11.1: Гальванічні елементи

Навички для розвитку

• Розібратися в основах вольтаїчних осередків
• Для підключення напруги від вольтаїчного елемента до основної окислювально-відновно-відновної хімії

У будь-якому електрохімічному процесі електрони перетікають від однієї хімічної речовини до іншої, керованої окислювально-відновною (окислювально-відновною) реакцією. Окислювально-відновна реакція виникає, коли електрони переносяться від речовини, яка окислюється, до тієї, яка відновлюється. Редуктор - це речовина, яка втрачає електрони і окислюється в процесі; окислювач - це вид, який отримує електрони і зменшується в процесі. Пов'язана потенційна енергія визначається різницею потенціалів між валентними електронами в атомах різних елементів.

Оскільки неможливо мати відновлення без окислення і навпаки, окислювально-відновну реакцію можна охарактеризувати як дві напівреакції, одна представляє процес окислення, а інша - процес відновлення. Для реакції цинку з бромом загальна хімічна реакція наступна:

$$Zn_{(s)} + Br_{2(aq)} \rightarrow Zn^{2+}_{(aq)} + 2Br^−_{(aq)} \label{20.3.1}$$

Напівреакції полягають в наступному:

зниження половинної реакції:

$$Br_{2(aq)} + 2e^− \rightarrow 2Br^−_{(aq)} \label{20.3.2}$$

напівреакція окислення:

$$Zn_{(s)} \rightarrow Zn^{2+}_{(aq)} + 2e^− \label{20.3.3}$$

Кожна напівреакція написана, щоб показати, що насправді відбувається в системі; Zn є відновником у цій реакції (він втрачає електрони), а Br ₂ - окислювач (він отримує електрони). Додавання двох напівреакцій дає загальну хімічну реакцію (рівняння$\PageIndex{1}$). Окислювально-відновна реакція збалансована, коли кількість електронів, втрачених відновником, дорівнює кількості електронів, отриманих окислювачем. Як і будь-яке збалансоване хімічне рівняння, загальний процес є електрично нейтральним; тобто чистий заряд однаковий з обох сторін рівняння.

У будь-якій окислювально-відновній реакції кількість електронів, втрачених відновником, дорівнює кількості електронів, отриманих окислювачем.

У більшості наших обговорень хімічних реакцій ми припускали, що реагенти знаходяться в інтимному фізичному контакті один з одним. Наприклад, кислотно-лужні реакції зазвичай проводяться з кислотою та основою, диспергованими в одній фазі, наприклад, рідким розчином. Однак при окислювально-відновних реакціях можна фізично розділити напівреакції окислення та відновлення в просторі, якщо між двома напівреакціями існує повна схема, включаючи зовнішнє електричне з'єднання, наприклад провід. У міру прогресування реакції електрони перетікають від відновника до окислювача по цьому електричному з'єднанню, виробляючи електричний струм, який можна використовувати для роботи. Апарат, який використовується для отримання електроенергії від спонтанної окислювально-відновної реакції або, навпаки, який використовує електрику для приводу неспонтанної окислювально-відновної реакції називається електрохімічною коміркою.

Існує два типи електрохімічних елементів: гальванічні елементи і електролітичні елементи. Гальванічні елементи названі на честь італійського фізика і лікаря Луїджі Гальвані (1737—1798), який зауважив, що розсічені м'язи жаб'ячої ноги сіпаються при нанесенні невеликого ураження електричним струмом, демонструючи електричну природу нервових імпульсів. Гальванічний (вольтаїчний) елемент використовує енергію, що виділяється під час спонтанної окислювально-відновної реакції (ΔG < 0) для вироблення електроенергії. Цей тип електрохімічної клітини часто називають вольтаїчної клітиною на честь її винахідника, італійського фізика Алессандро Вольта (1745—1827). На відміну від цього, електролітичний елемент споживає електричну енергію від зовнішнього джерела, використовуючи її, щоб викликати неспонтанну окислювально-відновну реакцію (ΔG > 0). Обидва типи містять два електроди, які представляють собою тверді метали, з'єднані з зовнішнім ланцюгом, що забезпечує електричне з'єднання між двома частинами системи (рис.$\PageIndex{1}$). Полуреакція окислення відбувається на одному електроді (аноді), а відновна напівреакція відбувається на іншому (катоді). При замкнутому ланцюзі електрони надходять від анода до катода. Електроди також з'єднані електролітом, іонним речовиною або розчином, що дозволяє іонам переноситися між відсіками електродів, тим самим зберігаючи електричну нейтральність системи. У цьому розділі ми зупинимося на реакціях, які відбуваються в гальванічних елементах.

