化学電池

化学電池

電池の構成原理
　金属板をその金属イオンの水溶液に浸したものが半電池で、半電池を 2 つ塩橋でつないだものが電池である。
電池は、イオン化傾向が異なる金属を用いて作る。金属 A, B のイオン化傾向の大きさをA > B とすると、イオン化傾向の大きい金属 A のほうが負極となる。これは、金属 B よりも電子を出しやすい (イオン化傾向が大きい) 為である (電流は電子の流れと逆に流れる)。
負極では酸化反応が起こり、陽極では還元反応が起こる。

正極： B⁺ + e^- → B
負極： A → A⁺ + e^-

	ボルタ電池	ダニエル電池

	(-) Zn \| H₂SO₄ aq \| Cu (+)	(-) Zn \| ZnSO₄ aq \|\| CuSO₄ aq \| Cu (+)
負極	Zn → Zn²⁺ + 2e^-	Zn → Zn²⁺ + 2e^-
正極	2H⁺ + 2e^- → H₂	Cu²⁺ + 2e^- → Cu

	マンガン電池 (ルクランシェ電池)	鉛蓄電池

	(-) Zn \| NH^₄Claq \| MnO₂, C (+)	(-) Pb \| H2SO4aq \| PbO2 (+)
負極	Zn + 4NH₄+ → [Zn(NH₃)₄]²⁺ + 2e^-	Pb + SO₄^2-　→ PbSO₄ + 2e^-
正極	2MnO₂ + 2H⁺ + 2e^- → Mn₂O₃ + H₂O	PbO₂ + 4H⁺ + SO₄^2- + 2e^- → PbSO₄ + 2H₂O

	アルカリ蓄電池

	(-) Cd \| KOHaq \| NiO(OH) (+)
負極	Cd + 2OH^- → Cd(OH)₂ + 2e^-
正極	2NiO(OH) + 2H₂O + 2e^- → 2Ni(OH)₂ + 2OH^-

金属のイオン化傾向

K > Ca > Na > Mg > Al > Zn > Fe > Ni > Sn > Pb > (H₂) > Cu > Hg > Ag > Pt > Au

電池の起電力
水溶液のモル数が 1 の場合

E ＝ Ec - Ea (Ec: 正極の電極電位、Ea: 負極の電極電位)

ex) ダニエル電池の起電力
(-) Zn | 1 M-ZnSO₄ aq || 1 M-CuSO₄ aq | Cu (+)
E_Cu = +0.34 (V)　　　　　E_Zn = -0.76 (V)

よって、電池の起電力 E = 0.34 - (-0.76) = 1.10 (V)

水溶液のモル数が 1 以外の時はネルンスト (Nernst) の式を使いそれぞれの電極電位を求めればよい。モル数が 1 の時も使用可能。

E = E⁰ + RT / (nF) × ln K

E: 電極電位　　R: 気体定数　　F: ファラデー定数　　T: 絶対温度　　n: イオンの価数　　a: 活量　　E⁰: 標準電極電位

ex)
(-) Zn | 0.1 M-ZnSO₄ aq || 0.01 M-CuSO₄ aq | Cu (+)
E_Cu = 0.35 + 8.314 × (273 + 25) / (2 × 9.65 × 104) × ln 0.01 = 0.29 (V)
同様にして Zn の電極電位を求めると
E_Zn = -0.79 (V)
となる。
よって、起電力は 0.29 - (-0.79) = 1.08 (V)　となる。