Двойной электрический слой.

ЭЛЕКТРОХИМИЯ

Часть I. Гальванические цепи

Учебное пособие по общей химии

Астрахань

Электрохимия. Ч. I: Гальванические элементы: Учеб. пособие по общей химии / Н.Н. Старкова, Ю.И. Рябухин / Астрахан. гос. техн. ун-т. – Астрахань, 2006. – 35 с.

Содержит теоретический материал в объёме, соответствующем Государственному образовательному стандарту Высшего профессионального образования дисциплины "Химия", а также примеры расчётов и задачи для самостоятельного решения, нацеливающих студентов на осознанную проработку основ раздела электрохимии "Гальванические элементы".

Предназначено для студентов, изучающих дисциплины "Химия", "Общая и неорганическая химия", рекомендуется студентам химико-технологического профиля.

Рис. 7, табл. 1, библиогр. 5 назв.

Печатается по решению кафедры "Общая, неорганическая и

аналитическая химия". Протокол № 9 от 14. 04. 2006 г.

Рецензент: Почётный профессор АГТУ Е.Е.Кравцов

ВВЕДЕНИЕ

Для проведения многих важных химических процессов необходима электрическая энергия, другие же процессы, наоборот, могут дать её. Поскольку электричество играет важную роль в современной цивилизации, интересно ознакомиться с той областью химии, которая называется электрохимией и занимается изучением закономерностей, связанных с взаимным превращением химической и электрической форм энергии.

Знакомство с электрохимией позволяет получить представление об устройстве и действии электрических батарей, самопроизвольности протекания окислительно–восстановительных реакций, электроосаждении металлов для получения металлических покрытий и коррозии металлов. Поскольку электрический ток связан с перемещением электрических зарядов, в частности электронов, в электрохимии внимание сосредоточено на окислительно-восстановительных реакциях, в которых электроны переносятся от одного вещества к другому.

Становление электрохимии как науки обычно связывают с именами Л. Гальвани и А. Вольта.

Луиджи Гальвани (1737 – 1798 гг.) – итальянский анатом и физиолог, один из основателей учения об электричестве, основоположник экспериментальной электрофизиологии. Первым исследовал электрические явления при мышечном сокращении (“животное электричество”). Обнаружил возникновение разности потенциалов при контакте металла с электролитом. От его имени часть сложных слов “гальвано”, например гальванометр, гальванотехника означает отношение к “гальваническому току” (старинное название постоянного тока).

Электрохимия – наука, изучающая физико-химические процессы, которые сопровождаются появлением электрического тока (химические источники тока, процессы коррозии), или, наоборот, возникают под действием электрического тока на химические соединения (процессы электролиза).

Окислительно-восстановительные реакции. В окислительно-восстановительных реакциях окисление определяюткак повышение степени окисления (отщепление электронов), а восстановление как уменьшение степени окисления атома (присоединение электронов).

Алессандро Вольта (1745 – 1827 гг.) – итальянский физик и физиолог, один из основателей учения об электричестве. С ранних лет самостоятельно изучал естественные науки. Профессор университета в Павии, директор филосовского университета в Падуе. В 1799 г. создал первый химический источник постоянного электрического тока (вольтов столб), который впоследствии стал широко применяться в процессах электролиза.

Вещество, вызывающее окисление, принято считать окислителем. Присоединяя электроны, окислитель восстанавливается. Вещество, которое отдаёт электроны – окисляется, называется восстановителем.

Хотя окисление и восстановление должны происходить одновременно, часто удобно рассматривать их как отдельные процессы.

Например, реакцию

Sn²⁺+ 2Fe³⁺ = Sn⁴⁺ + 2Fe²⁺

можно представить как совокупность двух процессов: окисления иона Sn²⁺ и восстановления иона Fe³⁺, описываемых следующими уравнениями:

Sn²⁺ = Sn⁴⁺ + 2ē

2Fe³⁺ + 2ē = 2Fe²⁺.

Уравнения, описывающие отдельно процессы окисления и восстановления, называются полуреакциями. Из приведённых уравнений видно, что число электронов, теряемых в процессе окисления равно числу электронов, приобретаемых в восстановительной полуреакции. Если это условие выполнено, то при суммировании полуреакций получается стехиометрически сбалансированное полное уравнение окислительно-восстановительной реакции.

Электрохимические процессы. В отличие от обычных окислительно-восстановительных реакций электрохимические процессы имеют ряд особенностей.