Малюнок$\PageIndex{1}$: Електрохімічні клітини. Гальванічний елемент (зліва) перетворює енергію, що виділяється спонтанною окислювально-відновною реакцією, в електричну енергію, яку можна використовувати для виконання робіт. Окислювальні та відновні напівреакції зазвичай відбуваються в окремих відсіках, які з'єднані зовнішнім електричним ланцюгом; крім того, для підтримки необхідно друге з'єднання, яке дозволяє іонам протікати між відсіками (показано тут як вертикальна пунктирна лінія для представлення пористого бар'єру) електрична нейтральність. Різниця потенціалів між електродами (напругою) змушує електрони перетікати від відновника до окислювача по зовнішньому ланцюгу, генеруючи електричний струм. В електролітичній комірці (праворуч) зовнішнє джерело електричної енергії використовується для генерації різниці потенціалів між електродами, яка змушує електрони текти, керуючи неспонтанною окислювально-відновною реакцією; у більшості застосувань використовується лише один відсік. В обох видах електрохімічних осередків анод - це електрод, при якому відбувається напівреакція окислення, а катод - електрод, при якому відбувається відновна напівреакція.

Вольтаїчні (гальванічні) елементи

Щоб проілюструвати основні принципи роботи гальванічного елемента, розглянемо реакцію металевого цинку з іоном міді (Cu ^{2 +}) для отримання металу міді і іона Zn ^{2 +}. Збалансоване хімічне рівняння виглядає наступним чином:

$$Zn_{(s)} + Cu^{2+}_{(aq)} \rightarrow Zn^{2+}_{(aq)} + Cu_{(s)} \label{20.3.4}$$

Ми можемо викликати цю реакцію, вставивши цинковий стрижень у водний розчин сульфату міді (II). У міру протікання реакції цинковий стрижень розчиняється, і утворюється маса металевої міді. Ці зміни відбуваються спонтанно, але вся енергія, що виділяється, знаходиться у вигляді тепла, а не у формі, яку можна використовувати для роботи.

Рисунок$\PageIndex{2}$: Реакція металевого цинку з водними іонами міді (II) в одному відсіку. При введенні цинкового стрижня в стакан, який містить водний розчин сульфату міді (II), відбувається спонтанна окислювально-відновна реакція: цинковий електрод розчиняється, даючи іони Zn ^{2 +} (aq), тоді як іони Cu ^{2 +} (aq) одночасно відновлюються до металевої міді. Реакція відбувається настільки швидко, що мідь осідає як дуже дрібні частинки, які виглядають чорними, а не звичайним червонуватим кольором міді.

Цю ж реакцію можна провести за допомогою гальванічного елемента, проілюстрованого на малюнку$\PageIndex{3a}$. Для складання осередку в стакан вставляють мідну смужку, яка містить 1 М розчин іонів Cu ^{2 +}, а в іншу склянку вставляють смугу цинку, яка містить 1 М розчин іонів Zn ^{2 +}. Дві металеві смуги, які служать електродами, з'єднуються дротом, а відсіки з'єднані соляним містком, U-подібною трубкою, вставленою в обидва розчини, яка містить концентровану рідину або желированный електроліт. Іони в соляному мосту вибираються так, щоб вони не заважали електрохімічній реакції, окислюючись або відновлюючись самостійно або утворюючи осад або комплекс; зазвичай використовуваними катіонами та аніонами є Na ⁺ або K ⁺ та NO ₃ ^{− або SO} 4 ²⁻ відповідно. (Іони в соляному мосту не повинні бути такими ж, як у окислювально-відновній парі в будь-якому відсіку.) При замкнутому ланцюзі відбувається спонтанна реакція: цинковий метал окислюється до іонів Zn ^{2 +} на цинковому електроді (аноді), а іони Cu ^{2 +} відновлюються до металу Cu у мідного електрода (катода). У міру прогресування реакції цинкова смужка розчиняється, і концентрація іонів Zn ^{2 +} в розчині Zn ^{2 +} збільшується; одночасно мідна смужка набирає масу, і концентрація іонів Cu ^{2 +} в Cu ^{2 +} розчин зменшується (рис.$\PageIndex{3b}$). Таким чином, ми провели ту ж реакцію, що і за допомогою однієї склянки, але цього разу окислювальні та відновні напівреакції фізично відокремлені один від одного. Електрони, які виділяються на аноді, протікають по проводу, виробляючи електричний струм. Таким чином, гальванічні елементи перетворюють хімічну енергію в електричну енергію, яку потім можна використовувати для роботи.

