Celula galvanică: circuit, principiu de funcționare, aplicare. Principiul de funcționare al unei celule galvanice Surse de curent chimic

Celulă galvanică cupru - zinc - acid sulfuric

El a turnat acid sulfuric diluat într-un pahar și a coborât o placă de tablă zincată în el. A început evoluția hidrogenului. Am atasat un fir de placa cu un crocodil, legat de un alt crocodil la un tub de cupru turtit. Am coborât cuprul într-un pahar cu zinc și acid - eliberarea hidrogenului a început de la suprafața cuprului.

Am obținut o celulă galvanică: zincul se dizolvă, electronii trec prin fir până la cupru, iar ionii de hidrogen sunt descărcați (reduși) pe suprafața cuprului. În mod ideal, după scufundarea cuprului în acid, degajarea hidrogenului la suprafața zincului ar fi trebuit să se oprească, dar în realitate hidrogenul a fost eliberat atât pe cupru, cât și pe zinc.

Dacă îndepărtați placa de zinc din acid, dar lăsați placa de cupru, degajarea hidrogenului de la suprafața cuprului se va opri: cuprul nu înlocuiește hidrogenul din acidul sulfuric.

Am conectat electrozii de testare între plăci - tensiunea s-a dovedit a fi 0,8-0,9 V. Dacă îndepărtați una dintre plăci (cupru sau zinc) din soluție, tensiunea scade la zero (nu există curent electric în sistem). ). Același lucru se va întâmpla dacă cuprul și zincul dintr-o soluție intră în contact: electronii vor trece direct din zinc în cupru - ocolind firul și testerul.

Cum putem crește tensiunea celulei noastre galvanice? Vom obține răspunsul dacă luăm în considerare ecuațiile proceselor care au loc:

Zn 0 => Zn 2+ + 2e -
2H + + 2e- = H20

Forța electromotoare (EMF) a unei celule galvanice este egală cu diferența de potențial dintre electrozi, în cazul nostru, „hidrogen” și zinc:

EMF = E(2H + /H 2) - E(Zn 2+ /Zn)

Cu cât potenţialul electrodului de hidrogen este mai mare şi cu cât potenţialul electrodului de zinc este mai mic, cu atât este mai mare EMF al celulei galvanice. În ambele cazuri, potențialul electrodului - hidrogen sau zinc - crește odată cu creșterea concentrației de hidrogen sau, respectiv, de cationi de zinc în soluție.

Există două căi de ieșire: reduceți concentrația de ioni de zinc sau creșteți concentrația de ioni de hidrogen.

La momentul inițial, concentrația de cationi de zinc este practic zero (nu există unde să o reducă), dar puteți crește concentrația de cationi de hidrogen adăugând mai mult acid sulfuric în sticlă. Potențialul electrodului de hidrogen va crește, determinând creșterea diferenței de potențial.

Și imediat o clarificare semnificativă: pe măsură ce celula galvanică funcționează, concentrația ionilor de hidrogen din soluție va scădea, iar ionii de zinc vor crește (zincul intră în soluție, iar ionii de hidrogen se reduc la H 2). Concluzie: FEM-ul celulei noastre galvanice va scădea în timp.

O altă opțiune este înlocuirea zincului cu orice metal care se află la stânga zincului în seria de tensiune electrochimică (adică, cu un metal care este mai activ decât zincul). Potențialul electrodului cu un astfel de metal este mai pozitiv (altele fiind egale). De exemplu, în loc de zinc, puteți lua magneziu.

Dar ce se va schimba dacă în loc de cupru vom lua un alt metal, mai puțin activ (care în seria de tensiune este în dreapta cuprului), de exemplu, argint, platină etc.? Va crește potențialul celulei galvanice? Nu, pentru că nu avem de-a face cu o celulă galvanică cu electrozi de zinc și cupru (alias celula Daniel):

Și cu o celulă galvanică cu zinc și hidrogen electrozi.

Zn | ZnSO 4 || H2SO4 | H2.
Zn 0 => Zn 2+ + 2e -
2H + + 2e- = H20

Este ușor de observat că materialul electrodului pe care este eliberat hidrogenul nu este inclus în ecuații și, prin urmare, nu contează.

__________________________________________________
Termenul „electrod cu hidrogen” este pus între ghilimele, deoarece într-un electrod cu hidrogen standard placa nu este cupru, ci platină - acest lucru îi afectează în mod semnificativ funcționarea.