1. Электрохимические процессы протекают на границе раздела проводников электрического тока I и II рода и сопровождаются переходом через эту границу заряжённых частиц – ионов.

При этом проводниками I рода могут быть различные металлы и сплавы, химические соединения, обладающие электронной проводимостью (например, оксиды), а также полупроводниковые материалы; проводниками II рода выступают различные системы – растворы и расплавы электролитов, а также твёрдые электролиты.

Электролиты – вещества, в растворах или расплавах которых в заметной концентрации присутствуют ионы, обусловливающие прохождение электрического тока.

Растворы электролитов часто называют просто электролитами. Систему, состоящую из проводника I рода, находящегося в контакте с электролитом (раствором или расплавом), называют электродом.

Часто под электродом понимают лишь один проводник I рода (пластина металла или другого материала).

2. Процессы окисления и восстановления, происходящие в окислительно-восстановительных реакциях при непосредственном контакте окислителя и восстановителя, в электрохимических процессах пространственно разделены: восстановление осуществляется на катоде, окисление – на аноде.

3. Движение электронов в электрохимических процессах осуществляется в одном определённом направлении, при этом путь электронов оказывается "продолжительным", поскольку окислитель и восстановитель непосредственно друг с другом не контактируют.

ДВОЙНОЙ ЭЛЕКТРИЧЕСКИЙ СЛОЙ.

УРАВНЕНИЕ НЕРНСТА

Металлы в твёрдом состоянии представляют собой кристаллические вещества. В узлах кристаллической решётки металлов расположены атомы и положительно заряжённые ионы, между которыми перемещаются обобществлённые электроны ("электронный газ"). Между атомами, ионами и электронами в металле существует динамическое равновесие

М М^z⁺+ zē.

При погружении пластины металла, например цинка, в водный раствор его соли (электролита) в результате взаимодействия с полярными молекулами воды некоторое количество ионов металла, находящихся на поверхности металла, переходит в раствор, а электроны остаются в металле. Ионы в растворе приобретают гидратную оболочку и в неперемешиваемом электролите практически все остаются вблизи пластины. По мере накопления ионов становится возможным обратный процесс, в результате которого некоторое количество ионов металла, находящихся в растворе, при взаимодействии с металлом, теряет гидратную оболочку и переходит на его поверхность.

Поскольку в начальный момент преобладает переход ионов с поверхности металла в раствор, то раствор заряжается положительно, а металл, за счёт остающихся в нём электронов, – отрицательно. Гидратированные ионы у поверхности металла образуют положительно заряжённый слой (рис. 1а). Такое распределение зарядов характерно для активного (расположенного в электрохимическом ряду напряжений металлов до водорода) металла.

Возникающая на границе металл – электролит электрическая разность потенциалов препятствует дальнейшему переходу ионов металла М^z+ с поверхности металла в раствор, что и приводит к установлению электрохимического равновесия:

М	+	mН₂О	М^z⁺× mН₂О	+	zē.
металл		раствор	раствор		металл

Для неактивного металла вначале преобладает переход ионов металла из раствора на пластину, в результате чего на ней возникает положительный заряд. В растворе под действием сил электростатического взаимодействия к поверхности металла притягиваются анионы, образуя отрицательно заряжённый слой (рис. 1б).

Как бьется «ртутное сердце»!

Если каплю ртути поместить на часовое стекло в водный раствор серной кислоты H₂SO₄, содержащий небольшое количество дихромата калия К₂Сr₂О₇, а потом прикоснуться к поверхности ртутной капли иголкой, то капля ртути начнёт пульсировать, попеременно прикасаясь к иголке и отходя от неё, принимая то сферическую, то плоскую форму. Такая пульсация может длиться долго; при этом кажется, что капля ртути напоминает живое сердце.

На границе ртуть – раствор серной кислоты образуется своеобразный микроконденсатор – двойной электрический слой, состоящий из ионов. Поверхность ртути получает электрический заряд, который придаёт капле более плоскую форму из-за взаимного отталкивания одноимённо заряжённых частиц. Прикосновение острия иглы снимает этот заряд, и капля становится сферической, отдаляясь при этом от острия иглы. Затем капля ртути снова приобретает заряд и, растекаясь, прикасается к игле. Заряд «стекает», капля принимает сферическую форму, и процесс снова повторяется.