Рисунок$\PageIndex{3}$: Реакція металевого цинку з водними іонами міді (II) в гальванічному елементі. (а) Гальванічний елемент може бути побудований шляхом введення мідної смуги в стакан, який містить водний 1 М розчин іонів Cu ²⁺ і цинкову смужку в іншу склянку, яка містить водний 1 М розчин іонів Zn ^{2 +}. Дві металеві смуги з'єднані дротом, що дозволяє текти електриці, а мензурки з'єднані соляним містком. При замиканні вимикача для завершення ланцюга цинковий електрод (анод) мимовільно окислюється до іонів Zn ^{2 +} в лівому відсіку, в той час як іони Cu ^{2 +} одночасно відновлюються до мідного металу у мідного електрода (катода). (b) У міру прогресування реакції анод Zn втрачає масу, коли він розчиняється, даючи іони Zn ^{2 +} (aq), тоді як катод Cu набирає масу, коли іони Cu ^{2 +} (aq) зменшуються до мідного металу, який осідає на катоді.

Електроліт в соляному мосту служить двом цілям: він завершує ланцюг, несучи електричний заряд і підтримує електричну нейтральність в обох розчині, дозволяючи іонам мігрувати між ними. Ідентичність солі в соляному містку неважлива, якщо іони компонентів не реагують або не проходять окислювально-відновну реакцію в умовах експлуатації клітини. Без такого зв'язку загальний позитивний заряд в розчині Zn ^{2 +} збільшувався б у міру розчинення металу цинку, а загальний позитивний заряд в розчині Cu ^{2 +} зменшувався б. Сольовий міст дозволяє нейтралізувати заряди потоком аніонів в розчин Zn ^{2 +} і потоком катіонів в розчин Cu ^{2 +}. При відсутності соляного моста або якогось іншого подібного з'єднання реакція швидко припиниться, оскільки електрична нейтральність не могла бути збережена.

Вольтметр може бути використаний для вимірювання різниці електричного потенціалу між двома відсіками. Відкриття вимикача, який з'єднує дроти з анодом і катодом, запобігає протіканню струму, тому ніякої хімічної реакції не відбувається. При замкнутому вимикачі, однак, зовнішній ланцюг замкнутий, і від анода до катода може протікати електричний струм. Потенціал (Е _{осередок}) комірки, вимірюваний у вольтах, - це різниця електричного потенціалу між двома напівреакціями і пов'язана з енергією, необхідною для переміщення зарядженої частинки в електричному полі. В описаній нами осередку вольтметр вказує потенціал 1,10 В (рис.$\PageIndex{3a}$). Оскільки електрони з напівреакції окислення виділяються на аноді, анод в гальванічному елементі негативно заряджений. Катод, який притягує електрони, заряджений позитивно.

Не всі електроди піддаються хімічному перетворенню під час окислювально-відновної реакції. Електрод може бути виготовлений з інертного високопровідного металу, такого як платина, щоб запобігти його реакції під час окислювально-відновного процесу, де він не з'являється в загальній електрохімічній реакції. Це явище проілюстровано на прикладі$\PageIndex{1}$.

Гальванічний (вольтаїчний) елемент перетворює енергію, що виділяється спонтанною хімічною реакцією, в електричну енергію. Електролітичний елемент споживає електричну енергію від зовнішнього джерела для приводу неспонтанної хімічної реакції.