Strict vorbind, materialul electrodului pe care este eliberat hidrogen contează (cum contează). - În caz contrar, nu ar fi nevoie să folosiți platină pentru un electrod standard de hidrogen. Dar să nu complicăm prezentarea.

În condițiile moderne, cele mai comune surse de curent chimic sunt celulele galvanice. În ciuda deficiențelor lor individuale, acestea sunt utilizate pe scară largă în electronică și se lucrează constant pentru a le îmbunătăți. Principiul de funcționare al unei celule galvanice este destul de simplu. Plăcile de cupru și zinc sunt scufundate într-o soluție apoasă de acid sulfuric, care apoi acționează ca poli pozitivi și negativi.

Principiul de funcționare al unei celule galvanice

Când polii sunt legați cu ajutorul unui conductor, apare un circuit electric simplu. Fluxul de curent în interiorul elementului va avea loc de la o sarcină negativă la una pozitivă, adică de la placa de zinc la cea de cupru. Mișcarea particulelor încărcate de-a lungul circuitului extern va fi în direcția opusă.

Când sunt expuse la curent electric, mișcarea reziduurilor de acid sulfuric, precum și a ionilor de hidrogen, se va produce în direcții diferite. În același timp, hidrogenul transferă o sarcină pe placa de cupru, iar acidul rămas se transferă pe placa de zinc. Astfel, tensiunea va fi menținută la borne. În același timp, bulele de hidrogen se depun pe placa de cupru, slăbind efectul general al elementului și creând tensiune suplimentară. Această tensiune este cunoscută ca forța electromotoare de polarizare. Pentru a evita acest fenomen, în compoziție se introduce o substanță care poate absorbi atomii de hidrogen și poate îndeplini o funcție de depolarizare.

Celulele galvanice: avantaje și dezavantaje

Pentru realizarea celulelor galvanice moderne sunt folosite o varietate de materiale. Cele mai frecvente sunt materialele pe bază de elemente carbon-zinc folosite pentru cele de tip deget.

Principala lor calitate pozitivă este considerată a fi costul relativ scăzut. Cu toate acestea, astfel de elemente au o putere redusă și o perioadă de valabilitate scurtă. Cea mai bună opțiune este să folosiți elemente alcaline. Aici, electrolitul nu este cărbune, ci o soluție alcalină. În timpul descărcării, nu se eliberează gaz, ceea ce asigură etanșarea completă. Elementele alcaline au o durată de valabilitate mai lungă.

Principiul general de funcționare al unei celule galvanice este exact același pentru toate tipurile. De exemplu, elementele pe bază de oxid de mercur sunt similare structural cu cele alcaline. Se caracterizează prin rezistență crescută la temperaturi ridicate, rezistență mecanică ridicată și valori stabile ale tensiunii. Dezavantajul este toxicitatea mercurului, care necesită o manipulare atentă a elementelor reziduale.

Pentru a întocmi o diagramă a unei celule galvanice, este necesar să înțelegeți principiul funcționării acesteia și caracteristicile structurale.

Consumatorii rareori acordă atenție bateriilor și bateriilor reîncărcabile, deși acestea sunt cele mai populare surse de energie.

Surse de curent chimic

Ce este o celulă galvanică? Circuitul său se bazează pe un electrolit. Dispozitivul include un mic recipient care conține electrolitul, care este adsorbit de materialul separator. În plus, diagrama a două celule galvanice presupune prezența lui Care este numele unei astfel de celule galvanice? Schema care leagă două metale împreună presupune prezența unei reacții de oxidare-reducere.

Cea mai simplă celulă galvanică

Presupune prezența a două plăci sau tije din metale diferite, care sunt scufundate într-o soluție de electrolit puternic. În timpul funcționării acestei celule galvanice, la anod are loc un proces de oxidare, asociat cu eliberarea de electroni.

La catod - reducerea, însoțită de acceptarea particulelor negative. Electronii sunt transferați prin circuitul extern către agentul de oxidare de la agentul reducător.

Exemplu de celulă galvanică

Pentru realizarea circuitelor electronice ale celulelor galvanice este necesar să se cunoască valoarea potențialului lor standard de electrod. Să analizăm o variantă a unei celule galvanice cupru-zinc care funcționează pe baza energiei eliberate în timpul interacțiunii sulfatului de cupru cu zinc.

