреннее сопротивление во много раз выше, чем внутреннее сопротивлении батарейки — то вы измеряли её ЭДС. Когда батарейка начала отдавать ток в нагрузке на её выводах стало не 1.5В, а, допустим, 1.2В — прибору недостаточно ни напряжения, ни тока для нормальной работы. Как раз вот эти 0.3В и упали на внутреннем сопротивлении гальванического элемента. Если батарейка совсем старая и её электроды разрушены, то на клеммах батареи может не быть вообще никакой электродвижущей силы или напряжения — т.е. ноль.
Этот пример наглядно демонстрирует в чем отличие ЭДС и напряжения. То же рассказывает автор в конце видеоролика, который вы видите ниже.
Подробнее о том, как возникает ЭДС гальванического элемента и в чем оно измеряется вы можете узнать в следующем ролике:
youtube.com/embed/jK8bkhIqQtM» allowfullscreen=»allowfullscreen»/>
Совсем небольшая по величине электродвижущая сила наводится и в рамках антенны приемника, которая усиливается затем специальными каскадами, и мы получаем наш телевизионный, радио и даже Wi-Fi сигнал.
Заключение
Давайте подведем итоги и еще раз кратко напомним, что такое ЭДС и в каких единицах СИ выражается эта величина.
- ЭДС характеризует работу сторонних сил (химических или физических) неэлектрического происхождения в электрической цепи. Эта сила выполняет работу по переносу электрических зарядов ней.
- ЭДС, как и напряжение измеряется в Вольтах.
- Отличия ЭДС от напряжения состоят в том, что первое измеряется без нагрузки, а второе с нагрузкой, при этом учитывается и оказывает влияние внутреннее сопротивление источника питания.
И наконец, для закрепления пройденного материала, советую посмотреть еще одно хорошее видео на эту тему:
youtube.com/embed/YXD4ThltnQo» allowfullscreen=»allowfullscreen»/>
Материалы по теме:
5.1. Электродные потенциалы. Гальванические элементы. ЭДС
При соприкосновении двух химически или физически разнородных материалов (металл 1 (проводник I рода) – металл 2 (проводник I рода), металл (проводник I рода) – раствор соли металла (проводник II рода), раствор электролита 1 (проводник II рода) – раствор электролита 2 (проводник II рода) и т. д.) между ними возникает двойной электрический слой (ДЭС). ДЭС является результатом упорядоченного распределения противоположно заряженных частиц на границе раздела фаз.
Образование ДЭС приводит к скачку потенциала ?, который в условиях равновесия металл (проводник I рода) – раствор соли металла (проводник II рода) называется галъвани-потенциалом.
Система: металл (Me) – водный раствор соли данного Me – называется электродом или полуэлементом и схематически изображается следующим образом:
Меn+ | Me
Электрод (п/э) записывается так, чтобы все вещества, находящиеся в растворе, были помещены слева, а электродный материал – справа от вертикальной черты.
? > 0, если на электроде протекает реакция восстановления Меn+ + nе? ? Ме0,
? < 0, если на электроде протекает реакция окисления Ме0 ? Меn+ + nе?.
Электродным потенциалом ЕМеn+/Ме называется равновесная разность потенциалов, возникающая на границе фаз проводник I рода/проводник II рода и измеренная относительно стандартного водородного электрода.
уравнение Нернста, где n – число электронов, участвующих в электродной реакции; СМеn+ – концентрация катионов; ЕМеn+/Ме – стандартный электродный потенциал.
Контактный потенциал ?? – равновесный скачек потенциалов, возникающий на границе раздела двух проводников I рода.
Диффузионный потенциал ?диф – равновесная разность потенциалов, возникающая на границе фаз проводник II рода/проводник II рода.
Гальванический элемент (г. э.) – электрическая цепь, состоящая из двух или нескольких п.э. и производящая электрическую энергию за счет протекающей в ней химической реакции, причем стадии окисления и восстановления химической реакции пространственно разделены.
Электрод, на котором при работе гальванического элемента протекает процесс окисления, называется анодом, электрод, на котором идет процесс восстановления, – катодом.
Правила ИЮПАК для записи гальванических элементов и реакций, протекающих в них
1. В г. э. работа производится, поэтому ЭДС элемента считается величиной положительной.
2. Величина ЭДС гальванической цепи Е определяется алгебраической суммой скачков потенциала на границах раздела всех фаз, но так как на аноде протекает окисление, то ЭДС рассчитывают, вычитая из числового значения потенциала катода (правого электрода) значение потенциала анода (левого электрода) – правило правого полюса.
Поэтому схему элемента записывают так, чтобы левый электрод был отрицательным (протекает окисление), а правый – положительным (протекает процесс восстановления).
3. Границу раздела между проводником I рода и проводником II рода обозначают одной чертой.
4. Границу между двумя проводниками II рода изображают пунктирной чертой.
5. Электролитный мостик на границе двух проводников II рода обозначают двумя пунктирными чертами.
6. Компоненты одной фазы записывают через запятую.
7. Уравнение электродной реакции записывают так, чтобы слева располагались вещества в окисленной форме (Ох), а справа – в восстановленной (Red).
Гальванический элемент Даниэля-Якоби состоит из цинковой и медной пластин, погруженных в соответствующие растворы ZnSO4 и CuSO4, которые разделены солевым мостиком с раствором KCl: электролитический мостик обеспечивает электрическую проводимость между растворами, но препятствует их взаимной диффузии.
(-) Zn | Zn 2+:: Cu 2+| Cu (+)
Реакции на электродах:
Zn0 ? Zn2+ + 2e?
Cu2+ + 2е? ? Cu0
Суммарный окислительно-восстановительный процесс:
Cu2+ + Zn0 ? Cu0 + Zn2+
Работа тока гальванического элемента (и, следовательно, разность потенциалов), будет максимальна при его обратимой работе, когда процессы на электродах протекают бесконечно медленно и сила тока в цепи бесконечно мала.
Максимальная разность потенциалов, возникающая при обратимой работе гальванического элемента, есть электродвижущая сила (ЭДС) гальванического элемента Е.
ЭДС элемента EZn/Cu = ?Cu2+/Cu + ?Zn2+/Zn+ ?к + ?диф.
Без учета ?диф и ?к: EZn/Cu= ?Cu2+/Cu + ?Zn2+/Zn= ЕCu2+/Cu+ Е Zn2+/Zn – гальванические элементы, состоящие из двух одинаковых металлических электродов, опущенных в растворы соли этого металла с различными концентрациями С1 > С2. Катодом в этом случае будет являться электрод с большей концентрацией, т. к. стандартные электродные потенциалы обоих электродов равны.
Концентрационные цепи
Единственным результатом работы концентрационного элемента является перенос ионов металла из более концентрированного раствора в менее концентрированный.
Работа электрического тока в концентрационном гальваническом элементе – это работа диффузионного процесса, который проводится обратимо в результате пространственного разделения его на два противоположных по направлению обратимых электродных процесса.
Персональный сайт — Электродные потенциалы. ЭДС
Электродный потенциал металла (φ) зависит от концентрации его ионов в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:
Пример 1. Магниевую пластинку опустили в раствор его соли. При этом электродный потенциал магния оказался равен –2,363 В. Вычислите концентрацию ионов магния (в моль/л).