а б

Рис. 1. Строение двойного электрического слоя:

а - для активных металлов; б - для неактивных металлов

Таким образом, в обоих случаях на границе раздела металл - электролит возникает двойной электрический слой. Двойной электрический слой – это тонкий поверхностный слой из пространственно разделённых электрических зарядов противоположного знака, образующийся на границе двух фаз. Поскольку пространственное разделение сопровождается возникновением электрической разности потенциалов, двойной электрический слой можно рассматривать как своеобразный конденсатор. Расстояние между его обкладками определяется молекулярными размерами. Электростатическая разность потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом называется электродным потенциалом. Величина электродного потенциала, зависящая от природы металла, активности (концентрации) его ионов в растворе и температуры, выражается уравнением Нернста (1888 г.):

где Е - электродный потенциал, В;

Е^о - стандартный электродный потенциал, В;

R - универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/(моль ×К);

Т - температура, К;

F - постоянная Фарадея, F = 96 484,56 (~ 96 500) Кл/моль;

a - активность ионов металла в растворе, моль/л;

z - число электронов, участвующих в электродном процессе.

Нернст Вальтер Фридрих Герман (1864-1941 гг.) – немецкий физик и физикохимик. Родился в Польше. Учился в университетах Цюриха, Берлина, Граца и Вюрцбурга. Работал в Лейпцигском, Гёттингенском и Берлинском университетах. Возглавлял Институт химии и Институт экспериментальной физики. Разработал теорию гальванического элемента. Наибольшую известность ему принесли открытие нового теплового закона (или "третьего начала термодинамики") и работы в области низких температур. Был президентом Немецкого химического общества, членом ряда академий наук, иностранным членом АН СССР. Лауреат Нобелевской премии за работы по термохимии.

Если подставить значения R, F и Т (298 К – стандартная температура) и перейти от натурального логарифма к десятичному, то уравнение Нернста примет вид:

В приблизительных расчётах вместо активности ионов металла можно пользоваться их концентрацией, тогда:

Для систем, содержащих и окислитель (Ох), и восстановитель (Red) в электролите, уравнение Нернста следует записывать так:

В случае, когда кроме окислителя и восстановителя в равновесии участвуют вспомогательные частицы (ионы Н⁺и ОН^–, молекулы Н₂О), их концентрации указывают как сомножители наряду с концентрациями основных частиц, с которыми они взаимодействуют.

Абсолютную величину электродного потенциала отдельного электрода измерить невозможно*, поэтому значения электродных потенциалов определяют, измеряя разность потенциалов исследуемого электрода и водородного электрода (рис. 2), стандартный потенциал которого условно принят равным нулю.

Майкл Фарадей (1791-1867гг.) – английский физик и химик. Родился в Англии в семье кузнеца, имевшего 10 детей. Учился самостоятельно. В 14 лет его отдали в ученики к переплётчику, который проявил снисходительность к мальчику, дав ему возможность посещать лекции. С 1813 г. был принят в лабораторию Гемфри Дэви в Королевском институте в Лондоне лаборантом – мойщиком посуды, с 1825 г. – её директор и профессор Королевского института. В конце концов Фарадей стал одним из наиболее знаменитым учёных в Англии. Сделал много важных открытий в области химии и физики. Разработал методы сжижения газов, открыл бензол, явление электромагнитной индукции, закон сохранения электрического заряда. Разработал принцип

действия электрического генератора и заложил основы современной теории электрических явлений. Ввёл понятие диэлектрической проницаемости, термины – анод, катод, ион, анион, катион, электролит. Один из основателей количественной электрохимии, установил законы электролиза. Член Лондонского королевского общества, многих академий наук и научных обществ. Иностранный член Петербургской академии наук. Фарадей был чрезвычайно скромным человеком. Он не принял многочисленных предложений занять выгодную должность, категорически отказался от дворянского титула, пожалованного ему королём, и от функций председателя Королевского научного общества.

Стандартный водородный электрод является основным электродом сравнения. Он представляет собой платиновую фольгу или сетку, покрытую слоем электролитической платины (1), погружённую в раствор кислоты (2 – НСl или Н₂SО₄) с активностью (концентрацией) ионов Н⁺, равной 1 моль/л. Через раствор под давлением, равным 1 атм. (101 325 Па), подаётся водород, пузырьки которого "прилипают" к поверхности платиновой пластины и образуют специфическую "водородную пластину", которая аналогично металлическим обменивается с раствором положительными ионами водорода.

Для измерения электродного потенциала составляют цепь (см. раздел "Электрохимические цепи") из стандартного водородного электрода и исследуемого электрода

Pt, H₂ | H⁺ || M^z⁺| M.