Această celulă galvanică, a cărei diagramă va fi prezentată mai jos, se numește element Jacobi-Daniel. Acesta include care este scufundat într-o soluție de sulfat de cupru (electrod de cupru), și este, de asemenea, format dintr-o placă de zinc situată într-o soluție a sulfatului său (electrod de zinc). Soluțiile vin în contact unele cu altele, dar pentru a preveni amestecarea lor, elementul folosește un despărțitor din material poros.

Principiul de funcționare

Cum funcționează o celulă galvanică, al cărei circuit este Zn ½ ZnSO4 ½ ½ CuSO4 ½ Cu? În timpul funcționării acestuia, când circuitul electric este închis, are loc procesul de oxidare a zincului metalic.

Pe suprafața sa de contact cu soluția de sare se observă transformarea atomilor în cationi Zn2+. Procesul este însoțit de eliberarea de electroni „liberi”, care se mișcă de-a lungul circuitului extern.

Reacția care are loc la electrodul de zinc poate fi reprezentată după cum urmează:

Reducerea cationilor metalici se realizează pe un electrod de cupru. Particulele negative care intră aici de la electrodul de zinc se combină cu cationii de cupru, precipitându-le sub formă de metal. Acest proces arată astfel:

Dacă adunăm cele două reacții discutate mai sus, obținem o ecuație sumară care descrie funcționarea unei celule galvanice zinc-cupru.

Electrodul de zinc servește ca anod, iar cuprul servește drept catod. Celulele și bateriile galvanice moderne necesită utilizarea unei singure soluții de electrolit, care extinde domeniul de aplicare a acestora și face funcționarea lor mai confortabilă și mai convenabilă.

Tipuri de celule galvanice

Cele mai comune sunt elementele carbon-zinc. Ei folosesc un colector de curent pasiv de carbon în contact cu anodul, care este oxid de mangan (4). Electrolitul este clorură de amoniu, folosită sub formă de pastă.

Nu se răspândește, motiv pentru care celula galvanică în sine se numește uscată. Caracteristica sa este capacitatea de „recuperare” în timpul funcționării, ceea ce are un efect pozitiv asupra duratei perioadei lor de funcționare. Astfel de celule galvanice au costuri reduse, dar putere redusă. Pe măsură ce temperatura scade, acestea își reduc eficiența și, pe măsură ce temperatura crește, electrolitul se usucă treptat.

Celulele alcaline necesită utilizarea unei soluții alcaline, deci au destul de multe domenii de aplicare.

În celulele cu litiu, metalul activ acționează ca un anod, ceea ce are un efect pozitiv asupra duratei de viață. Litiul este negativ; prin urmare, cu dimensiuni mici, astfel de elemente au o tensiune nominală maximă. Printre dezavantajele unor astfel de sisteme se numără prețul ridicat. Deschiderea surselor de alimentare cu litiu este explozivă.

Concluzie

Principiul de funcționare al oricărei celule galvanice se bazează pe procese redox care au loc la catod și anod. În funcție de metalul utilizat și de soluția de electrolit selectată, durata de viață a elementului se modifică, precum și valoarea tensiunii nominale. În prezent, sunt solicitate celule galvanice cu litiu și cadmiu care au o durată de viață destul de lungă.

O.S.ZAYTSEV

CARTEA DE CHIMIE

PENTRU PROFESORII DE ȘCOALA SECUNDARĂ,
ELEVII UNIVERSITĂȚILOR PEDAGOGICE ȘI ȘCOLARII CLASELE 9-10,
CARE AU DECIT SĂ SE DEDICĂ CHIMIE ŞI ŞTIINŢELE NATURII

MANUAL DE ACTIVITATE LABORATOR POVEȘTI ȘTIINȚIFICE PRACTICE PENTRU CITIRE

Continuare. Vezi Nr. 4–14, 16–28, 30–34, 37–44, 47, 48/2002;
1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 12, 13, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22, 23,
24, 25-26, 27-28, 29, 30, 31, 32, 35, 36, 37, 39, 41, 42, 43, 44, 46, 47/2003;
1, 2, 3, 4, 5, 7, 11, 13, 14, 16, 17, 20, 22, 24, 29, 30, 31, 34/2004

§ 8.2. Reacții la interfața metal-soluție

(continuare)

Să facem un circuit din doi electrozi, de exemplu, cupru și zinc. Să discutăm trei opțiuni pentru o astfel de celulă galvanică.
Să spunem imediat că prima opțiune nu ne va interesa. Să coborâm plăcile de zinc și cupru într-un pahar cu o soluție din sărurile lor - zinc și sulfați de cupru (Fig. 8.6). Să conectăm electrozii cu conductori printr-un dispozitiv pentru măsurarea tensiunii - un voltmetru, care este indicat în figură prin simbolul „B”.