Решение. Подобные задачи также решаются на основании
уравнения Нернста:
−2,41= −2,37+ (0,059/2)·lgC
−0,04 = 0,0295lgC,
lgC = −0,04/0,0295 = −1,3559
C(Mg2+) = 4,2 ·10-2 моль/л
Пример 2. Составьте схему гальванического элемента, в котором электродами являются магниевая и цинковая пластинки, опущенные в растворы их ионов с активной концентрацией 1 моль/л. Какой металл является анодом, какой катодом? Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей в этом гальваническом элементе, и вычислите его ЭДС.
Решение. Магний имеет меньший потенциал (φ°(Mg2+/Mg) =–2,363 В) и является анодом, на котором протекает окислительный процесс:
(-)А| Mg0 − 2ē =Mg2+ (1)
Цинк, потенциал которого φ°(Zn2+/Zn) = –0,763 В, — катод, т.е. электрод, на котором протекает восстановительный процесс:
(+)К| Zn2++ 2ē = Zn0 (2)
Уравнение окислительно-восстановительной реакции, характеризующее работу данного гальванического элемента, можно получить, сложив электронные уравнения анодного (1)
и катодного (2) процессов:
Mg0 + Zn2+ = Mg2+ + Zn0
Схема данного гальванического элемента
(–) Mg | Mg2+ || Zn2+ | Zn (+)
Вертикальной линией обозначается поверхность раздела между металлом и раствором, а двумя – границу раздела жидких фаз – пористую перегородку (или соединительную трубку, заполненную раствором электролита)
Для определения ЭДС гальванического элемента из потенциала катода следует вычесть потенциал анода. Так как концентрация ионов в растворе равна 1 моль/л, то ЭДС элемента
равна разности стандартных потенциалов двух его электродов:
Е = φ°(Zn2+/Zn) − φ°(Mg2+/Mg) = −0,763 − (− 2,37) = 1,607 В.
Пример 3. Рассчитайте ЭДС концентрационного гальванического
элемента, состоящего их двух водородных электродов, погруженных в растворы с рН
3 и 5. Написать уравнения электродных процессов, составить схему элемента
Решение. Для определения потенциала водородного электрода
используем уравние Нернста, преобразованного для водородного электрода:
φ(Н+/Н2) = -0,059·рН
Потенциал электрода в растворе с рН = 3, φ(Н+/Н2) = -0.059·3 = -0.177 В
Потенциал электрода в растворе с рН = 5, φ(Н+/Н2) = -0.059·5 = -0.295 В
Наибольший потенциал имеет водородный электрод, погруженный
в раствор с рН = 3, следовательно, этот электрод является катодом. На нем
протекает реакция восстановления:
(+)К| 2Н+ + 2ē → Н2
Водородный электрод, погруженный в раствор с рН = 5 является
анодом. На нем протекает реакция окисления:
(-)А| Н2 — 2ē → 2Н+
Схема гальванического элемента:
(–) Pt, h3 | H+, pH = 5 || H+, pH = 3 | h3 , Pt (+)
Определяем ЭДС гальванического элемента E = φк
– φа = -0,177- (-0,295) = 0,118 В
Пример 4.
Составьте схему, напишите реакции и
рассчитайте ЭДС окислительно-восстановительного гальванического элемента, составленного из
электродов Pt|Fe3+, Fe2+ и Pt|Cr3+,
Cr2+ при активности
ионов Fe3+, Cr3+ a =
0,01 моль/л, а ионов Fe2+, Cr2+ a =
0,1 моль/л
Решение. Для определения окислительно-восстановительных потенциалов
электродов используем уравнение Нернста:
φ(Fe3+/Fe2+) = φ°(Fe3+/Fe2+) + 0,059/n·lg(a(Fe3+)/a(Fe2+)) =
0,77 + 0,059/1·lg(0,01/0,1)= 0,77 – 0,059 = 0,71 В
φ(Cr3+/Cr2+) = φ°(Cr3+/Cr2+) + 0,059/n·lg(a(Cr3+)/a(Cr2+)) = -0,41
+ 0,059/1·lg(0,01/0,1)= -0,41– 0,059 =- 0,47 В
Наибольший потенциал имеет первый
электрод, следовательно этот электрод является катодом на нем происходит
реакция восстановления:
(+) К| Fe3+ + ē →Fe2+.
Второй электрод, имеющий
наименьший потенциал, является анодом. На нем происходит реакция окисления:
(-) А| Cr2+ — ē → Cr3+
Токообразующая реакция определяется
сложением анодной и катодной полуреакций с учетом равенства принятых и отданных
электронов:
Fe3+ + Cr2+ → Fe2+ + Cr3+.
Схема гальванического элемента:
(-) Pt | Cr3+, Cr2+ || Fe3+, Fe2+ | Pt (+)
Определяем ЭДС гальванического
элемента E = φк – φа = -0,71- (-0,47) = 1.18
В
Конструктор гальванических элементов. Методические материалы
В данной модели демонстрируется зависимость ЭДС гальванического элемента от материалов, из которых сделаны его
электроды.
Обратите внимание на то, что тот электрод, у которого стандартный потенциал больше (то есть он сложнее окисляется),
выступает в гальваническом элементе положительным полюсом, а тот, у кого меньше, – отдает электроны и является «минусом».
Работа с моделью
Выбор материалов электродов в модели гальванического элемента осуществляется нажатием одной из радиокнопок,
соответствующих первому или второму электроду. Рядом с каждой из кнопок приведены восстановленная и окисленная формы
данного вещества, которые возникают в реакциях, происходящих в гальваническом элементе.
ЭДС гальванического элемента с одинаковыми электродами и равными концентрациями (активностями) ионов в растворе равен
нулю. В модели это подтверждается нулевым напряжением на вольтметре в цепи такого элемента. В левом нижнем углу модели
приводится схема расчета ЭДС гальванического элемента. Она равна разности стандартных потенциалов электродов.
Стандартным потенциалом в свою очередь называют ЭДС элемента, один из электродов которого сделан из исследуемого
материала, а второй представляет собой омываемый газообразным водородом платиновый электрод (стандартный водородный
электрод). ЭДС элемента может быть вычислена, как алгебраическая сумма ЭДС двух гальванических элементов,
последовательно соединенных между собой. Первый из них состоит из первого электрода исходного элемента и стандартного
электрода, а второй – из стандартного электрода и второго электрода исходного элемента.
Рекомендации по применению модели
Данная модель может быть применена в качестве интерактивной иллюстрации на уроках изучения нового материала в 8 классе
по теме «Гальванический элемент», в 10 классе по теме «Электродвижущая сила», а также использована в качестве
экспериментальной поддержки творческой исследовательской работы учащихся в рамках факультатива, элективного курса,
работы над рефератами.
Интересным применением модели может быть организация интегрированного урока по физике и химии, тематически посвященного
различным видам источников питания. В данном случае учебные задания могут включать написание формул
окислительно-восстановительных реакций и так далее.
Пример планирования уроков с использованием модели
10 класс. Тема «Электродвижущая сила. Источники тока»
Цель урока: рассмотреть различные типы источников тока, ввести понятие электродвижущей силы.
