§ 33. Химические источники тока

Определения и обозначения

Химический источник тока — устройство, в котором энергия окислительно-восстановительной реакции превращается в электрическую энергию. Окислительно-восстановительная реакция, или ОВР, сопровождается передачей электронов между частицами. Источник нужен, чтобы направить часть этих электронов по проводнику и использовать возникающий ток для работы прибора.

Гальванический элемент — химический источник тока, в котором электрический ток возникает при самопроизвольном протекании ОВР. Слово «самопроизвольное» означает, что реакция идёт без подачи энергии от внешнего источника, хотя её можно остановить, разомкнув цепь. Такие элементы используют в батарейках и других одноразовых источниках.

Электрод — проводник, через который электроды соединяются с внешней цепью и на поверхности которого протекают электродные реакции. Вещество электрода может участвовать в реакции или только передавать электроны к реагентам в растворе. Электроды позволяют разделить окисление и восстановление и подключить элемент к потребителю тока.

Аккумулятор — химический источник тока, в котором реакцию можно обратить, пропуская ток от внешнего источника, и тем самым восстановить запас реагентов. Во время разрядки он отдаёт электрическую энергию, а при зарядке получает её извне. Возможность повторять эти процессы отличает аккумулятор от обычного первичного элемента.

Как это устроено

В ОВР одни частицы отдают электроны, а другие принимают их. Если оба процесса происходят в одной смеси, электроны передаются непосредственно между частицами и полезного тока во внешнем проводе не возникает. В источнике окисление и восстановление разделяют по разным электродам: тогда электроны вынуждены пройти через соединяющий электроды проводник, и их направленное движение создаёт ток.

В цинково-медном элементе цинковая пластинка погружена в раствор, содержащий ионы Zn²⁺, а медная — в раствор с ионами Cu²⁺. На цинковом электроде идёт окисление Zn → Zn²⁺ + 2e⁻: атомы цинка переходят в раствор, оставляя электроны в металле. Ионы Cu²⁺ принимают эти электроны на медном электроде по реакции Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu. Поэтому электроны идут по внешней цепи от цинка к меди, а суммарное уравнение реакции — Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu.

В каждом растворе находятся ионы, поэтому раствор проводит заряд внутри элемента. Однако по мере реакции у цинкового электрода накапливается положительный заряд из-за появления Zn²⁺, а у медного уменьшается количество положительных ионов Cu²⁺. Без компенсации такого изменения движение электронов быстро прекратилось бы. Солевой мостик, заполненный раствором электролита, даёт ионам путь между полуэлементами: анионы направляются к цинковой стороне, катионы — к медной, поддерживая электронейтральность.

При самопроизвольной реакции цинк отдаёт электроны, поэтому он служит отрицательным электродом, а медь принимает электроны и служит положительным. Место окисления называют анодом, место восстановления — катодом; в гальваническом элементе анод отрицательный, катод положительный. Во внешнем металлическом проводе заряд переносят электроны, а внутри растворов и солевого мостика — ионы, поэтому не следует представлять электроны проходящими через раствор от электрода к электроду.

Первичный элемент работает на запасе реагентов, помещённых внутрь него; когда этот запас истощается, обычная подзарядка не возвращает исходное состояние. В аккумуляторе зарядный ток от внешнего источника направляет реакцию в обратную сторону и восстанавливает реагенты, поэтому его можно использовать повторно. В топливном элементе реагенты не хранятся целиком внутри: их подают извне по мере расходования, что позволяет поддерживать реакцию, пока есть подача топлива и окислителя.

Сравнение химических источников тока

Сначала сравните, где находятся реагенты и можно ли вернуть их в исходное состояние. Затем обратите внимание на то, как долго источник может поддерживать реакцию: аккумулятор требует периодической зарядки, а топливный элемент — постоянной подачи веществ. Примеры в таблице показывают типичное, но не единственно возможное применение каждого вида.

Разбор задач

Задача 1. В цинково-медном элементе протекает реакция Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu. Нужно указать, какое вещество окисляется, какое восстанавливается и куда движутся электроны. Для этого сравним заряды атомов и ионов в уравнении. Затем свяжем изменение заряда с передачей электронов.