Atât zincul, cât și cuprul își trimit ionii în soluție, dar echilibrul reacțiilor corespunzătoare este deplasat către metale, deoarece acestea nu sunt în apă pură, ci într-o soluție care conține ioni ai acestor metale. În ciuda acestui fapt, zincul are o capacitate mai mare de a trimite ioni în soluție și are un potențial de electrod negativ mai mare. Prin urmare, ionii de cupru se vor precipita către electrodul de zinc, iar pe zinc se formează cuprul:

Zn + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu.

Tranziția electronilor are loc direct pe suprafața zincului, nu apare o diferență de potențial între plăci, iar voltmetrul nu va afișa tensiune.
Să schimbăm experiența. Să punem în vas un despărțitor din ceramică poroasă (Fig. 8.7).

Electronii părăsesc zincul și călătoresc de-a lungul unui conductor printr-un voltmetru până la cupru, unde interacționează cu ionii de cupru, ducând la depunerea cuprului pe electrodul de cupru. În același timp, ionii de zinc trec în soluție.
Partiția poroasă servește pentru a împiedica ionii de cupru să se apropie de zinc și astfel împiedicând transferul direct al electronilor de la zinc la ionii de cupru în loc să fie prin conductor. Pe măsură ce reacția progresează, ionii de zinc se deplasează de la zinc la cupru și același lucru se întâmplă cu ionii de cupru.
Un sept poros nu împiedică amestecarea bine a soluțiilor și, în plus, fabricarea vaselor cu un sept poros este dificilă, așa că puteți proceda după cum urmează. Să luăm două pahare, să turnăm soluții în ele, pe care le vom conecta cu o punte electrolitică - un tub de sticlă în formă de U umplut cu o soluție saturată de clorură de potasiu (Fig. 8.8).
Tampoanele de bumbac sunt introduse în capetele tuburilor pentru a preveni scurgerea lichidului din punte.

Deci, partiția poroasă este înlocuită cu o punte electrolitică. În ea, ionii de clorură se deplasează spre electrodul de zinc, iar ionii de potasiu se deplasează către electrodul de cupru. Puntea separă spațiile electrozilor, previne conductivitatea electrică datorită mișcării ionilor de zinc și cupru și reduce potențialul care apare atunci când două soluții diferite intră în contact. Potențialul suplimentar apare și atunci când ionii se mișcă cu viteze diferite, iar ionii de potasiu și ionii de clorură se mișcă aproape la aceleași viteze.
Să facem un circuit (vezi Fig. 8.8) din electrozi standard de cupru și zinc (concentrația ionilor metalici în soluții este de 1 mol/l). Să determinăm direcția reacției în această celulă galvanică și EMF ei:

Potențialul electrodului de zinc are un semn negativ, iar potențialul electrodului de cupru are un semn pozitiv. În consecință, electrodul de zinc are o capacitate mai mare de a dona electroni și va avea loc o reacție în direcția opusă asupra acestuia, iar electrodul de cupru va accepta electroni:

Astfel, dacă scufundăm o bucată de zinc metal într-o soluție de sulfat de cupru, atunci zincul va intra în soluție sub formă de ioni și în același timp se va depune un strat de cupru pe acesta.
În lista potențialelor electrodului există o reacție:

2H + (10 –7 M, apă) + 2 e= H2 (g.), E= –0,41 V.

Acesta este potențialul unui electrod de hidrogen în apă. Toate metalele care se află în lista de mai sus și ale căror potențiale de electrod au valori negative mai mari trebuie să reacționeze cu apa ("dizolvarea") pentru a forma hidrogen. Dar știți foarte bine că fierul, cromul, zincul și aluminiul nu reacționează cu apa în condiții normale. Magneziul reacționează cu apa fierbinte, iar sodiul, calciul, potasiul și litiul reacționează cu apa în condiții normale. Acest lucru se explică prin faptul că pe fier, crom, zinc și aluminiu se formează filme de oxid slab solubile, împiedicând accesul apei la metal. Când stratul de oxid este îndepărtat, începe interacțiunea acestor metale cu apa. Oxizii sau hidroxizii de sodiu, calciu, potasiu, litiu sunt solubili în apă și nu protejează metalele de contactul cu apa.
Pentru reacțiile electrodului, potențialele și fem, sunt aplicabile toate formulele pe care le-am derivat anterior pentru reacțiile redox:

G=–nEF= N – TS = –RT ln K=–nE 96 484 = –2,303 8,314 T lg LA.