На предлагаемом уроке учитель излагает новый материал, используя в качестве иллюстративного компонента
компьютерную модель.
| |||||||||||||||||||||
|
Таблица 1.
|
%d1%8d%d0%b4%d1%81%20%d0%b3%d0%b0%d0%bb%d1%8c%d0%b2%d0%b0%d0%bd%d0%b8%d1%87%d0%b5%d1%81%d0%ba%d0%be%d0%b3%d0%be%20%d1%8d%d0%bb%d0%b5%d0%bc%d0%b5%d0%bd%d1%82%d0%b0 — со всех языков на все языки
Все языкиРусскийАнглийскийИспанский────────Айнский языкАканАлбанскийАлтайскийАрабскийАрагонскийАрмянскийАрумынскийАстурийскийАфрикаансБагобоБаскскийБашкирскийБелорусскийБолгарскийБурятскийВаллийскийВарайскийВенгерскийВепсскийВерхнелужицкийВьетнамскийГаитянскийГреческийГрузинскийГуараниГэльскийДатскийДолганскийДревнерусский языкИвритИдишИнгушскийИндонезийскийИнупиакИрландскийИсландскийИтальянскийЙорубаКазахскийКарачаевскийКаталанскийКвеньяКечуаКиргизскийКитайскийКлингонскийКомиКомиКорейскийКриКрымскотатарскийКумыкскийКурдскийКхмерскийЛатинскийЛатышскийЛингалаЛитовскийЛюксембургскийМайяМакедонскийМалайскийМаньчжурскийМаориМарийскийМикенскийМокшанскийМонгольскийНауатльНемецкийНидерландскийНогайскийНорвежскийОрокскийОсетинскийОсманскийПалиПапьяментоПенджабскийПерсидскийПольскийПортугальскийРумынский, МолдавскийСанскритСеверносаамскийСербскийСефардскийСилезскийСловацкийСловенскийСуахилиТагальскийТаджикскийТайскийТатарскийТвиТибетскийТофаларскийТувинскийТурецкийТуркменскийУдмуртскийУзбекскийУйгурскийУкраинскийУрдуУрумскийФарерскийФинскийФранцузскийХиндиХорватскийЦерковнославянский (Старославянский)ЧеркесскийЧерокиЧеченскийЧешскийЧувашскийШайенскогоШведскийШорскийШумерскийЭвенкийскийЭльзасскийЭрзянскийЭсперантоЭстонскийЮпийскийЯкутскийЯпонский
Все языкиРусскийАнглийскийИспанский────────АймараАйнский языкАлбанскийАлтайскийАрабскийАрмянскийАфрикаансБаскскийБашкирскийБелорусскийБолгарскийВенгерскийВепсскийВодскийВьетнамскийГаитянскийГалисийскийГреческийГрузинскийДатскийДревнерусский языкИвритИдишИжорскийИнгушскийИндонезийскийИрландскийИсландскийИтальянскийЙорубаКазахскийКарачаевскийКаталанскийКвеньяКечуаКитайскийКлингонскийКорейскийКрымскотатарскийКумыкскийКурдскийКхмерскийЛатинскийЛатышскийЛингалаЛитовскийЛожбанМайяМакедонскийМалайскийМальтийскийМаориМарийскийМокшанскийМонгольскийНемецкийНидерландскийНорвежскийОсетинскийПалиПапьяментоПенджабскийПерсидскийПольскийПортугальскийПуштуРумынский, МолдавскийСербскийСловацкийСловенскийСуахилиТагальскийТаджикскийТайскийТамильскийТатарскийТурецкийТуркменскийУдмуртскийУзбекскийУйгурскийУкраинскийУрдуУрумскийФарерскийФинскийФранцузскийХиндиХорватскийЦерковнославянский (Старославянский)ЧаморроЧерокиЧеченскийЧешскийЧувашскийШведскийШорскийЭвенкийскийЭльзасскийЭрзянскийЭсперантоЭстонскийЯкутскийЯпонский
2+\: (1\: M)\, |\, Cu_{\large{(s)}}}\)
измерено как 1,100 В.
Концентрация 1 M в идеальном растворе определяется как стандартное состояние, и 1,100 В, таким образом, является стандартной электродвижущей силой , D E или , или стандартным потенциалом ячейки для гальванического элемента \(\ce{Zn-Cu}\).
Стандартный потенциал элемента D E o гальванического элемента можно оценить по стандартным восстановительным потенциалам двух полуэлементов E o .+\: (1.0\: М)}\).
Его потенциал восстановления или потенциал окисления определен как равный нулю.
Восстановительные потенциалы всех остальных полуэлементов, измеренные в вольтах по отношению к SHE, представляют собой разницу в электрической потенциальной энергии на кулон заряда.
Обратите внимание, что единица измерения энергии Дж = кулон-вольт, а свободная энергия Гиббса Г является произведением заряда q и разности потенциалов E :
для расчетов электроэнергии.
2+}\) ионы равны 1,0 М, а давление \(\ce{h3}\) равно 1,0 атм, разность потенциалов между двумя электродами будет -0,763 В (\(\ce{Zn}\ ) электрод является отрицательным электродом). Указанные выше условия называются стандартными условиями , а полученная таким образом ЭДС является стандартным восстановительным потенциалом .
Обратите внимание, что приведенная выше ячейка находится в обратном порядке по сравнению с порядком, приведенным во многих учебниках, но такое расположение дает стандартные потенциалы восстановления напрямую, потому что полуячейка \(\ce{Zn}\) является полуячейкой восстановления.* = \textrm{1,100 В}\)
Обратите внимание, что E * — стандартный потенциал окисления, а E° — стандартный потенциал восстановления, E * = — E°. Стандартный клеточный потенциал представлен dE°.
ОБСУЖДЕНИЕ
Положительный потенциал подтверждает ваше наблюдение, что металлический цинк реагирует с ионами меди в растворе с образованием металлической меди.
+\:(1.\circ = \textrm{-3,844 В}\)
ОБСУЖДЕНИЕ
Отрицательный потенциал указывает на то, что обратная реакция должна быть самопроизвольной.
В некоторых калькуляторах используется литиевая батарея. Атомный вес \(\ce{Li}\) равен 6,94, что намного легче, чем \(\ce{Zn}\) (65,4).
Электродвижущая сила – обзор
2.6 Электродвижущая сила Серия
Ряды ЭДС стандартного электродного потенциала полуэлемента по водородной шкале приведены в таблице 2.2. Реакции в этой таблице записаны как реакции восстановления слева направо при T = 25 °C. Они имеют ту же полярность, что и восстановительный потенциал, который измеряется экспериментально.