Если погрузить металл в раствор с активностью (концентрацией) собственных ионов, равной единице, то возникающую между таким и стандартным водородным электродами электродвижущую силу (ЭДС) принимают за величину стандартного электродного потенциала данного металла. Этой величине приписывают знак "+", если исследуемый электрод в паре с водородным работает как катод (восстановитель) и знак "–", если он работает как анод (окислитель). ЭДС измеряют при стандартных условиях: Т = 298,15 К, Р = 101 325 Па.

Рис. 2. Водородный электрод

Значения стандартных электродных потенциалов некоторых металлов приведены в Приложении.

Располагая металлы в порядке возрастания алгебраического значения их стандартных электродных потенциалов, получают электрохимический ряд напряжений металлов:

Li Cs K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb H₂ Cu Ag Hg Au

Данный ряд характеризует химические свойства металлов и их ионов.

Чем меньше значение электродного потенциала, тем выше восстановительная способность металла и тем ниже окислительная способность его ионов. Так, металлический литий – самый сильный восстановитель, а золото – самый слабый. И наоборот, ион золота Au³⁺ – самый сильный окислитель, а ион лития Li⁺ – самый слабый.

В электрохимическом ряду напряжений каждый предшествующий металл вытесняет последующий из раствора его солей.

КЛАССИФИКАЦИЯ ЭЛЕКТРОДОВ

Классификация электродов проводится по природе электродной реакции. Рассмотрим некоторые из них.

Электроды I рода обратимы относительно своих ионов. Это – металл (или неметалл), погружённый в электролит, содержащий ионы этого же металла (неметалла). На границе раздела фаз в таких электродах устанавливаются равновесия:

М ^z⁺ + zē М, М^z+ | М

или

А + ē А^–, А^–| А

(М^z+ | М, А^–| А– условные обозначения).

Первое равновесие имеет место, когда металл находится в растворе своей соли, например

Сu²⁺ + 2ē Cu, Cu²⁺| Cu.

Уравнение Нернста для такой системы имеет вид:

Ионы, концентрация которых влияет на величину электродного потенциала, называются потенциалопределяющими.

Второе равновесие устанавливается, например, на селеновом электроде:

Se + 2ē Se ^2–,Se ^2– | Se.

Газовые электроды. Любой газовый электрод состоит из металлической пластины (как правило, платиновой), контактирующей одновременно с соответствующим газом и раствором, содержащим ионы этого газа.

Рассмотрим хлорный электрод:

Cl₂ 2Cl

2Cl + 2ē 2Cl^–.

Для него в уравнении Нернста учитываются концентрации обеих частиц, то есть и Cl₂ (Ox), и Cl^– (Red):

Но, так как [Сl₂] = const, то после сокращения показателя степени, предварительно вынесенного за знак логарифма (–2) с числом электронов (2), окончательно получается

К газовым относится и водородный электрод:

Н₂ 2Н

2Н 2Н⁺ + 2ē.

Его равновесный потенциал определяется по уравнению

или

Поскольку рН = –lg [Н⁺], а Е⁰ = 0 В, то уравнение Нернста для водородного электрода часто записывают в следующем виде

Е = –0,059 рН.

Электроды II рода – системы, состоящие из металла, покрытого слоем его труднорастворимой соли (гидроксида или оксида) и погружённого в раствор, в котором содержатся анионы этой соли (для гидроксида или оксида – ионы ОН^–).

В системе устанавливается равновесие между атомами М и анионами А^z– в растворе, которое включает два частных равновесия: между металлом и катионом соли и между анионом соли в её твёрдой фазе и анионом в растворе.

Равновесие общее имеет вид:

МА + zē М + А^z^–.

Условное обозначение:

М, МА | А^z^–.

Уравнение Нернста:

но так как [МА] = const и [М ] = const, то уравнение принимает вид:

Электродами II рода являются:

хлорсеребряный электрод (серебряная проволока, покрытая хлоридом серебра в насыщенном растворе хлорида калия):

Ag, AgCl ½ Cl^–;

ртутно-сульфатный электрод (ртуть, покрытая слоем пасты из ртути и сульфата ртути (I) и погружённая в раствор серной кислоты):

Hg, Hg₂SO₄½ SO₄^2–;

каломельный электрод (ртуть, покрытая пастой из смеси каломели Нg₂Сl₂со ртутью, находящаяся в контакте с 0,1 М, 1 М или насыщенным раствором хлорида калия):

Hg, Hg₂Cl₂ ½ Cl^–;

Электроды II рода обычно используют в качестве электродов сравнения.

