1. Гальванический элемент ‒ устройство, с
помощью которого химическая энергия
окислительно-восстановительных процессов
может быть преобразована в электрическую.
ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ
В основе работы гальванических элементов лежат
явления, происходящие на границе между метал-
лом и раствором электролита сопровождающиеся
возникновением на ней разности, или скачка,
потенциалов.
Эта разность, или скачок потенциала на
границе металл ― раствор называется
электродным потенциалом

2. CuZn
Cu2+
Zn2+
CuSO4ZnSO4
Me + nH2O [Me(H2O)n]Z+
+ Z∙ ē
Me MeZ+
+ Z∙ ē
или

3. СХЕМА ГАЛЬВАНИЧЕСКОГО ЭЛЕМЕНТА
ЯКОБИ – ДАНИЕЛЯ
ē SO4
2–
SO4
2–
Zn2+
SO4
2– Cu2+
CuZn
Zn2+
+ 2ē Zn Cu2+
+ 2ē Cu
φº = + 0,34 Bφº = – 0,76 B

4. При работе гальванического элемента
протекают следующие процессы:
1. окисление цинка Zn – 2ē = Zn2+
2. восстановление ионов меди Cu2+
+ 2ē = Cu
3. движение электронов во внешней цепи;
4. движение ионов в растворе: анионов SO4
2–
к
аноду; катионов Cu2+
, Zn2+
к катоду.
СХЕМА ГАЛЬВАНИЧЕСКОГО ЭЛЕМЕНТА
ЯКОБИ – ДАНИЕЛЯ

5. ЭЛЕКТРОДНЫЙ ПОТЕНЦИАЛ. УРАВНЕНИЕ НЕРНСТА
Электродный потенциал зависит от целого
ряда факторов, в том числе от химической
природы металла, концентрации (активности)
его ионов в растворе, температуры и
описывается уравнением Нернста:
ZF
φ = φº + [МеZ+
]
RT
Me
ln
Me
Z
φ = φº + [МеZ+
]
0,059
Me
ln
Me
или
где φº – стандартный электродный потенциал R =
8,31 Дж/(моль·К); Т – температура в кельвинах, n -
число электронов в уравнении полуреакции; F -
заряд 1 моля электронов, равный 96500 кулонов, Z –
число электронов

6. ПОТЕНЦИАЛ ЭЛЕКТРОДА ТИПА
«ИОН-ИОН».
Потенциал электрода, погруженного в раствор,
содержащий окислительно-восстановительную пару,
типа «ион-ион» Fe3+
(водн.) + е-
= Fe2+
(водн.) отражает
Способность окисленной
формы пары присоединять
электроны и стремление
восстановленной формы
отдавать их. Уравнение
Нернста, в этом случае
выглядит так:
EFe3+/Fe2+ = E0
Fe3+/Fe2+ +
RT
nF
ln
[Fe3+
]
[Fe2+
]
Ион-ионный электрод
(полуэлемент)

7. ВЫЧИСЛЕНИЕ Э.Д.С.
ХИМИЧЕСКИХ ИСТОЧНИКОВ ТОКА
Вычисление э.д.с. гальваничесого элемента
производится исходя из следующих двух правил:
1. Полуэлемент с более положительным
электродным потенциалом является катодом, на
нём должно происходить воостановление; на
полуэлементе с менее положительным электродным
потенциалом (аноде) должно идти окисление;
2. Э.Д.С. гальванического элемента определяется
выражением:.
Э. Д. С = Е = φK – φA

8. ВЫЧИСЛЕНИЕ Э.Д.С. ГАЛЬВАНИЧЕСКОГО
ЭЛЕМЕНТА ЯКОБИ – ДАНИЕЛЯ
Е = φCu – φZn
0,059
lg
2
φºCu + [Cu2+
] ‒
Zn
0,059
lg
2
φº + [Zn2+
]
Е = (φºCu – φºZn) +
0,059
lg
2
[Cu2+
]
[Zn2+
]
или
Е =
или
Если [Cu2+
] [Zn2+
]= = 1 моль/л
Е0
= (φºCu – φºZn) = + 0,34 – (-0,76) = 1,1 В

9. ВЫЧИСЛЕНИЕ Э.Д.С.
ХИМИЧЕСКИХ ИСТОЧНИКОВ ТОКА
Пример: По указанным ниже данным определить:
а) стандартную э.д.с. химического источника тока; б)
реакцию, протекающую в нём; в) схему источника
тока
Исходные данные:
Zn2+
+ 2e Zn(тв.),
Ni2+
+ 2e Ni(тв.),
Е0
Zn2+
/Zn
= – 0,76 B
= – 0,25 BЕ0
Ni2+
/Ni

10. ВЫЧИСЛЕНИЕ Э.Д.С.
ХИМИЧЕСКИХ ИСТОЧНИКОВ ТОКА
Решение:
а) Электрод «никель – ион никеля» ( более положи-
телен). Следовательно:
ЕNi2+
/Ni
ЕZn2+
/Zn=Еист
– = (– 0,25 – (– 0,76) = +0,51 В
б) На более положительном полуэлементе
(электроде) всегда происходит восстановление:
Ni2+
+ 2e = Ni(тв.),
На мене положительном электроде всегда
происходит окисление
Zn(тв.) = Zn2+
+ 2e

11. ВЫЧИСЛЕНИЕ Э.Д.С.
ХИМИЧЕСКИХ ИСТОЧНИКОВ ТОКА
Полное уравнение ОВР получается путем сумми-
рования уравнений этих двух полуреакций
Zn(тв.) + Ni2+
= Zn2+
+ Ni(тв.)
в) Схема данного химического источника тока
имеет вид:
Zn(тв.) Zn2+
Ni2+
Ni(тв.)