Приклад$\PageIndex{1}$

Хімік сконструював гальванічний елемент, що складається з двох мензурок. Один стакан містить смужку олова, занурену у водну сірчану кислоту, а інший містить платиновий електрод, занурений у водну азотну кислоту. Два розчини з'єднуються соляним містком, а електроди з'єднуються дротом. Струм починає текти, і у платинового електрода з'являються бульбашки газу. Спонтанна окислювально-відновна реакція, що виникає, описується наступним збалансованим хімічним рівнянням:

$$3Sn_{(s)} + 2NO^-_{3(aq)} + 8H^+_{(aq)} \rightarrow 3Sn^{2+}_{(aq)} + 2NO_{(g)} + 4H_2O_{(l)}$$

Для цього гальванічного елемента,

1. запишіть напівреакцію, яка виникає у кожного електрода.
2. вказати, який електрод є катодом, а який - анодом.
3. вказати, який електрод є позитивним електродом, а який є негативним електродом.

Дано: гальванічний елемент і окислювально-відновна реакція

Запитано: напівреакції, ідентичність анода та катода та призначення електродів як позитивні чи негативні

Стратегія:

1. Визначте напівреакцію окислення та напівреакцію відновлення. Потім ідентифікують анод і катод з напівреакції, яка виникає у кожного електрода.
2. Від напрямку потоку електронів призначте кожен електрод як позитивний, так і негативний.

Рішення:

1. А У відновній напівреакції нітрат відновлюється до оксиду азоту. (Оксид азоту потім реагував би з киснем у повітрі, утворюючи NO ₂, з його характерним червоно-коричневим кольором.) У напівреакції окислення металеве олово окислюється. Напівреакції, відповідні фактичним реакціям, що відбуваються в системі, такі:

зменшення: NO ₃ ⁻ (aq) + 4H ⁺ (aq) + 3e ⁻ → НІ (г) + 2Н ₂ О (л)

окислення: Sn (и) → Sn ^{2 +} (aq) + 2e ⁻

При цьому нітрат знижується до NO, в той час як олов'яний електрод окислюється до Sn ^{2 +}.

2. Оскільки реакція відновлення відбувається на електроді Pt, це катод. І навпаки, реакція окислення відбувається на олов'яному електроді, тому це анод.
3. B Електрони надходять від олов'яного електрода через дріт до платинового електрода, де переходять на нітрат. Електричний ланцюг завершується сольовим мостом, який дозволяє дифузію катіонів до катода і аніонів до анода. Оскільки електрони витікають з олов'яного електрода, він повинен бути електрично негативним. На відміну від цього, електрони течуть до електрода Pt, так що електрод повинен бути електрично позитивним.

Вправа$\PageIndex{1}$

Розглянемо простий гальванічний елемент, що складається з двох мензурок, з'єднаних соляним містком. Один стакан містить розчин MnO ₄ ⁻ в розведеній сірчаній кислоті і має електрод Pt. Інший стакан містить розчин Sn ^{2 +} в розведеній сірчаній кислоті, також з електродом Pt. При з'єднанні двох електродів проводом протікає струм і відбувається спонтанна реакція, яка описується наступним збалансованим хімічним рівнянням:

$$2MnO^−_{4(aq)} + 5Sn^{2+}_{(aq)} + 16H^+_{(aq)} \rightarrow 2Mn^{2+}_{(aq)} + 5Sn^{4+}_{(aq)} + 8H_2O_{(l)}$$

Для цього гальванічного елемента,

1. запишіть напівреакцію, яка виникає у кожного електрода.
2. вказати, який електрод є катодом, а який - анодом.
3. вказують, який електрод позитивний, а який негативний.

Відповідь:

1. МnO ₄ ⁻ (ак) + 8H ⁺ (ак) + 5е ⁻ → Мн ^{2 +} (ак) + 4Н ₂ О (л); Sn ^{2 +} (ак) → Sn ^{4 +} (ак) + 2е ⁻
2. Електрод Pt в розчині перманганату є катодом; той, що знаходиться в розчині олова - анод.
3. Катод (електрод в склянці, який містить розчин перманганату) позитивний, а анод (електрод в склянці, який містить розчин олова) негативний.