Окислительно-восстановительне электроды (редокс - электроды) представляют собой системы, состоящие из раствора, содержащего окисленную и восстановленную формы какого-либо химического элемента, и погружённой в него пластины инертного металла, которая не участвует в электродных процессах, а служит лишь передатчиком электронов от восстановленной формы вещества к окисленной.

Например, на электроде Рt | Fe³⁺, Fe²⁺ происходит равновесный процесс

Fe³⁺ + ē Fe²⁺,

электродный потенциал которого определяют по уравнению:

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ЦЕПИ

Электрохимические цепи – системы из электродов, находящихся в одном и том же электролите, либо в контактирующих друг с другом различных электролитах. Иногда электрохимические цепи называют гальваническими цепями.

Электрохимические цепи принято изображать схемой:

– анод | электролит || электролит | катод +

анода

катода

В схеме граница раздела между металлом и раствором обозначается вертикальной чертой, а граница между растворами электролитов – двойной вертикальной или пунктирной чертой.

Электродвижущая сила электрохимической цепи равна разности электродных потенциалов катода и анода:

ЭДС = Е_к – Е_а.

ЭДС, как и электродный потенциал, измеряется в вольтах.

Электрохимические цепи составляют основу химических источников тока.

Цепи князя Багратиона

Князь Багратион – племянник знаменитого полководца – начинал свою службу в инженерных войсках. В 1840 г., будучи в чине лейтенанта, он изобрёл гальванический элемент, впоследствии получивший название «цепь князя Багратиона постоянного действия». Этот элемент представлял собой горшок с землёй, пропитанной концентрированным раствором хлорида аммония NH₄C1 (нашатыря), в которую на некотором расстоянии втыкали медную и цинковую пластины. Такой элемент давал ток на протяжении нескольких месяцев.

Комбинации различных электродов дают различные электрохимические цепи.

Химические цепи получают, комбинируя электроды I и (или) II рода. Источником энергии в таких цепях является энергия протекающей химической реакции.

К гальваническим элементам такого типа относится элемент Вольта (вольтов столб) – первый химический источник постоянного тока, в котором цинковый и медный электроды помещены в раствор серной кислоты. Электрохимическая схема этого элемента:

– Zn | H₂SO₄ | Cu +.

На аноде происходит окисление цинка, на катоде – восстановление ионов водорода:

А: Zn – 2ē → Zn²⁺;

K: 2H⁺ + 2ē → H₂.

Примерами химических цепей являются также элемент Даниеля – Якоби, который состоит из цинкового и медного электродов I рода (рис. 3), и элемент Лекланше (см. раздел "Сухой элемент").

Якоби Борис Семёнович (Герман Мориц) (1801 – 1874 гг.) – российский физик, электротехник и физикохимик, академик Петербургской академии наук. Родился в Потсдаме. Учился в Берлинском и Гёттингенском университетах. Работал в Дерптском университете, руководил научно-техническими работами в различных ведомствах Петербурга. Основные работы посвящены электромагнетизму и электрохимии. Основоположник электрохимических исследований в России. Открыл гальванопластику. Изучил явления, происходящие в медно-цинковом элементе, и дал им правильное объяснение. Вывел формулу, связывающую силу тока с параметрами, характеризующими электрическую цепь. Высказал идеи о величине максимальной работы, которую можно получить от химического источника тока.
Даниель Джон Фредерик (1790–1845) – английский профессор химии. Разработал химический источник постоянного тока – «элемент Даниеля». Во время экспериментов с батареей из 70 ячеек получил электрическую дугу большой интенсивности, которая вызвала серьёзные повреждения глаз Даниеля и наблюдателей.

Рис. 3. Элемент Даниеля-Якоби:

1 – солевой мостик; 2 – гальванометр

Электрохимическая схема элемента Даниеля – Якоби:

– Zn | ZnSO₄|| CuSO₄ | Cu +,

А: Zn – 2ē ® Zn²⁺;

К: Cu²⁺ + 2ē ® Cu.