Таблица 2.2. Стандартные потенциалы электрода при 25 ° C и их изотермические коэффициенты температуры [12]
| реакция электрода | E ° ( v против она) | De ° DT × 103V ° C | ||
|---|---|---|---|---|
| Li + |Li | Li + + e − = Li | − 3. 045 | — 0.534 | |
| RB + | RB + RB + + E — = RB | — 1.245 | CS + | CS | CS + + E — = CS | — 2.923 | — 1.197 |
| K + | K 8 | K + + E — = K | — 2.925 | — 1.080 | |
| Ra 2 + |Ra | Ra 2 + + 2e − = Ra | − 2.916 | — 0.59 | |
| ba 2 + | ba 2 + ba 2 + ba 2 + 5 ba 2 + + 2e — = ba | — 2.906 | — 0.395 | ||
| CA 2 + | CA | CA 2 + + 2e — = Ca | — 2.866 | — 0.175 | |
| Na + | Na | Na + + E — = Na | — 2. 714 | − 0,772 | |
| La 3 + |La | La 3 + + 3e − = La | − 2.522 | + 0.085 | |
| MG 2 + | MG | MG 2 + + 2e — = MG | — 2.363 | + 0.103 | Be 2 + | быть | BE 2 + + 2e — = BE | — 1.847 | + 0.565 |
| AL 3 + + 3E — = AL | — 1.662 | + 0,504 | ||
| Ti 2 −+ |Ti | Ti 2 + + 2e − = Ti | 8 | — | — | ZR 4 + | ZR 8 | ZR 4 + + 4E — = ZR | — 1.529 | — |
| V 2 + | V | V 2 + + 2e — = V | — 1. 186 | — | |
| Mn 2 + | MN | MN 2 + + 2E — = MN | — 1.180 | — 1.180 | 0,08 |
| Zn 2 + |Zn | Zn 2 + + 2e − = Zn | − 0.762 | + 0.09 | |
| Cr 3 + |Cr | Cr 3 + + 3e − = Cr | − 0.744 | + 0.468 | |
| SbO 2 − |Sb | SbO 2 − + 2H 2 O + 3e − = Sb + 4OH − | − 0.670 | — | |
| Ga 3 + |Ga | Ga 3 + + 3e − = Ga | − 0.529 | + 0.67 | |
| S 2- | S | — 0.510 | — | ||
| Fe 2 + | Fe | Fe 2 + + 2E — = Fe | — 0,05288 | + 0,052 | |
| CR 3 + , CR 2 + | PT | CR 3 + + E — = CR 2 + 2 + | — 0,408 | — | |
| CD 2 + | CD | — 0.402 | — 0.093 | Ti 3 + , Ti 2 + | PT 2 + | PT 2 + | PT 2 + | PT 2 + | PT 8 5 Ti — = Ti 2 + | — 0.369 | — |
| TL + | TL | TL + + E — = TL — = TL | — 1.327 | CO 2 + | CO | CO 2 + + 2E — = CO | — 0.277 | + 0,06 |
| Ni 2 + | Ni 2 + | Ni | Ni 2 + + 2e — = Ni | — 0. 250 | + 0.06 | |
| MO 3 + | MO | MO 3 + + 3E — = MO | — 0.20 | — | |
| Sn 2 + | Sn | Sn 2 + + 2E — = Sn | — 0.138 | — 0.282 | |
| PB 2 + | PB | PB 2 + + 2E — = PB | — 0.126 | — 0.451 | Ti 4 + , Ti 3 + | PT | Ti 4 + + E — = Ti — = Ti 3 + | — 0.040188 | — | — | H + , H 2 | PT | H + + E — = ½ H 2 | ± 0,000 | ± 0,000 (+ 0,871) ⁎ |
| SN 4 + , SN 2 + | PT | Sn 4 + + 2e — = Sn 2 + | + 0. 015 | — | |
| CU 2 + 0153 | + 0.073 | CU 2 + | Cu 2 + CU 2 + + 2E — = 2e — = Cu | + 0.337 | + 0.008 |
| FE (CN) 6 3 — , FE (CN) 6 4 — | PT | FE (CN) 6 3 — + E — = FE (CN) 6 4 — | + 0.360 | — | OH — , O 2 | PT | + 0.401 | — 0.440 | CU + | Cu + | Cu | CU + + E — = Cu | + 0.521 | — 0.058 | I — | I 2 , PT | I 2 + 2E — = 2i — = 2i — = 2i — | + 0. 535 | — 0.148 |
| MNO 4 — , MNO 4 2- | PT | MNO 4 − + e − = MnO 4 2 − | + 0.564 | — | — | Fe 3 + , Fe 2 + | PT 2 + | Pt | Fe — = E — = Fe 2 + | + 0,771 | + 1.188 |
| HG 2 2 + | HG | HG 2 2 + + 2E — = 2HG | + 0,788 | — | AG + | AG | AG + + e − = Ag | + 0.799 999 9 | — 1.000 |
| HG 2 + | HG 2 + | HG | HG 2 + + 2E — = HG | — | ||
| HG 2 + , HG + | PT | HG 2 + + E — = Hg + | + 0,910 | — | |
| PD 2 + | PD | PD 2 + + 2e — = PD | + 0,987 | — | — | Br — | Br 2 , PT | BR 2 + 2e — = 2BR — | + 1. 065 | — 0.629 |
| PT 2 + | PT 2 + | PT 2 + | PT 8 | PT 2 + + 2e — = PT | + 1.200 | — | |
| MN 2 + , H + | MNO 2 , PT | + 1.230 | — 0.661 | ||
| CR 3 + , CR 2 O 7 o 7 2 — , H + | PT | CR 2 O 7 2 — + 14H + + 6E — = 2Cr 3 + + 7H 2 O | + 1.330 | — 1.263 | |
| CL — | CL 2 , PT 2 , PT CL 2 + 2e — = 2CL — | + 1.359 | — 1.260 | ||
| PB 2 + , H + | PBO 2 , PT | PT 2 + 4H + + 2E — = PB 2 + + 2H 2 O | + 1. 455 | — 0,238 | |
| Au 3 + |Au | Au 3 + + 3e − = Au | + 1.498 | — | |
| MNO 4 — , H + | MNO 2 , PT | MNO 4 — + 4H + + 3E — = MNO 2 + 2H 2 O | — 0.666 | ||
| CE 4 + , CE 3 + | PT | CE 4 + + E — = CE 3 + | + 1.610 | — | |
| , так что 4 2 — , H + | PBSO 4 , PB 2 , PB | PBO 2 + SO 4 2 — + 4H + + 2e − = PbSO 4 + 2H 2 O | + 1.682 | + 0.326 | |
| Au + | Au | AU + + E — = AU | — |
440
691от уравнения. (2.38), невозможно различить, какие из участников реакции являются реагентами (окисленные частицы), а какие — продуктами (восстановленные частицы). Следующие правила были приняты Международным союзом теоретической и прикладной химии (IUPAC) в Стокгольме в 1953 г. для решения вопроса о знаках электродного потенциала и определения того, какие вещества следует считать реагентами, а какие продуктами.Любая электрохимическая ячейка, согласно этому соглашению, записывается слева направо следующим образом: (i) материал одного из двух электродов, (ii) раствор, контактирующий с одним электродом, (iii) раствор, контактирующий с второй электрод и (iv) материал второго электрода. В письменном выражении электроды отделены от растворов одной чертой, а растворы разделены двойной чертой, что указывает на отсутствие диффузионного потенциала между растворами в ячейке.
Из двух электродных потенциалов полуэлемента экспериментально может быть измерен только потенциал элемента E .
Следовательно, невозможно измерить абсолютные значения электродного потенциала любой отдельной полуэлемента. Для решения этой проблемы Нернст предложил использовать потенциал водородного электрода при давлении водорода 1 атм и при единичной концентрации иона водорода в качестве произвольного нулевого потенциала. В таблице 2.2 все перечисленные потенциалы даны по водородной шкале, в которой потенциал полуячейки водородного электрода eH+|h3o находится в стандартном состоянии и условно принят за нулевую точку отсчета в ряду электродвижущих сил.Свободная энергия Гиббса для реакции выделения водорода не равна нулю.
(2.9b)2H++2e−→h3
Нулевое значение водородного электрода сравнения было принято IUPAC, как было предложено Нернстом для удобства, чтобы стандартный водородный электрод (SHE) служил в качестве эталона потенциал. Используя эту шкалу, потенциал электрода можно определить при всех температурах. Однако произвольный нуль будет разным при разных температурах [12–14].
Потенциал полуэлемента любой реакции окислительно-восстановительной коррозии измеряется, когда полуэлемент связан с SHE.