1. Цинк в простом веществе имеет степень окисления 0, а в ионе Zn²⁺ — +2. Значит, он отдаёт два электрона и окисляется: Zn → Zn²⁺ + 2e⁻.
2. Заряд иона Cu²⁺ меняется с +2 до 0 в составе металлической меди. Ион принимает два электрона и восстанавливается: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu.
3. Электроны, возникающие при окислении цинка, идут по внешней цепи от цинкового электрода к медному. Там их принимают ионы Cu²⁺.

Ответ: окисляется цинк, восстанавливаются ионы Cu²⁺; электроны во внешней цепи движутся от цинка к меди.

Задача 2. Для элемента Zn|Zn²⁺ || Cu²⁺|Cu нужно записать полуреакции на электродах и объяснить назначение солевого мостика. Запись показывает пару цинк/его ионы и пару медь/её ионы, разделённые условной границей. Сначала определим, где отдаётся электрон, а затем — где он принимается.

1. На цинковом электроде идёт окисление: Zn → Zn²⁺ + 2e⁻. Этот электрод является анодом; образующиеся электроны уходят во внешний провод.
2. На медном электроде идёт восстановление: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu. Этот электрод является катодом; электроны приходят по проводу и принимаются ионами из раствора.
3. Солевой мостик пропускает ионы между растворами. Анионы компенсируют появление Zn²⁺ у анода, а катионы замещают расходующиеся Cu²⁺ у катода; электроны через мостик не проходят.

Ответ: полуреакции — Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ и Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu. Солевой мостик обеспечивает ионную проводимость и сохраняет электронейтральность растворов.

Задача 3. При работе элемента прореагировало 0,10 моль цинка по реакции Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu. Требуется найти количество образовавшейся меди и количество переданных электронов. Коэффициенты в уравнении показывают соотношение количеств реагентов и продуктов. Отдельно используем полуреакцию окисления, где один атом цинка отдаёт два электрона.

1. В уравнении перед Zn и Cu стоят коэффициенты 1 и 1. Поэтому на каждый 1 моль прореагировавшего цинка образуется 1 моль меди: n(Cu) = 0,10 моль.
2. Полуреакция Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ показывает, что на 1 моль цинка приходится 2 моль электронов. Умножаем количество цинка на это соотношение: n(e⁻) = 0,10 × 2 = 0,20 моль.
3. Проверяем согласованность: восстановление 0,10 моль Cu²⁺ тоже требует 0,20 моль электронов. Количество электронов, отданных цинком, совпадает с количеством принятых медными ионами.

Ответ: образуется 0,10 моль меди, передаётся 0,20 моль электронов.

Типичные ошибки

Ошибка — считать, что электроны проходят через раствор от одного электрода к другому. Её допускают, смешивая перенос заряда во внешней и внутренней частях элемента. Проверьте себя: в металлическом проводе заряд переносят электроны, а в растворе и солевом мостике — ионы.

Ошибка — считать, что анод всегда отрицательный, а катод всегда положительный, независимо от типа источника. Так путают название электродной реакции с полярностью. Сначала найдите окисление и восстановление: анод — место окисления, катод — место восстановления; затем установите полярность конкретного источника.

Ошибка — приписывать солевому мостику перенос электронов. Поскольку мостик соединяет полуэлементы, его иногда принимают за часть внешнего провода. Но он проводит ионы и компенсирует изменение зарядов в растворах; если в объяснении электроны идут через мостик, проверьте, не перепутан ли перенос заряда.

Ошибка — полагать, что в аккумуляторе реакция всегда идёт в одном направлении. Это представление возникает, если учитывать только разрядку. При зарядке внешний источник заставляет реакцию идти обратно, поэтому проверьте, указано ли, какой режим аккумулятора рассматривается.

Связь с другими темами

Для понимания источников тока нужны представления об окислении и восстановлении, степенях окисления, электронном балансе и электролитической диссоциации. Тема показывает, как химическая реакция создаёт электрический ток, и связывает химию с физикой. Она помогает разбирать электролиз, коррозию и другие электрохимические процессы, а также понимать устройство батарей, аккумуляторов и топливных элементов в бытовой технике и транспорте.

Что запомнить

• Химический источник тока превращает энергию химической реакции в электрическую.
• Ток в источнике возникает благодаря окислительно-восстановительной реакции.
• Электроны движутся по внешней цепи от места окисления к месту восстановления.
• В растворах ионы переносят заряд и поддерживают электронейтральность.
• Первичные элементы обычно не перезаряжают, а аккумуляторы можно зарядить обратным током.
• В топливном элементе реагенты непрерывно подают извне.