Гальванический элемент схема олово

СХЕМА РАБОТЫ ГАЛЬВАНИЧЕСКОГО ЭЛЕМЕНТА И ТИПОВЫЕ ЗАДАЧИ

Фундаментальные законы физики и химии, и в том числе, закон сохранения массы и энергии вещества, находят свое подтверждение на уровне перемещения мельчайших частиц – электронов, массами которых в химии обычно пренебрегают.

Речь идет об окислительно-восстановительных процессах, сопровождающихся переходом электронов от одних веществ (восстановителей) к другим (окислителям). Причем вещества могут обмениваться электронами, непосредственно соприкасаясь друг с другом.

Однако существует множество случаев, когда прямого контакта веществ не происходит, а процесс окисления-восстановления все равно идет. А если он идет самопроизвольно, то при этом еще и энергия выделяется. Ее человек с успехом использует для выполнения электрической работы.

Реализуется такая возможность в гальваническом элементе, схема работы которого, а также расчеты, связанные с ним, рассматриваются в данной статье.

Простейший гальванический элемент: схема работы

Гальванический элемент – это прибор, позволяющий при посредстве химической реакции получить электрическую энергию.

Пластинка металла и вода: простые взаимоотношения

Давайте сначала разберемся, что происходит с пластинкой металла, если опустить ее в воду?

Процесс схож с диссоциацией соли: диполи воды ориентируются к ионам металла и извлекают их из пластины. Но почему же тогда не происходит растворения самой пластины в воде? Все дело в строении кристаллической решетки.

Кристаллы соли состоят из катионов и анионов, поэтому диполями воды извлекаются из решетки и те, и другие.

У металла же кристаллическая решетка представлена атомами-ионами. Внутри нее всегда происходит превращение атомов в катионы за счет отщепления валентных электронов и обратный процесс: катионы снова превращаются в атомы, присоединяя электроны. Электроны являются общими для всех ионов и атомов, присутствующих в кристаллической решетке металла.

Процессы внутри металлической кристаллической решетки в обобщенном виде можно показать так:

В итоге, вода, окружающая пластинку – это уже не собственно вода, а раствор, составленный из молекул воды и перешедших в нее из пластины ионов металла. На пластине же возникает избыток электронов, которые скапливаются у ее поверхности, так как сюда притягиваются гидратированные катионы металла.

Возникает так называемый двойной электрический слой.

Бесконечно катионы металла с пластины в раствор уходить не будут, поскольку существует и обратный процесс: переход катионов из раствора на пластину. И он будет идти до тех пор, пока не наступит динамическое равновесие:

На границе раздела «металлическая пластина – раствор» возникает разность потенциала, которая называется равновесным электродным потенциалом металла.

Пластинка металла и раствор его соли: к чему приводит такое соседство

А что произойдет, если металлическую пластинку поместить не в воду, а в раствор соли этого же металла, например, цинковую пластинку Zn в раствор сульфата цинка ZnSO4?

В растворе сульфата цинка уже присутствуют катионы цинка Zn 2+ . Таким образом, при погружении в него цинковой пластины возникнет избыточное количество этих катионов, и уже известное нам равновесие (см. выше) сместится влево. Все это приведет к тому, что отрицательный заряд на пластинке будет иметь меньшее значение, так как меньшее количество катионов с нее будет переходить в раствор. Как результат – более быстрое наступление равновесия и менее значительный скачок потенциала.

Потенциал металла в растворе его же соли в момент равновесия записывают так:

Металл, погруженный в раствор электролита, называют электродом, обратимым относительно катиона.

Цинк – достаточно активный металл. А если речь будет идти о медной пластинке Cu, погруженной в раствор, например, сульфата меди (II) CuSO4?