Пример измерения потенциала полуэлемента приведен для электрода Sn|Sn 2 + на рис. 2.2. Металлическое олово погружают в 1М стандартный раствор Sn 2 + в соляной кислоте и отделяют через мембрану от электрода сравнения H 2 | H + . Это соединение устанавливает гальванический элемент, который, согласно соглашению IUPAC, записывается как:
Рис. 2.2. Схема электрохимической ячейки, показывающая измерение потенциала ячейки.
(2.46)Pt,h3|HCl||Sn2+|Sn
(2,47)Sn+2H+→Sn2++h3
Как Sn, так и Sn 2 + в реакции коррозии находятся в стандартном состоянии. Потенциал, измеренный для электрода Sn|Sn 2 + , составляет 0,138 В с отрицательным значением Sn|Sn 2 + по сравнению с водородным электродом сравнения. Поскольку потенциал SHE определен как нулевой, стандартный потенциал окислительно-восстановительной системы Sn 2 + |Sn составляет e o =-0,138 В, как показано в таблице 2.
2. Электроды показаны в таблице 2.2 с большим минусом e o по отношению к стандартному водородному электроду сильно восстанавливаются. Они подвергаются окислению и переносят электроны в другую полуэлементную реакцию, где процесс восстановления происходит на границе раздела. Такие электроды, как Au|Au 3 + или Pt|Pt 2 + , являются положительными по отношению к SHE. Они сильно окисляются и захватывают электроны из другой полуклетки.
В спонтанной реакции между двумя полуячейками полуячейка с более положительным потенциалом в таблице 2.2 подвергается восстановлению, а тот, у которого более отрицательный потенциал, подвергается окислению. Перенос заряда изменяет стандартный электродный потенциал из-за изменения состава электроактивных частиц в электролите. Когда конечное соотношение активностей реактивных частиц, как определено в уравнении. (2.38), равна константе равновесия реакции, система будет находиться в равновесии.
ЭДС ячейки – определение, типы, электродный потенциал и важные часто задаваемые вопросы
Что такое электрохимическая ячейка?
Электрохимический элемент используется для выработки электроэнергии в результате химической реакции.
Его можно определить как устройство, преобразующее химическую энергию в электрическую. Химическая реакция, которая включает обмен электронами, необходима для работы электрохимической ячейки. Такие реакции называются окислительно-восстановительными.
Ячейка характеризуется своим напряжением. Ячейка определенного типа генерирует одинаковое напряжение независимо от размера ячейки. Химический состав элемента зависит от напряжения элемента, если элемент работает в идеальных условиях.Напряжение ячейки может различаться из-за нескольких факторов, таких как разница температур, изменение концентрации и т. д.
Уравнение Нернста Вальтера Нернста можно использовать для расчета значения ЭДС данной ячейки, обеспечивая стандартный потенциал ячейки.
[Изображение будет загружено в ближайшее время]
История
Майкл Фарадей доказал, что химические реакции на каждой из двух границ раздела электрод-электролит обеспечивают «место ЭДС» для гальванического элемента около 1830 года.
Эти реакции, которые вызывают ток в цепи, которая представляет собой разомкнутый корпус, разделение зарядов продолжаются до тех пор, пока электрическое поле от разделенных зарядов не станет достаточным, чтобы остановить реакции.
Электродвижущая сила или ЭДС клетки представляет собой максимальную разность потенциалов между двумя электродами клетки. Электродвижущая сила клетки также может быть определена как суммарное напряжение между полуреакциями окисления и восстановления. Электродвижущая сила элемента в основном используется для определения того, является ли гальванический элемент гальваническим или нет.
Типы электрохимических ячеек
Ячейка Даниэля
Ячейка Даниэля состоит из медных электродов, погруженных в сульфат меди, и цинковых электродов, погруженных в растворы сульфата цинка. Две полуклетки соединены между собой с помощью солевого мостика. Цинковый электрод действует как анод, а медный электрод действует как катод.
Ячейка Даниэля представляет собой адаптацию гальванического элемента.
При сравнении меди и цинка цинк занимает первое место в электрохимическом ряду благодаря более высокому значению окислительного потенциала.Следовательно, цинк подвергается окислению, следовательно, образуется раствор собственных ионов, два электрона и ион цинка. Этот электрод приобретает отрицательный потенциал из-за высвобождения электронов по сравнению с другим электродом. Мы называем это анодом.
Однако медь подвергается восстановлению из-за ее более высокой восстановительной способности. Ион меди в растворе медной полуячейки принимает два электрона от электрода, становится металлической медью и осаждается на электроде.Поскольку этот электрод потребляет электроны, мы рассматриваем этот электрод как положительный электрод и называем его катодом.
Анодная реакция представлена следующим образом:
Zn(s) → Zn2+ (водн.) + 2e–
Катодная реакция представлена следующим образом:
Cu2+ (водн.
) +2e– → Cu(s)
комбинированная клеточная реакция или как можно сказать общая клеточная реакция выглядит следующим образом.
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+ (aq) + Cu(s)
Сумма дисконта при выпуске облигаций = 5,00[000{ }{100}\] = 30 000 |
Гальванический элемент
Гальванический элемент назван в честь итальянского ученого Луиджи Гальвани.Это важная электрохимическая ячейка, которая составляет основу многих других электрохимических ячеек, таких как ячейка Даниэля. Он состоит из двух разных металлических проводников, называемых электродами, погруженных в собственные ионные растворы. Каждая из этих компоновок представляет собой полуклетку. Полуячейка сама по себе не способна генерировать разность потенциалов. Таким образом, при объединении они создают разность потенциалов. Для химического соединения двух клеток используется солевой мостик.
Он отдает необходимое количество электронов полуячейке с дефицитом электронов и принимает электроны от полуячейки, богатой электронами.
Потенциал электрода
Когда электрод погружается в раствор его собственных ионов, на границе раздела возникает разность потенциалов. Эта разность потенциалов называется электродным потенциалом.
Наличие электронов в электроде и ионов в растворе создает разность потенциалов. Рассмотрим случай, когда цинковый электрод погружен в раствор сульфата цинка. Металлический цинк окисляется, высвобождая два электрона, и рассеивается в растворе.Точно так же медь развивает положительный потенциал. Комбинация этих двух клеток обязана клеточному потенциалу.
В действительности мы не можем определить потенциал одной полуклетки. Для определения потенциала всегда нужна стандартная полуячейка, значение потенциала которой уже известно. Затем стандартная полуячейка соединяется с другой неизвестной полуячейкой для определения общего потенциала.
Общий потенциал представляет собой разность потенциалов двух полуячеек.Стандартный водородный электрод является примером такой стандартной полуэлемента. Значение потенциала стандартного водородного электрода изначально установлено на ноль вольт. Стандартный водородный электрод соединяется с неизвестной полуячейкой и измеряется разность потенциалов. Поскольку стандартный водородный электрод имеет ноль вольт, измеренное значение будет разностью потенциалов неизвестной половины ячейки.
Что такое электродвижущая сила (ЭДС)? — Видео и стенограмма урока
Свободная энергия Гиббса
Термин «свободная» в свободной энергии Гиббса немного вводит в заблуждение.Энергия не бесплатна, но ее можно получить, как описал ее физик Дж. Уиллард Гиббс. Свободная энергия Гиббса говорит нам о количестве энергии, доступной в электролитической ячейке для выполнения работы над электронами, перемещая их. Он говорит нам, каким образом происходит реакция, и является применением второго закона термодинамики, то есть энтропии.
Энтропия — это неупорядоченность системы. Подумайте об этом так. Что легче сделать: бросить все книги с полки на пол или поднять книги и поставить их на место на полке? Бросать книги на пол проще, и это общий принцип, который вы можете применить к системе: вещи движутся к неупорядоченному состоянию, а не к упорядоченному.