Când calculați constanta de echilibru, amintiți-vă că fazele cristaline (metale) nu sunt scrise în expresia constantei de echilibru, deoarece concentrația unei substanțe cristaline nu depinde de cantitatea acesteia, adică. este constantă. De exemplu:

Potențialele electrodului și fem-ul reacțiilor electrochimice sunt foarte dependente de concentrațiile ionilor și pH-ul mediului. Prin urmare, direcția procesului adesea prezisă pentru condiții standard nu coincide cu cea care are loc în aceste condiții.

Pentru informații despre cum să determinați direcția unei reacții în condiții non-standard, consultați manualele de chimie pentru liceu.

Lista de concepte și cuvinte noi și uitate

Un exemplu de celulă galvanică chimică este elementul Jacobi-Daniel (Fig. 6). Este format dintr-un electrod de cupru (o placă de cupru scufundată într-o soluție de CuSO 4 ) și un electrod de zinc (o placă de zinc imersată într-o soluție de ZnSO 4 ). EDL apare pe suprafața plăcii de zinc și se stabilește echilibrul

Zn ⇄ Zn 2+ + 2ē

În acest caz, apare potențialul electrod al zincului, iar circuitul electrodului va avea forma Zn|ZnSO 4 sau Zn|Zn 2+.

În mod similar, EDS apare și pe placa de cupru și se stabilește echilibrul

Cu ⇄ Cu 2+ + 2ē

Prin urmare, apare potențialul electrod al cuprului, iar circuitul electrodului va avea forma Cu|CuSO 4 sau Cu|Cu 2+.

La electrodul Zn (mai activ din punct de vedere electrochimic), are loc procesul de oxidare: Zn – 2ē → Zn 2+. La electrodul de Cu (mai puțin activ din punct de vedere electrochimic), are loc procesul de reducere: Cu 2+ + 2ē → Cu.

Orez. 6 Schema unei celule galvanice cupru-zinc

Ecuația generală pentru reacția electrochimică este:

Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu

sau Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu

Deoarece circuitul unei celule galvanice chimice este scris după regula „plusul corect”, circuitul elementului Jacobi-Daniel va avea forma

Linia dublă din diagramă indică contactul electrolitic între electrozi, de obicei realizat printr-o punte de sare.

Într-o celulă galvanică mangan-zinc (Fig. 7), ca și într-o celulă cupru-zinc, anodul este un electrod de zinc. Electrodul pozitiv este presat dintr-un amestec de dioxid de mangan cu grafit și negru de acetilenă sub forma unei coloane de „aglomerat”, în mijlocul căreia este plasată o tijă de carbon - un conductor de curent.

Orez. 7 Diagrama unei celule uscate de mangan-zinc

1 – anod (cupă de zinc), 2 – catod (un amestec de dioxid de mangan cu grafit), 3 – conductor de grafit cu capac metalic,

4 - electrolit

Electrolitul care conține clorură de amoniu utilizat în celulele mangan-zinc are o reacție ușor acidă datorită hidrolizei NH4CI. Într-un electrolit acid, pe electrodul pozitiv are loc un proces de generare de curent:

МnO 2 + 4Н + + 2ē → Мn 2+ + 2Н 2 O

Într-un electrolit cu un pH de 7-8, există prea puțini ioni de hidrogen și reacția începe să aibă loc cu participarea apei:

MnO 2 + H 2 O + ē → MnOOH + OH -

MnOOH este un hidroxid incomplet de mangan (III) - manganit.

Pe măsură ce ionii de hidrogen sunt consumați în procesul de generare a curentului, electrolitul se schimbă de la acid la neutru sau chiar alcalin. Nu este posibil să se mențină reacția acidă într-un electrolit de sare la descărcarea elementelor. Este imposibil să adăugați acid la electrolitul de sare, deoarece acest lucru va provoca autodescărcare gravă și coroziunea electrodului de zinc. Pe măsură ce manganitul se acumulează pe electrod, acesta poate reacționa parțial cu ionii de zinc formați în timpul descărcării electrodului de zinc. În acest caz, se obține un compus puțin solubil - hetaerolit, iar soluția este acidulată:

2MnOOH + Zn 2+ → ZnO∙Mn 2 O 3 + 2H +

Formarea hetaerolitului împiedică electrolitul să devină prea alcalinizat atunci când celula este descărcată.