Медь – металл малоактивный. Двойной электрический слой, конечно же, появится и в этом случае. Но! Катионы из пластинки в раствор переходить не будут. Наоборот, катионы меди (II) Cu 2+ из раствора соли начнут встраиваться в кристаллическую решетку пластинки и создавать положительный заряд на ее поверхности. Сюда же подойдут сульфат-анионы SO4 2- и создадут вокруг нее отрицательный заряд. То есть распределение зарядов в данном случае будет совершенно противоположным, чем на цинковой пластинке.

Читайте также:  Правило отрезков для диаграмм состояния олово цинк

Это общая закономерность: пластинки из малоактивных металлов при погружении в раствор их солей всегда заряжаются положительно.

Как устроен гальванический элемент Даниэля-Якоби, или Так где же все-таки электрический ток?

Известно, что электрический ток – это направленное движение заряженных частиц (электронов).

На активном металле скапливаются электроны, а поверхность малоактивного металла, заряжается положительно. Если соединить проводником (например, металлической проволокой) оба металла, то электроны с одного перейдут на другой, а двойной электрический слой перестанет существовать. Это будет означать возникновение электрического тока.

Причем, ток возникает за счет окислительно-восстановительного процесса: активный металл окисляется (так как отдает электроны малоактивному), а малоактивный металл восстанавливается (так как принимает электроны от активного). Металлы друг с другом не соприкасаются, а взаимодействуют через посредника: внешнего проводника. Данная схема и есть схема гальванического элемента. Именно так устроен и работает гальванический элемент Даниэля-Якоби:

В схеме элемента показан «солевой мостик». Он представляет собой трубку, в которой присутствует электролит, не способный взаимодействовать ни с электродами (катодом или анодом), ни с электролитами в пространствах у электродов. Например, это может быть раствор сульфата натрия Na2SO4. Подобный мостик нужен для того, чтобы уравновешивать (нейтрализовать) заряды, образующиеся в растворах гальванического элемента.

Таким образом, возникшая электрическая цепь замыкается: анод → проводник с гальванометром → катод → раствор в катодном пространстве → «солевой мостик» → раствор в анодном пространстве → анод.

Анод – электрод, на котором происходит окисление (цинковая пластинка):

Электроны цинка Zn отправляются по внешней цепи (то есть по проводнику) на катод.

Катод – электрод, на котором происходит восстановление (медная пластинка):

Катионы меди Cu 2+ , пришедшие на пластинку из раствора сульфата меди (II), получают электроны цинкового анода.

В общем виде весь процесс окисления-восстановления в гальваническом элементе выглядит так:

Для любого гальванического элемента можно составить запись в виде схемы. Например, для приведенного элемента Даниэля-Якоби она будет выглядеть так:

3 – скачок потенциала (граница раздела фаз);

4 – электролит в анодном пространстве;

5 – электролит в катодном пространстве;

6 – граница между растворами (солевой мостик).

Или сокращенно:

Типовые задачи на схему гальванического элемента: примеры решения

По вопросу, рассмотренному в данной статье, возможны два основных вида задач.

Задача 1. Составьте схему гальванического элемента, в котором протекает реакция:

Решение:

Задача 2. Напишите электродные и суммарные уравнения реакций, протекающих в гальваническом элементе:

Решение:

Итак, разобрав принцип работы гальванического элемента, мы научились записывать схему его работы и определять основные процессы на электродах.

Источник

Гальванический элемент железо и олово

Гальванический элемент представляет собой химический источник электрической энергии, действие которого основывается на взаимодействие в электролите двух металлов или их оксидов. Данная реакция приводит к возникновению замкнутой цепи электрического тока. Таким образом, гальванический элемент обеспечивает переход химической энергии в электрическую.

Данное явление впервые было описано итальянский ученым Луиджи Гальвани уже в 1786 году.

Гальванический элемент состоят из электродов, которые могут быть нескольких видов: электроды 1-го, 2-го, 3-го рода, газовые, амальгамные, окислительно-восстановительные электроды.