С точки зрения физики, со свободной энергией Гиббса мы имеем дело со спонтанностью реакции. Другими словами, каким путем будет протекать реакция, или будут ли электроны самопроизвольно двигаться в реакции или нет?
Это важная концепция при работе с гальваническими элементами, поскольку они обеспечивают поток электронов (ток) только в том случае, если в правильной настройке используются правильные типы металлов и растворов.
ЭДС: Пример
В электрохимической ячейке, показанной на диаграмме 1, мы видим, что два электрона текут от цинковой стороны ячейки к медной стороне ячейки.Реакция протекает самопроизвольно от цинка к меди, потому что цинк легче теряет электроны, чем медь.
Что-то должно двигать эти электроны, и свободная энергия, доступная благодаря этому устройству, делает это. Между цинком и медью существует разность электрических потенциалов (ЭДС), которая заставляет электроны двигаться от цинка к меди.
Вольтметр измеряет эту разность потенциалов, или ЭДС, как 1,1 вольта. Это стандартное напряжение в этой схеме при стандартных условиях. Следующее уравнение включает свободную энергию Гиббса и ЭДС электрохимической ячейки:
- ΔG° — свободная энергия Гиббса в джоулях (Дж) при стандартных условиях.
- n – количество молей электронов, перенесенных в ячейке. Моль электронов равен 6.022 х 1023 электронов.
- F — постоянная Фарадея, примерно равная 96 485 кулонов на моль (Кл/моль).
- ε° — ЭДС или напряжение элемента в вольтах (В) при стандартных условиях.
Обратите внимание на минус в правой части уравнения. Поскольку ЭДС нашей ячейки положительна, член свободной энергии Гиббса отрицателен. Это означает, что реакция протекает самопроизвольно, и электроны будут самопроизвольно течь в направлении, указанном на диаграмме 1. Батарея или электролитическая ячейка совершают работу, перемещая электроны.
Если нам дана свободная энергия Гиббса электрохимической ячейки и она положительна, это будет означать, что реакция не является самопроизвольной, и потребуется напряжение, чтобы совершить работу над электронами, перемещая их. Это приведет к отрицательной ЭДС.
Все это необходимо при разработке аккумуляторов!
Краткий обзор урока
Электродвижущая сила (ЭДС) — это не сила, а энергия на единицу заряда, необходимая для разделения электронов в электролитической ячейке.ЭДС — это напряжения, которые толкают (выполняют работу) электроны со стороны клеммы с высоким потенциалом (+) батареи на сторону клеммы с низким потенциалом (-) батареи.
Свободная энергия Гиббса — это количество энергии, доступное для перемещения электронов (совершения над ними работы) в электролитической ячейке. Это способ определить, является ли реакция спонтанной. Самопроизвольная реакция (отрицательная свободная энергия Гиббса) означает, что электроны движутся из-за естественной ЭДС в системе. Несамопроизвольная (положительная свободная энергия Гиббса) реакция означает, что для движения электронов необходимо создать ЭДС.Свободная энергия Гиббса является частью второго закона термодинамики, который равен энтропии , или беспорядку системы, тенденции систем становиться более неупорядоченными.
Уравнение для свободной энергии Гиббса: ΔG° = — нФ ε°.
Центральная наука, глава 20, раздел 6
Химия: основная наука, глава 20, раздел 6
Мы видели, что гальванические элементы основаны на спонтанных химических реакциях. Мы также видели, как рассчитать ЭДС ячейки, когда реагенты и продукты находятся в стандартных условиях.
Однако при разрядке гальванического элемента реагенты реакции расходуются и образуются продукты, поэтому концентрации этих веществ меняются. ЭДС постепенно падает до E = 0, и в этот момент мы говорим, что ячейка «мертвая». В этот момент концентрации реагентов и продуктов перестают изменяться; они находятся в равновесии. В этом разделе мы рассмотрим зависимость ЭДС клетки от концентраций реагентов и продуктов клеточной реакции. ЭДС, возникающая в нестандартных условиях, может быть рассчитана с помощью уравнения, впервые выведенного Вальтером Нернстом (1864-1941), немецким химиком, заложившим многие теоретические основы электрохимии.
Уравнение Нернста
Зависимость ЭДС ячейки от концентрации можно получить из зависимости изменения свободной энергии от концентрации. Напомним, что изменение свободной энергии, Гс, , связано со стандартным изменением свободной энергии:
[20.13]
Величина Q представляет собой отношение реакции, которое имеет форму выражения константы равновесия, за исключением того, что концентрации являются теми, которые существуют в реакционной смеси в данный момент.
Подстановка G = — nFE (уравнение 20.11) в уравнение 20.13 дает
Решение этого уравнения для E дает уравнение Нернста :
[20.14]
Это уравнение обычно выражается в виде десятичных логарифмов:
[20.15]
При Тл = 298 К величина 2.303 RT/F равно 0,0592 В, поэтому уравнение упрощается до:
[20.16]
Мы можем использовать это уравнение для нахождения ЭДС, создаваемой клеткой в нестандартных условиях, или для определения концентрации реагента или продукта путем измерения ЭДС ячейки.
В качестве примера того, как можно использовать уравнение 20.16, рассмотрим следующую реакцию, которую мы обсуждали ранее:
В этом случае n = 2 (два электрона переходят от Zn к Cu 2+ ), а стандартная ЭДС равна +1.
10 В. Таким образом, при 298 К уравнение Нернста дает
[20.17]
Напомним, что чистые твердые вещества исключены из выражения для Q. Из уравнения 20.17 видно, что ЭДС увеличивается с увеличением [Cu 2+ ] и с уменьшением [Zn 2+ ]. Например, когда [Cu 2+ ] равно 5,0 M и [Zn 2+ ] равно 0,050 M, имеем
Обратите внимание, что мы увеличили концентрацию реагента (Cu 2+ ) и уменьшили концентрацию продукта (Zn 2+ ) по сравнению со стандартными условиями.Эти изменения концентрации увеличивают ЭДС элемента ( E = +1,16 В) по сравнению со стандартными условиями ( E° = +1,10 В). Мы могли бы предвидеть этот результат, применяя принцип Ле Шателье.
В общем, если концентрации реагентов увеличиваются по сравнению с продуктами, реакция клетки становится более самопроизвольной, а ЭДС увеличивается.
Наоборот, если концентрации продуктов увеличиваются относительно реагентов, ЭДС уменьшается.При работе гальванического элемента реагенты превращаются в продукты, что увеличивает значение Q и вызывает уменьшение ЭДС.
ОБРАЗЕЦ УПРАЖНЕНИЯ 20.11
Рассчитайте ЭДС при 298 К, создаваемую ячейкой, описанной в примере упражнения 20.4, если [Cr 2 O 7 2– ] = 2,0 М, [H + ] = 1,0
- М, – ] = 1,0 М, и [Cr 3+ ] = 1.0 10 –5 М:
РЕШЕНИЕ Стандартная ЭДС для этой реакции была рассчитана в примере упражнения 20.6: E° = 0,79 В. Как вы увидите, если вернетесь к этому упражнению, n = 6. Коэффициент реакции, Q, является
Используя уравнение 20.16, мы имеем
Этот результат качественно соответствует нашим ожиданиям: поскольку концентрация Cr 2 O 7 2– (реагент) выше 1 M , а концентрация Cr 3+ (продукт) ниже 1 М, ЭДС больше Е°.