Потенціал клітини

У гальванічному елементі струм виробляється, коли електрони протікають зовні по ланцюгу від анода до катода через різницю потенційної енергії між двома електродами в електрохімічному елементі. У системі Zn/Cu валентні електрони в цинку мають значно більшу потенційну енергію, ніж валентні електрони в міді через екранування електронів цинку електронами на заповнених d орбіталах. Звідси електрони мимовільно перетікають від цинку до іонів міді (II), утворюючи іони цинку (II) і металеву мідь. Так само, як вода, що протікає спонтанно під гору, яку можна змусити виконувати роботу, змушуючи водяне колесо, потік електронів від вищої потенційної енергії до нижчої також може бути використаний для виконання роботи.

Рисунок$\PageIndex{1}$: Різниця потенціалів енергії в системі Zn/Cu. Потенційна енергія системи, що складається з металевих$Zn$ і водних іонів Cu ²⁺, більша за потенційну енергію системи, що складається з металевих Cu і водних$Zn^{2+}$ іонів. Значна частина цієї різниці потенціалів енергії полягає в тому, що валентні електрони металевого Zn вище за енергією, ніж валентні електрони металевого Cu. Оскільки система Zn (s) + Cu ^{2 +} (aq) вища за енергією на 1,10 В, ніж система Cu (s) + Zn ^{2 +} (aq), енергія виділяється при передачі електронів від Zn до Cu ^{2 +} з утворенням Cu і Zn ^{2 +}.

Оскільки потенційна енергія валентних електронів сильно відрізняється від однієї речовини до іншої, напруга гальванічного елемента частково залежить від ідентичності реагуючих речовин. Якщо побудувати гальванічний елемент, аналогічний тій, що знаходиться в частині (а) на малюнку,$\PageIndex{1}$ але замість міді використовувати смужку металу кобальту і 1 М Co ^{2 +} в катодному відсіку, вимірювана напруга становить не 1,10 В, а 0,51 В. Таким чином, можна зробити висновок, що різниця в потенційній енергії. між валентними електронами кобальту і цинку менше різниці валентних електронів міді і цинку на 0,59 В.

Виміряний потенціал клітини також сильно залежить від концентрацій реагуючих видів і температури системи. Для розробки шкали відносних потенціалів, яка дозволить передбачити напрямок електрохімічної реакції і величину рушійної сили реакції, потенціали окислень і скорочень різних речовин повинні вимірюватися в порівнянних умовах. Для цього хіміки використовують стандартний клітинний потенціал (Е° _{клітина}), що визначається як потенціал клітини, виміряний за стандартних умов, тобто з усіма видами в їх стандартних станах (1 М для розчинів, концентровані розчини солей (близько 1 М), як правило, не виявляють ідеальної поведінки , а фактичний стандартний стан відповідає активності 1, а не концентрації 1 М. Поправки на неідеальну поведінку важливі для точної кількісної роботи, але не для більш якісного підходу, який ми тут беремо. 1 атм для газів, чистих твердих речовин або чистих рідин для інших речовин) і при фіксованій температурі, як правило, 25°C.

Виміряні окислювально-відновні потенціали залежать від потенційної енергії валентних електронів, концентрацій видів в реакції та температури системи.

Вимірювання стандартних електродних потенціалів

Фізично неможливо виміряти потенціал одного електрода: можна виміряти тільки різницю між потенціалами двох електродів (це аналогічно вимірюванню абсолютних ентальпій або вільних енергій). Нагадаємо, що виміряти можна тільки відмінності в ентальпії і вільної енергії.) Однак ми можемо порівняти стандартні потенціали комірок для двох різних гальванічних елементів, які мають один загальний тип електрода. Це дозволяє виміряти різницю потенціалів між двома різнорідними електродами. Наприклад, виміряний стандартний потенціал комірки (E°) для системи Zn/Cu становить 1,10 В, тоді як E° для відповідної системи Zn/Co становить 0,51 В. Це означає, що різниця потенціалів між електродами Co і Cu становить 1,10 В − 0,51 В = 0,59 В. Фактично, це саме той потенціал, виміряний за стандартом умови, якщо комірка побудована за допомогою наступної діаграми комірок:

$$Co_{(s)} ∣ Co^{2+}(aq, 1 M)∥Cu^{2+}(aq, 1 M) ∣ Cu (s)\;\;\; E°=0.59\; V \label{20.4.1}$$

Ця клітинна діаграма відповідає окисленню кобальтового анода і відновленню Cu ^{2 +} в розчині на мідному катоді.