Сами гальванические элементы можно разделить на 2 группы. К первой относятся гальванические первичные элементы, которые обеспечивают преобразование химической энергии в электрическую. Ко второй группе относятся вторичные источники тока или аккумуляторы. Принцип их работы основан на превращении электрической энергии внешнего источника в химическую энергию и ее накопления, а затем снова превращении ее в электрическую.

Гальванические элементы обладают основными характеристиками: ЭДС, сохраняемость, емкость, энергия, которая может быть передана в цепь.

Таким образом, работа гальванического элемента обуславливается наличием двух металлов различной химической активности и электролита – среды проводящей ток.

В растворах электролитов имеет место процесс коррозии- разрушение металлов, которое рассматривается как результат работы микроскопических гальванических элементов в большом количестве, для которых катод- посторонние примеси в металле, а анод – сам металл.

Читайте также:  Зачем канифоль при пайке оловом

Так в гальванической паре железо-олово, пока отсутствует среда, проводящая электрический ток коррозия отсутствует. Появление среды же побуждают электроны железа (более активный металл) переходить на олово. Чем кислее среда, тем процесс коррозии происходит более интенсивно. В этом случае катод- олово, анод-железо.

Источник

Составить схему гальванического элемента, электродами в котором служат пластинки из олова и меди.

Первое задание
В гальваническом элементе анодом становится металл, обладающий меньшим значением электродного потенциала, а катодом – металл с большим значением электродного потенциала. Медь в электрохимическом ряду напряжений стоит правее, чем олово, следовательно, медь имеет большее значение электродного потенциала восстановления, чем олово.
Е°(Sn(2+)/Sn) = – 0,136 B
Е°(Cu(2+)/Cu) = + 0,338 B
Е°(Cu(2+)/Cu) > Eo(Sn(2+)/Sn)
Значит, в данном гальваническом элементе олово будет анодом, а медь – катодом.
На аноде протекает процесс окисления металла, а на катоде – процесс восстановления металла.
Процессы окисления-восстановления на электродах.
Анод (-) Sn(0) — 2е → Sn(2+) │1 — процесс окисления на аноде
Катод (+) Cu(2+) + 2е → Cu(0) │1 — процесс восстановления на катоде
Суммируя реакции на аноде и катоде, получаем уравнение токообразующей реакции, которое в ионной форме, выражает происходящую в элементе реакцию.
Sn + Cu(2+) → Cu↓ + Sn(2+)
Схема гальванического элемента
А (-) Sn | Sn(2+) || Cu(2+) | Cu К (+)
Стандартная ЭДС гальванического элемента.
Е° = Е°(катода) – Е°(анода) = Е°(Cu(2+)/Cu) – Е°(Sn(2+)/Sn) = + 0,338 – (– 0,136) = 0,474 В
Стандартная ЭДС гальванического элемента соответствует молярной концентрации ионов Cu(2+) и Sn(2+) в растворах электролитах равной 1 моль/л.
Изменение энергии Гиббса.
ΔG° = − zFЕ° = − 2*96500*0,474 = − 91482 Дж = − 91,482 кДж
z = 2 – число электронов, принявших участие в окислительно-восстановительной реакции.
F = 96500 Кл/моль – постоянная Фарадея
Е° = 0,474 В — ЭДС окислительно-восстановительной реакции, равная ЭДС гальванического элемента

Второе задание
Е°(Fe(2+)/Fe) = − 0,441 В
Е°(Al(3+)/Al) = − 1,70 В
Е°(Cr(3+)/Cr) = − 0,744 В
Е°(Cd(2+)/Cd) = − 0,404 B
Е°(Ag(+)/Ag) = + 0,799 В
В качестве протектора железа можно использовать только тот металл, который имеет меньший электродный потенциал восстановления, чем железо. Металл, стоящий в электрохимическом ряду напряжений левее железа, имеет меньший электродный потенциал восстановления, чем железо, поэтому может служить протектором железа. Протекторами могут быть алюминий и хром.
Е°(Ag(+)/Ag) > Е°(Cd(2+)/Cd) > Е°(Fe(2+)/Fe) > Е°(Cr(3+)/Cr) > Е°(Al(3+)/Al)

