§ 17. Химические источники тока. Электрохимический ряд напряжений металлов

Определения и обозначения

Химический источник тока — устройство, в котором энергия химической реакции превращается в электрическую. Он позволяет получать ток без подключения к электросети, например в батарейке. Источником энергии служит реакция веществ внутри устройства.

Гальванический элемент — источник тока, где электрический ток возникает при самопроизвольной окислительно-восстановительной реакции. Окисление — отдача электронов, восстановление — их присоединение. Эти процессы разделены между электродами, поэтому электроны можно направить по внешней цепи.

Электродный потенциал — характеристика способности металла отдавать электроны или принимать их в растворе своих ионов. Его значение помогает сравнить поведение разных электродов. По нему определяют, какой металл будет окисляться, а какие ионы — восстанавливаться.

Электрохимический ряд напряжений металлов — расположение металлов в порядке изменения их стандартных электродных потенциалов. В школьных задачах с ним сравнивают активность металлов и предсказывают направление некоторых реакций. Чем левее обычно стоит металл, тем легче он отдаёт электроны.

Как это устроено

Когда металл соприкасается с раствором, некоторые его атомы могут перейти в раствор и стать положительными ионами. Оставшиеся электроны накапливаются в металле, поэтому заряд электрода отличается от заряда прилегающего раствора. Так появляется разность электрических потенциалов. Её величина зависит от природы металла и состава раствора, поскольку они влияют на соотношение атомов, переходящих в раствор, и ионов, оседающих обратно на металл.

В гальваническом элементе соединяют две системы «металл — раствор его ионов». На одном электроде атомы металла отдают электроны и переходят в раствор: металл окисляется. На другом электроде ионы металла принимают электроны и превращаются в атомы: происходит восстановление. Реакции идут самопроизвольно, потому что у пары веществ есть энергетическая возможность перейти в более устойчивое состояние.

Если электроды соединить проводом, электроны смогут перемещаться от места, где они образуются при окислении, к месту, где их принимают при восстановлении. Поэтому во внешней цепи они идут от окисляющегося электрода к восстанавливающемуся. Сам по себе перенос электронов быстро нарушил бы нейтральность растворов. Солевой мостик или перегородка пропускает ионы между растворами и тем самым компенсирует накопление зарядов, поддерживая работу элемента.

Электрохимический ряд помогает сравнить металлы без проведения каждого опыта. Металл, стоящий левее другого, обычно легче отдаёт электроны, то есть активнее окисляется. Поэтому он может вытеснить из раствора соли ионы металла, расположенного правее: атомы первого переходят в раствор, а ионы второго восстанавливаются до атомов. Правило удобно для предсказания реакций замещения, но не заменяет проверку условий реакции.

Водород включён в ряд как ориентир, хотя он не металл. Если металл расположен перед водородом, то он обычно способен отдавать электроны и вытеснять водород из раствора кислоты. Ионы водорода при этом принимают электроны и превращаются в молекулы H₂. Металлы после водорода обычно не вытесняют его из обычных растворов кислот, но конкретный результат зависит от свойств кислоты и условий.

Положение металла в ряду напряжений и его свойства

Сначала найдите в таблице нужные металлы и сравните их положение относительно водорода или друг друга. Затем используйте это сравнение, чтобы предположить, кто отдаёт электроны и возможно ли вытеснение. Слово «обычно» напоминает, что ряд даёт общее правило, а на результат могут влиять условия реакции.

Разбор задач

Цинк и сульфат меди(II)

Определите, вытеснит ли цинк медь из раствора сульфата меди(II), и запишите уравнение реакции.

1. Запишите частицы, которые участвуют в замещении: Zn и Cu²⁺. Сульфат-ион в этой реакции не меняется.
2. Сравните металлы: цинк расположен левее меди, значит, он обычно активнее и легче отдаёт электроны.
3. Цинк окисляется до Zn²⁺, а ионы Cu²⁺ принимают электроны и восстанавливаются до меди. Чтобы уравнять перенос зарядов, каждый ион принимает два электрона, которые отдаёт один атом цинка.