Всі табличні значення стандартних електродних потенціалів за умовністю перераховані для реакції, записаної як відновлення, а не як окислення, щоб мати можливість порівнювати стандартні потенціали для різних речовин (таблиця Р1). Таким чином, стандартний клітинний потенціал (E° _{клітина}) - це різниця між табличними потенціалами відновлення двох напівреакцій, а не їх сумою:

$$E°_{cell} = E°_{cathode} − E°_{anode} \label{20.4.2}$$

На відміну від цього, нагадайте, що напівреакції написані, щоб показати реакції відновлення та окислення, які насправді відбуваються в клітині, тому загальна реакція клітин записується як сума двох напівреакцій. Згідно з Рівнянням$\ref{20.4.2}$, коли ми знаємо стандартний потенціал для будь-якої одиничної напівреакції, ми можемо отримати значення стандартного потенціалу багатьох інших напівреакцій шляхом вимірювання стандартного потенціалу відповідної комірки.

Загальна реакція клітин - це сума двох напівреакцій, але потенціал клітини - це різниця між відновними потенціалами:

$$E°_{cell} = E°_{cathode} − E°_{anode}$$

Малюнок$\PageIndex{2}$: Стандартний водневий електрод. SHE складається з платинового дроту, який з'єднаний з поверхнею Pt при контакті з водним розчином, що містить 1 М Н ⁺ в рівновазі з газом Н ₂ при тиску 1 атм. У молекулярному поданні поверхня Pt каталізує окислення молекул водню до протонів або відновлення протонів до газу водню. (Вода опускається для наочності.) Стандартному потенціалу SHE довільно присвоюється значення 0 В.

Хоча неможливо виміряти потенціал будь-якого електрода безпосередньо, ми можемо вибрати опорний електрод, потенціал якого визначається як 0 В в стандартних умовах. Стандартний водневий електрод (SHE) універсально використовується для цієї мети і йому присвоюється стандартний потенціал 0 В. Він складається з смуги платинового дроту, що контактує з водним розчином, що містить 1 М Н ⁺. [Н ⁺] в розчині знаходиться в рівновазі з газом Н ₂ при тиску 1 атм на межі розділу PT-розчину (рис.$\PageIndex{2}$). Протони відновлюються або молекули водню окислюються на поверхні Pt відповідно до наступного рівняння:

$$2H^+_{(aq)}+2e^− \rightleftharpoons H_{2(g)} \label{20.4.3}$$

Однією особливо привабливою особливістю SHE є те, що електрод металу Pt не витрачається під час реакції.

Малюнок$\PageIndex{3}$: Визначення стандартного електродного потенціалу за допомогою стандартного водневого електрода. Вольтметр показує, що стандартний потенціал комірки гальванічного елемента, що складається з SHE і пари Zn/Zn ^{2 +}, дорівнює$E°_{cell}$ = 0,76 В. Оскільки цинковий електрод в цій комірці мимовільно розчиняється з утворенням іонів Zn ²⁺ (aq), тоді як іони H ⁺ (aq) зменшуються до H ₂ на поверхні платини стандартний електродний потенціал пари Zn ^{2 +} /Zn становить −0,76 В.

$\PageIndex{3}$На малюнку зображений гальванічний елемент, який складається з SHE в одній склянці і Zn-смужки в іншій склянці, що містить розчин іонів Zn ^{2 +}. При замиканні ланцюга вольтметр вказує на потенціал 0,76 В. Цинковий електрод починає розчинятися з утворенням Zn ^{2 +}, а іони Н ⁺ знижуються до Н ₂ в іншому відсіку. Таким чином, водневий електрод є катодом, а цинковий - анодом. Схема для цього гальванічного елемента виглядає наступним чином:

$$Zn_{(s)}∣Zn^{2+}_{(aq)}∥H^+(aq, 1 M)∣H_2(g, 1 atm)∣Pt_{(s)} \label{20.4.4}$$

Напівреакції, які насправді відбуваються в клітині та відповідні їм електродні потенціали, такі:

• катод: $$2H^+_{(aq)} + 2e^− \rightarrow H_{2(g)}\;\;\; E°_{cathode}=0 V \label{20.4.5}$$
• анод: $$Zn_{(s)} \rightarrow Zn^{2+}_{(aq)}+2e^−\;\;\; E°_{anode}=−0.76\; V \label{20.4.6}$$

• загальний: $$Zn_{(s)}+2H^+_{(aq)} \rightarrow Zn^{2+}_{(aq)}+H_{2(g)} \label{20.4.7}$$

$$E°_{cell}=E°_{cathode}−E°_{anode}=0.76\; V$$

Хоча реакція на аноді є окисленням, за угодою її табличне значення E° повідомляється як потенціал відновлення. Потенціал напівреакції, виміряний проти SHE в стандартних умовах, називається стандартним електродним потенціалом для цієї напівреакції.У цьому прикладі стандартний потенціал відновлення для Zn ^{2 +} (aq) + 2e ⁻ → Zn (s) становить −0,76 В, що означає, що стандартний електродний потенціал для реакції, що відбувається на аноді, окислення Zn до Zn ²⁺, яке часто називають окислювально-відновною парою Zn/Zn ^{2 +}, або пара Zn/Zn ^{2 +}, становить − (−0,76 В) = 0,76 В. Тому ми повинні відняти _анод Е° від _катода Е° для отримання

$$E°_{cell}: 0 \,V − (−0.76\, V) = 0.76\, V$$

Оскільки електричний потенціал - це енергія, необхідна для переміщення зарядженої частинки в електричному полі, стандартні електродні потенціали для напівреакцій мають інтенсивні властивості і не залежать від кількості речовини, що бере участь. Отже, значення E° не залежать від стехіометричних коефіцієнтів для напівреакції, і, що найважливіше, коефіцієнти, що використовуються для отримання збалансованої загальної реакції, не впливають на значення потенціалу клітини.

Значення E° НЕ залежать від стехіометричних коефіцієнтів для напівреакції, оскільки це інтенсивна властивість.

Резюме

Гальванічний (вольтаїчний) елемент використовує енергію, що виділяється під час спонтанної окислювально-відновної реакції, для вироблення електроенергії, тоді як електролітичний елемент споживає електричну енергію від зовнішнього джерела, щоб змусити реакцію відбутися. Електрохімія - це вивчення взаємозв'язку між електрикою і хімічними реакціями. Реакція окислення-відновлення, яка виникає під час електрохімічного процесу, складається з двох напівреакцій, одна представляє процес окислення, а друга - процес відновлення. Сума напівреакцій дає загальна хімічна реакція. Загальна окислювально-відновна реакція збалансована, коли кількість електронів, втрачених відновником, дорівнює кількості електронів, отриманих окислювачем. Електричний струм виробляється від потоку електронів від відновника до окислювача. Електрохімічна клітина може або виробляти електроенергію від спонтанної окислювально-відновної реакції, або споживати електроенергію, щоб керувати неспонтанною реакцією. У гальванічному (вольтаїчному) елементі енергія від спонтанної реакції генерує електрику, тоді як в електролітичній комірці електрична енергія витрачається для приводу неспонтанної окислювально-відновної реакції. Обидва типи осередків використовують два електроди, які забезпечують електричний зв'язок між системами, розділеними в просторі. Окислювальна напівреакція відбувається на аноді, а відновна напівреакція відбувається на катоді. Соляний міст з'єднує розділені розчини, дозволяючи іонам мігрувати в будь-який розчин, щоб забезпечити електричну нейтральність системи. Вольтметр - це прилад, який вимірює витрату електричного струму між двома напівреакціями. Потенціал осередку, вимірюваний в вольтах, - це енергія, необхідна для переміщення зарядженої частинки в електричному полі. Електрохімічну комірку можна описати за допомогою лінійного позначення, званого клітинною діаграмою, в якій вертикальні лінії вказують межі фаз і розташування соляного моста. Опір потоку заряду на кордоні називається потенціалом переходу.