Электрохимическая коррозии в гальванической паре Fe – Cr.
Хром как металл, имеющий меньший электродный потенциал, чем железо, в гальванической паре Fe – Cr будет анодом, а железо — катодом. Следовательно, в данной гальванической паре хром будет разрушаться (корродировать) .
Процессы окисления-восстановления на электродах.
Анод (-) Cr(0) — 3е → Cr(3+) │4 — процесс окисления на аноде
Катод (+) 2H2O + О2 + 4e → 4OH(-) │3 — процесс восстановления на катоде
Суммируя реакции на аноде и катоде, получаем уравнение, которое в ионной форме, выражает происходящую в гальванической паре реакцию.
4Cr(0) + 6H2O + 3О2 → 4Cr(3+) + 12OH(-)
Уравнение электрохимической коррозии в молекулярной форме.
4Cr + 6H2O + 3О2 → 4Cr(ОН) 3↓
Схема гальванической пары
А (–) Cr | H2O + О2 | Fe К (+)

Электрохимическая коррозия в гальванической паре Fe – Al.
Алюминий как металл, имеющий меньший электродный потенциал, чем железо, в гальванической паре Fe – Al будет анодом, а железо — катодом. Следовательно, в данной гальванической паре алюминий будет разрушаться (корродировать) .
Процессы окисления-восстановления на электродах.
Анод (-) Al(0) — 3е → Al(3+) │4 — процесс окисления на аноде
Катод (+) 2H2O + О2 + 4e → 4OH(-) │3 — процесс восстановления на катоде
Суммируя реакции на аноде и катоде, получаем уравнение, которое в ионной форме, выражает происходящую в гальванической паре реакцию.
4Al(0) + 6H2O + 3О2 → 4Al(3+) + 12OH(-)
Уравнение электрохимической коррозии в молекулярной форме.
4Al + 6H2O + 3О2 → 4Al(ОН) 3↓
Схема гальванической пары
А (–) Al | H2O + О2 | Fe К (+)

Источник

Составить схему гальванического элемента, электродами в котором служат пластинки из олова и меди.

а) . Составить схему гальванического элемента, электродами в котором служат пластинки из олова и меди. Исходя из величин стандартных электродных потенциалов, рассчитать значения Е° и DG°. Определить направление протекания токообразующей реакции. (Ответ: 0,473 В; –91,3 кДж) .
б) . Какие из перечисленных металлов могут быть использованы для протекторной защиты железного изделия в присутствии электролита, содержащего растворенный кислород в нейтральной среде: алюминий, хром, серебро, кадмий? Привести уравнения анодного и катодного процессов атмосферной коррозии таких изделий. Каков состав продуктов коррозии?

Читайте также:  Как получить олово химия

Первое задание
В гальваническом элементе анодом становится металл, обладающий меньшим значением электродного потенциала, а катодом – металл с большим значением электродного потенциала. Медь в электрохимическом ряду напряжений стоит правее, чем олово, следовательно, медь имеет большее значение электродного потенциала восстановления, чем олово.
Е°(Sn(2+)/Sn) = – 0,136 B
Е°(Cu(2+)/Cu) = + 0,338 B
Е°(Cu(2+)/Cu) > Eo(Sn(2+)/Sn)
Значит, в данном гальваническом элементе олово будет анодом, а медь – катодом.
На аноде протекает процесс окисления металла, а на катоде – процесс восстановления металла.
Процессы окисления-восстановления на электродах.
Анод (-) Sn(0) — 2е → Sn(2+) │1 — процесс окисления на аноде
Катод (+) Cu(2+) + 2е → Cu(0) │1 — процесс восстановления на катоде
Суммируя реакции на аноде и катоде, получаем уравнение токообразующей реакции, которое в ионной форме, выражает происходящую в элементе реакцию.
Sn + Cu(2+) → Cu↓ + Sn(2+)
Схема гальванического элемента
А (-) Sn | Sn(2+) || Cu(2+) | Cu К (+)
Стандартная ЭДС гальванического элемента.
Е° = Е°(катода) – Е°(анода) = Е°(Cu(2+)/Cu) – Е°(Sn(2+)/Sn) = + 0,338 – (– 0,136) = 0,474 В
Стандартная ЭДС гальванического элемента соответствует молярной концентрации ионов Cu(2+) и Sn(2+) в растворах электролитах равной 1 моль/л.
Изменение энергии Гиббса.
ΔG° = − zFЕ° = − 2*96500*0,474 = − 91482 Дж = − 91,482 кДж
z = 2 – число электронов, принявших участие в окислительно-восстановительной реакции.
F = 96500 Кл/моль – постоянная Фарадея
Е° = 0,474 В — ЭДС окислительно-восстановительной реакции, равная ЭДС гальванического элемента