12. Гальванические элементы могут быть получены не
только из двух различных электродов, но и из двух
одинаковых. Однако в этом случае они должны
быть помещены в растворы с различной
активностью катиона.
Схема концентрационного источника тока имеет вид:
ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ
При этом металлический электрод, помещенный в
более разбавленный раствор, выполняет функцию
отрицательного, а помещенный в более концентри-
рованный — положительного электрода. Такие
гальванические элементы получили название
концентрационных.
0,1 моль/л
Ni2+
Ni(тв.)Zn(тв.) Zn2+
1,0 моль/л

13. 1. Стандартное изменение энергии Гиббса ∆Gº
связана со стандартной электродвижущая силой
гальванического элемента Еº соотношением:
1. ∆Gº = – Z F Eº
где Z – число электронов участвующих в ОВ –
реакции; F – число Фарадея.
Константа равновесия реакции К, протекающей
в гальваническом элементе связана с ∆Gº :
2. ∆Gº = RT ln K
Это соотношение выводится в термодинамике. Из
уравнений 1 и 2 следует:
3. RT ln K = – Z F Eº
Лекция № 17.
ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ

14. Для практического использования удобна
другая форма уравнения 3, учитывая, что
F = 96500 ; Т = 25ºС
Еº = φºK – φºA ; R = 8,31 Дж / моль·К
(φºK – φºA)∙Z
lg K = ; ln K = 2,3 lg K
0,059
ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ

15. Основные признаки коррозии:
1.Коррозия по химической природе – процесс
окислительный:
Меº – Z ē → Ме Z+
2.Коррозия – преимущественно поверхностный
процесс.
3.Коррозия – процесс самопроизвольный.

16. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКАЯ КОРРОЗИЯ – происходит в резуль-
тате двух независимых, но сопряженных процессов:
А) анодного – переход металлов в раствор в виде
ионов (гидратированных или сольватированных);
электроны остаются на металле:
Ме + nH2O [Ме(H2O)n]Z+
+ Z ē
Б) катодного – связывание электронов, образу-
ющихся в анодном процессе каким-либо
веществом (окислителем) именуемым деполяри-
затором.
Процесс отвода электронов с катодных участков при
электрохимической коррозии называется деполяриза-
цией, а вещества, применяемые для этого –
деполяризаторами.

17. СХЕМА ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКОЙ КОРРОЗИИ
ЖЕЛЕЗА В РАСТВОРЕ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ
SO4
2–
Fe2+
H+
H2
Fe ē
H2SO4
водородная деполяризация или
А) O2 + 4H+
+ 4ē → 2Н2O /pH < 7/
Б) O2 + 2Н2O + 4ē → 4ОH–
/pH > 7/
кислородная деполяризация
анодный процесс:
Fe – 2ē → Fe2+
Катодный процесс:
2Н+
+ 2ē → Н2

18. 1. При какой активности ионов Ag+ (моль/л)
потенциал серебряного электрода составит 95% от
величины его стандартного электродного
потенциала? (От.: 0, 21 моль/л).
2. При какой активности ионов Pd2+
(моль/л)
потенциал палладиевого электрода будет на 0,01 В
меньше его стандартного электродного потенциала?
(От.: 0, 458 моль/л).
3. Вычислить потенциал меди в растворе Cu(NО3)2
с активностью ионов Сu2+
равной 0,12 моль/л. (От.: 0,
313 В).
4. Вычислить в милливольтах потенциал водородного
электрода в разбавленных растворах сильных кислот: а)
0,01 М НСlO4; б)0,005 МНСl; в) 0,01%-ной НСlO4. (От.: а)
-118 мВ; б) - 136 мВ; в) - 177 мВ).
ЗАДАЧИ
для самостоятельного решения

19. 649. Вычислить э,д.с. гальванических элементов,
образованных сочетанием: а) цинкового электрода в
растворе ZnSО4, [Zn2+
] = 0,2 моль/л и свинцового
электрода в растворе Pb(NО3)2, Рb2+
] = 0,012 моль/л; б)
кадмиевого электрода в растворе CdCl2, [Cd2+
] = 0,01
моль/л и цинкового электрода в растворе ZnCl2, [Zn2+
] =
4 • 10-3
моль/л. (От.: а) 0,628 В; б) 0,402 В)
642. Вычислить потенциал серебряного электрода,
опущенного в насыщенный раствор Agl; ПPAgI= 8,3 • 10-17
.
При какой концентрации Ag+
потенциал электрода будет
равен нулю? (От.: а) 0, 326 В; 2,8∙10-14
моль/л)