Ответ: цинк вытесняет медь. Уравнение реакции: Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu.

Железо и ионы серебра

Для пары железо — раствор ионов серебра предскажите, произойдёт ли реакция, и укажите, какой металл выделится.

1. Сравните железо и серебро в ряду напряжений: железо находится левее серебра и обладает большей активностью.
2. Атом железа может отдать электроны и перейти в раствор в виде Fe²⁺. Ионы Ag⁺ принимают эти электроны и превращаются в нейтральные атомы серебра.
3. Для сохранения заряда один атом Fe отдаёт два электрона, поэтому их принимают два иона Ag⁺. Запишите суммарное ионное уравнение и убедитесь, что число атомов и заряд совпадают.

Ответ: реакция идёт, выделяется серебро. Уравнение: Fe + 2Ag⁺ → Fe²⁺ + 2Ag.

Цинковый и медный электроды

Составьте схему гальванического элемента из цинкового и медного электродов, укажите процессы на электродах и направление движения электронов.

1. Цинк стоит левее меди, поэтому в этой паре он будет окисляться. Запишите процесс: Zn → Zn²⁺ + 2e⁻.
2. На медном электроде восстанавливаются ионы раствора: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu. Для работы элемента оба электрода помещают в растворы соответствующих солей и соединяют внешним проводом; растворы связывают солевым мостиком.
3. Объедините части схемы: Zn|Zn²⁺||Cu²⁺|Cu. Проверьте, что электроны направлены от цинка, где они образуются, к меди, где их принимают.

Ответ: окисление идёт на цинковом электроде, восстановление — на медном; электроны во внешней цепи движутся от Zn к Cu.

Типичные ошибки

Ошибка — считать, что электроны идут от менее активного металла к более активному. Так рассуждают, смешивая направление движения электронов с другими способами описания электрического тока. Проверяйте направление по полуреакциям: электроны выходят из электрода, где металл окисляется, и идут к месту восстановления.

Ошибка — путать окисление и восстановление. Иногда слово «окисление» ошибочно связывают только с присоединением кислорода. Проверка простая: отдача электронов означает окисление, а присоединение электронов — восстановление; посмотрите, как меняется число электронов в записи процесса.

Ошибка — решать, возможна ли реакция замещения, только по зарядам ионов. Заряд помогает составить формулу и уравнять реакцию, но не показывает, какой металл активнее. Сначала сравните металлы в ряду напряжений, затем составьте уравнение и проверьте баланс атомов и зарядов.

Ошибка — считать, что любой металл вытесняет водород из любой кислоты. Правило о положении относительно водорода описывает типичную способность, а состав кислоты, её концентрация и условия могут изменить результат. Перед выводом уточните, о какой реакции идёт речь, и не превращайте общее правило в безусловное утверждение.

Связь с другими темами

Для понимания гальванического элемента нужно знать, что такое окисление, восстановление и ионы, а также уметь учитывать электроны при составлении уравнений. Эти знания связывают устройство источника тока с уже изученными окислительно-восстановительными реакциями. Сравнение металлов в ряду опирается и на реакции замещения: активный металл может вытеснить менее активный из раствора его соли. Позже те же представления помогут разбирать электролиз, коррозию и работу аккумуляторов, где превращения веществ связаны с электрическим током.

Что запомнить

• Химический источник тока превращает энергию реакции в электрическую.
• В гальваническом элементе окисление и восстановление происходят на разных электродах.
• Электроны во внешней цепи идут от места окисления к месту восстановления.
• Более активный металл расположен левее менее активного в ряду напряжений.
• Металл, стоящий левее другого, обычно вытесняет его из раствора соли.
• Металлы перед водородом обычно вытесняют его из растворов кислот.