ПРАКТИЧЕСКОЕ УПРАЖНЕНИЕ
Рассчитайте ЭДС, генерируемую клеткой, описанной в практическом упражнении к Образцу упражнения 20.6, когда [Al 3+ ] = 4,0 10 –3 M и [I – ] = 0,010 M.
7 Ответ 9 14407 : E = +2,36 В
ОБРАЗЕЦ УПРАЖНЕНИЯ 20.12
Если напряжение элемента Zn—H + (как на рис. 20.11) составляет 0,45 В при 25°С, когда [Zn 2+ ] = 1,0 M и P H 2 = 1,0 атм, какова концентрация H + ?
РЕШЕНИЕ Клеточная реакция
Стандартная ЭДС равна E° = +0,76 В. Очевидно, что для этой реакции n = 2, и мы получаем, что [Zn 2+ ] = 1,0 M и P H 2 = 1.0 атм (напомним, что давление газа должно быть в атм для расчетов с участием Q ).
Теперь применим уравнение 20.16:
Из свойств логарифмов (приложение А.2 учебника):
Поэтому мы можем написать
Решение для журнала [H + ] дает
Этот пример показывает, как гальванический элемент, реакция которого включает H + , может быть использован для измерения [H + ] или pH.pH-метр представляет собой гальванический элемент специальной конструкции с вольтметром, откалиброванным для непосредственного считывания pH.
ПРАКТИЧЕСКОЕ УПРАЖНЕНИЕ
Каков рН раствора в катодном отделении ячейки, изображенной на рис. 20.11, при P H 2 = 1,0 атм, [Zn 2+ ] в анодном отделении 0,10 М, и ЭДС ячейки 0,542 В? Ответ: pH = 4,19
Концентрационные камеры
В каждом из гальванических элементов, которые мы рассматривали до сих пор, реактивные частицы на аноде отличались от тех, что на катоде.
Однако тот факт, что ЭДС ячейки зависит от концентрации, означает, что гальванический элемент с ненулевой ЭДС может быть сконструирован с использованием одних и тех же частиц как в анодном, так и в катодном отсеках, если концентрации различаются. Ячейка, основанная исключительно на ЭДС, создаваемой из-за разницы в концентрации, называется концентрационной ячейкой .
Рассмотрим ячейку, показанную на рис. 20.16. Одно отделение состоит из полоски металлического никеля, погруженной в 1.00 М раствор Ni 2+ (водн.). В другом отсеке также имеется электрод Ni (s) , но погруженный в 1,00 10 –3 M раствор Ni 2+ (водн.). Два отсека соединены соляным мостом и внешним проводом с вольтметром. Полуклеточные реакции обратны друг другу:
Рисунок 20.16 Концентрирующая ячейка на основе реакции Ni 2+ —Ni.
Видно, что стандартная ЭДС для этой ячейки равна нулю: = (катод) — (анод) = (-0,28 В) — (-0,28 В) = 0 В.
Но эта ячейка работает в нестандартных условиях из-за разница в концентрации Ni 2+ (водн.) в двух отсеках. На самом деле движущей силой ячейки является разница в концентрации: работа ячейки направлена на выравнивание концентрации Ni 2+ в обоих отсеках.Таким образом, отделение с более разбавленным раствором будет анодным отделением; окисление Ni (т) на аноде увеличивает концентрацию Ni 2+ (вод) в более разбавленном растворе. И наоборот, отсек с более концентрированным раствором будет катодным отсеком, так как восстановление Ni 2+ (водн.) на катоде снижает концентрацию Ni 2+ (водн.) в этом отсеке. Таким образом, общая реакция клеток выглядит следующим образом:
Мы можем рассчитать ЭДС концентрационной ячейки, используя уравнение Нернста.Для этой конкретной ячейки мы видим, что n = 2.
Мы также видим, что выражение для коэффициента реакции для общей реакции имеет вид концентрированный . Мы можем рассчитать ЭДС при 298 К, используя уравнение 20.16:
Эта концентрационная ячейка генерирует ЭДС около 0,09 В, даже несмотря на то, что E° = 0 для ячейки. Разница в концентрации обеспечивает движущую силу для клетки.По мере работы ячейки концентрация разбавленного раствора в анодном отделении увеличивается, а концентрированного раствора в катодном — уменьшается. Когда концентрации в двух отсеках становятся одинаковыми, значение Q = 1 и E = 0.
Идея создания потенциала за счет разности концентраций лежит в основе работы рН-метров (рис. 16.6). Это также важный аспект в регуляции сердцебиения у млекопитающих.
ОБРАЗЕЦ УПРАЖНЕНИЯ 20.13
Вольтов элемент состоит из двух водородных электродов. Электрод 1 имеет P H 2 = 1,00 атм и неизвестную концентрацию H + (водн.
). Электрод 2 представляет собой стандартный водородный электрод ([H + ] = 1,00 M, P H 2 = 1,00 атм). При 298 К напряжение на ячейке равно 0.211 В и наблюдается протекание электрического тока от электрода 1 через внешнюю цепь к электроду 2. Чему равно [H + ] для раствора в электроде 1? Каков его рН?
РЕШЕНИЕ Тот факт, что ток течет от электрода 1 к электроду 2, говорит нам о том, что электрод 1 является анодом ячейки, а электрод 2 — катодом. Таким образом, электродные реакции выглядят следующим образом: концентрация H + (водн.) в электроде 1 представлена неизвестным x:
Поскольку одинаково для обеих полуячеек, = 0 В; это концентрационная ячейка.Мы признаем, что n = 2 для ячейки и что коэффициент реакции для полной реакции определяется выражением
Мы используем уравнение 20.
16, чтобы найти значение x: .
Так, в электроде 1 [H + ] = 2,8 10 –4 M. Концентрация H + в электроде 1 ниже, чем в электроде 2, поэтому электрод 1 является анодом ячейка: окисление H 2 до H + (водн.) увеличивает [H + ] на электроде 1.По сути, мы рассчитали рН раствора, пока решали задачу: рН = -log(2,8·10 –4 ) = 3,56
ПРАКТИЧЕСКОЕ УПРАЖНЕНИЕ
Концентрационная ячейка состоит из двух полуячеек Zn (s) — Zn 2+ (водн.) . Первая ячейка имеет [Zn 2+ ] = 1,35 M , а вторая ячейка имеет [Zn 2+ ] = 3,75 10 –4 M. (a) Какая полуячейка является анод ячейки? (б) Чему равна ЭДС клетки? Ответы: (а) вторая ячейка; (б) 0.105 В
Клеточная ЭДС и химическое равновесие
Уравнение Нернста помогает нам понять, почему ЭДС гальванического элемента падает по мере его разрядки: по мере того как реагенты превращаются в продукты, значение Q увеличивается, поэтому значение E уменьшается.
ЭДС ячейки в конце концов достигает E = 0. Поскольку G = — nFE (уравнение 20.11), отсюда следует, что G = 0, когда E = 0.Напомним, что система находится в равновесии, когда G = 0. Таким образом, когда E = 0, клеточная реакция достигла равновесия; в гальваническом элементе не происходит чистой реакции.
В равновесии отношение реакции равно константе равновесия: Q = K в равновесии. Подстановка E = 0 и Q = K в уравнение Нернста (уравнение 20.14) дает
При 298 K это уравнение упрощается до
который можно переставить, чтобы дать
[20.18]
Это полезное уравнение говорит нам, что константа равновесия для окислительно-восстановительной реакции может быть получена из значения стандартной ЭДС реакции.