Второе задание
Е°(Fe(2+)/Fe) = − 0,441 В
Е°(Al(3+)/Al) = − 1,70 В
Е°(Cr(3+)/Cr) = − 0,744 В
Е°(Cd(2+)/Cd) = − 0,404 B
Е°(Ag(+)/Ag) = + 0,799 В
В качестве протектора железа можно использовать только тот металл, который имеет меньший электродный потенциал восстановления, чем железо. Металл, стоящий в электрохимическом ряду напряжений левее железа, имеет меньший электродный потенциал восстановления, чем железо, поэтому может служить протектором железа. Протекторами могут быть алюминий и хром.
Е°(Ag(+)/Ag) > Е°(Cd(2+)/Cd) > Е°(Fe(2+)/Fe) > Е°(Cr(3+)/Cr) > Е°(Al(3+)/Al)

Электрохимическая коррозии в гальванической паре Fe – Cr.
Хром как металл, имеющий меньший электродный потенциал, чем железо, в гальванической паре Fe – Cr будет анодом, а железо — катодом. Следовательно, в данной гальванической паре хром будет разрушаться (корродировать) .
Процессы окисления-восстановления на электродах.
Анод (-) Cr(0) — 3е → Cr(3+) │4 — процесс окисления на аноде
Катод (+) 2H2O + О2 + 4e → 4OH(-) │3 — процесс восстановления на катоде
Суммируя реакции на аноде и катоде, получаем уравнение, которое в ионной форме, выражает происходящую в гальванической паре реакцию.
4Cr(0) + 6H2O + 3О2 → 4Cr(3+) + 12OH(-)
Уравнение электрохимической коррозии в молекулярной форме.
4Cr + 6H2O + 3О2 → 4Cr(ОН) 3↓
Схема гальванической пары
А (–) Cr | H2O + О2 | Fe К (+)

Электрохимическая коррозия в гальванической паре Fe – Al.
Алюминий как металл, имеющий меньший электродный потенциал, чем железо, в гальванической паре Fe – Al будет анодом, а железо — катодом. Следовательно, в данной гальванической паре алюминий будет разрушаться (корродировать) .
Процессы окисления-восстановления на электродах.
Анод (-) Al(0) — 3е → Al(3+) │4 — процесс окисления на аноде
Катод (+) 2H2O + О2 + 4e → 4OH(-) │3 — процесс восстановления на катоде
Суммируя реакции на аноде и катоде, получаем уравнение, которое в ионной форме, выражает происходящую в гальванической паре реакцию.
4Al(0) + 6H2O + 3О2 → 4Al(3+) + 12OH(-)
Уравнение электрохимической коррозии в молекулярной форме.
4Al + 6H2O + 3О2 → 4Al(ОН) 3↓
Схема гальванической пары
А (–) Al | H2O + О2 | Fe К (+)

Небольшай поправочка для тех кто понимает:
не -0.136 а -0.141 для станума (олова)

Источник