ОБРАЗЕЦ УПРАЖНЕНИЯ 20.14
Используя стандартные восстановительные потенциалы, приведенные в приложении Е учебника, рассчитайте константу равновесия для окисления Fe 2+ до O 2 в кислом растворе по следующей реакции:
РЕШЕНИЕ Мы наблюдаем, что O 2 восстанавливается, а Fe 2+ окисляется в ходе реакции.
Мы можем определить E° обычным способом:
Таким образом, E° = (1,23 В) — (0,77 В) = 0,46 В и n = 4. Используя уравнение 20.18, мы имеем
Большая величина K указывает на то, что ионы Fe 2+ нестабильны в кислых растворах в присутствии O 2 (если не присутствует подходящий восстановитель).
ПРАКТИЧЕСКОЕ УПРАЖНЕНИЕ
Используя стандартные потенциалы восстановления (приложение E), рассчитайте константу равновесия при 25°C для реакции
Ответ: К = 1.2 10 –10
Измерение ЭДС гальванических элементов
Измерение ЭДС электрохимических элементов
Когда ток поступает из элемента, его ЭДС постепенно падает по мере того, как химическая энергия превращается в электрическую.
Чтобы получить правильную ЭДС ячейки, измерения должны выполняться таким образом, чтобы из ячейки не вытекал ток. Поскольку на практике это невозможно, измерение проводят в условиях, когда ток, отбираемый от ячейки, настолько мал, что им можно пренебречь.Принцип метода был впервые описан Поггендорфом, и этот метод известен как метод компенсации Поггендорфа.
В этом методе неизвестная э.д.с. ячейке противостоит ячейка с известной э.д.с. отсюда и название метода компенсации. Разность потенциалов между двумя электродами гальванического элемента называется потенциалом элемента или ЭДС элемента. Измеряется в вольтах. Электрическая схема, которую он использовал, известна как схема потенциометра.
Рис. Принцип действия потенциометра
Электрод, на котором происходит окисление, является анодом, а электрод, на котором происходит восстановление, является катодом.Базовая схема потенциометра показана на рисунке. Когда металл находится в контакте с собственным ионным раствором, он развивает потенциал по отношению к электролиту.
АВ — провод одинакового сопротивления. Концы А и В провода соединены с двумя электродами свинцовой аккумуляторной батареи С через переменное сопротивление R. Вдоль провода АВ происходит постепенное падение потенциала, пропорциональное длине провода. Один электрод ячейки Е, ЭДС которого необходимо измерить, соединяется через гальванометр G с А.Другой электрод соединен через шпонку К с АВ скользящим контактом D. Разность потенциалов между анодом и катодом называется ЭДС ячейки.
После нажатия клавиши К контакт D перемещается по проводу до тех пор, пока не прекратится отклонение гальванометра, что свидетельствует об отсутствии тока. В этом положении падение потенциала по проводу АВ от А к D равно потенциалу ячейки Е. Если теперь заменить ячейку Е стандартной ячейкой, потенциал которой очень точно известен, то новое положение контакт D ‘обнаружен, когда через гальванометр не протекает ток.В этой позиции –
(Длина провода с ячейкой E)/(Длина провода со стандартной ячейкой S) =
(Потенциал ячейки E)/(Потенциал стандартной ячейки S)
Из известных можно получить значение потенциала стандартной ячейки S и экспериментально определенное значение длин проводов, потенциал ячейки E.
В качестве альтернативы вольтметр высокого сопротивления может быть подключен к двум электродам двух полуэлементов, и испытание элемента считывается напрямую.Вольтметр с высоким сопротивлением пропускает лишь небольшое количество тока и существенно не изменяет концентрации электролитов.
Для фактических измерений используется инструмент, называемый потенциометром. Основной принцип тот же, что и выше, но вместо длины провода используются два круглых сопротивления, R 1 и R 2 , как показано на рис. 2, которые напрямую откалиброваны в вольтах.
Прибор сначала настраивают, помещая в цепь стандартный элемент, устанавливая циферблаты R 1 и R 2 для считывания потенциала стандартного элемента и регулируя переменное сопротивление R так, чтобы через гальванометр не проходит ток, G.Теперь стандартную ячейку заменяют экспериментальной ячейкой, и, сохраняя фиксированное значение R, циферблаты для R 1 и R 2 регулируют до тех пор, пока ток снова не перестанет проходить через гальванометр.
ЭДС ячейки считывается непосредственно с циферблатов для R 1 и R 2 . Этот метод способен давать результаты с высокой точностью.
Электрохимические элементы
Электрохимическая ячейка, вызывающая протекание внешнего электрического тока, может быть создана с использованием любых двух разных металлов, поскольку металлы различаются по своей склонности терять электроны.Цинк легче теряет электроны, чем медь, поэтому помещение цинка и металлической меди в растворы их солей может вызвать протекание электронов через внешний провод, который ведет от цинка к меди.
Поскольку атом цинка обеспечивает электроны, он становится положительным ионом и переходит в водный раствор, уменьшая массу цинкового электрода. Со стороны меди два полученных электрона позволяют преобразовать ион меди из раствора в незаряженный атом меди, который осаждается на медном электроде, увеличивая его массу.Две реакции обычно записываются как
.
Zn(s) -> Zn 2+ (водный) + 2e —
Cu 2+ (водн.
) + 2e — -> Cu(s)
Буквы в скобках просто напоминают, что цинк переходит из твердого состояния (s) в водный раствор (aq) и наоборот для меди. На языке электрохимии принято называть эти два процесса «полуреакциями», происходящими на двух электродах.
Zn(s) -> Zn 2+ (водн.) + 2e — |
|
| Cu 2+ (водн.) + 2e — -> Cu(s) |
сульфат-ионов в растворе справа налево, чтобы сбалансировать поток электронов во внешней цепи.
Сами ионы металлов не должны перемещаться между электродами, поэтому какая-то пористая мембрана или другой механизм должны обеспечивать избирательное движение отрицательных ионов в электролите справа налево.
Энергия требуется, чтобы заставить электроны двигаться от цинкового электрода к медному, а количество энергии на единицу заряда, доступное от гальванического элемента, называется электродвижущей силой (ЭДС) элемента. Энергия на единицу заряда выражается в вольтах (1 вольт = 1 джоуль/кулон).
Ясно, что для получения энергии из клетки необходимо получить больше энергии, выделяемой при окислении цинка, чем требуется для восстановления меди. Ячейка может вырабатывать конечное количество энергии в этом процессе, причем этот процесс ограничивается количеством материала, доступного либо в электролите, либо в металлических электродах. Например, если на стороне меди находился один моль сульфат-ионов SO 4 2-, то процесс ограничивается переносом двух молей электронов по внешней цепи.
Количество электрического заряда, содержащегося в моле электронов, называется постоянной Фарадея и равно числу Авогадро, умноженному на заряд электрона:
.
Постоянная Фарадея = F = N A e = 6,022 x 10 23 x 1,602 x 10 -19 = 96 485 кулонов/моль
Выход энергии из гальванического элемента определяется как напряжение элемента, умноженное на число молей перенесенных электронов, умноженное на постоянную Фарадея.
Выходная электрическая энергия = nFE ячейка
ЭДС ячейки E ячейки можно предсказать по стандартным электродным потенциалам для двух металлов.Для цинково-медного элемента при стандартных условиях расчетный потенциал элемента составляет 1,1 вольта.
.