ЭДС определяют по уравнению

Во время работы этого гальванического элемента окисление цинка приводит к появлению дополнительных ионов Zn²⁺ в анодном отделении. Восстановление ионов Сu²⁺ вызывает появление избыточного отрицательного заряда в растворе в катодном отделении. Принцип электронейтральности соблюдается благодаря миграции ионов через «солевой мостик». Солевой мостик представляет собой U-образную трубку, содержащую раствор какого-либо электролита, например NH₄NO₃или KNO₃, ионы которого не реагируют с другими ионами в гальваническом элементе, а также с материалами, из которых сделаны электроды. Концы U-образной трубки закрывают стекловатой, чтобы электролит не выливался из неё. При протекании на электродах процессов окисления и восстановления ионы из солевого мостика проникают в анодное и катодное отделения гальванического элемента, чтобы нейтрализовать образующиеся там заряды. Отрицательно заряжённые ионы (анионы) мигрируют по направлению к аноду, а положительно заряжённые – к катоду.

Электродвижущая сила химической цепи зависит в основном от разности стандартных электродных потенциалов, поэтому при разработке электрохимических систем такого типа используют электроды с сильно различающимися значениями стандартных электродных потенциалов.

Концентрационные цепи состоят из двух одинаковых по природе электродов, отличающихся концентрацией растворов электролитов. Источником электрической энергии в таких цепях является энергия переноса электролита из раствора с большей концентрацией в раствор с меньшей концентрацией.

Например, рассмотрим процессы, происходящие в концентрационной цепи, состоящей из серебряных электродов I рода, то есть серебряных пластин, погружённых в растворы азотнокислого серебра различной концентрации. При условии, что С₁< С₂левый электрод – анод, а правый электрод – катод:

– Ag | AgNO₃|| AgNO₃ | Ag +.

	С₁		С₂

На аноде происходит окисление

Ag – ē ® Ag⁺.

Электроны освобождаются и поступают во внешнюю цепь. Ионы серебра переходят в раствор, и их концентрация в анодном отделении увеличивается.

На катоде происходит восстановление

Ag⁺ + ē ® Ag.

При этом ионы серебра забирают с катода электроны и превращаются в нейтральные атомы, которые осаждаются на катоде.

Электродвижущая сила такой цепи определяется по формуле

Концентрационные цепи работают до тех пор, пока сохраняется различие в концентрациях растворов электролитов в катодном и анодном отделениях. На практике такие цепи используют только для теоретических исследований.

Окислительно-восстановительные цепи состоят из двух различных окислительно-восстановительных электродов.

Например:

– Pt | Sn⁴⁺, Sn²⁺ || Fe³⁺, Fe²⁺ | Pt +,

= 0,150 В;

= 0,771 В,

А: Sn²⁺ – 2ē ® Sn⁴⁺;

К: Fe³⁺ + ē ® Fe²⁺.

ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ,

ПРИМЕНЯЕМЫЕ НА ПРАКТИКЕ

Источники тока, получившие название гальванических элементов, позволили сделать много открытий в области физики, установить ряд основных законов электричества и магнетизма. После изобретения динамомашины в 60-х годах XIX века гальванические элементы как источники тока потеряли своё значение. Новый подъём интереса к ним начался с середины XX века в связи с развитием полупроводниковой радиотехники, микроэлектроники, космической техники.

Гальванические элементы получили широкое применение как удобные источники энергии, одним из важнейших достоинств которых является портативность и автономность. Хотя для создания гальванического элемента в принципе подходит любая окислительно-восстановительная реакция, разработка практически применимого гальванического элемента на основе какой-либо конкретной из таких реакций требует большой изобретательности. Обсуждавшиеся выше гальванические элементы с солевым мостиком позволяют понять принцип действия электрохимического элемента. Однако они неудобны для практического использования, поскольку обладают большим внутренним сопротивлением. Поэтому, если попытаться получить с помощью такого гальванического элемента ток большой силы, его напряжение резко снизится. Помимо этого, описанным до сих пор гальваническим элементам недостаёт компактности и механической прочности, являющихся непременными условиями портативности.

Существующие гальванические элементы не выдерживают экономической конкуренции с другими распространёнными источниками энергии. Стоимость электрической энергии, получаемой от обычных батарей, например, для карманных фонариков, приблизительно в 800 раз выше стоимости электроэнергии, вырабатываемой электростанциями.

Все источники электрической энергии, основанные на электрохимических процессах, можно разделить на 3 типа: одноразового использования (первичные элементы), многократного действия (аккумуляторы) и гальванические элементы с непрерывной подачей реагентов (топливные элементы).

Наиболее удобны сухие элементы и батареи из них.

Электрическая батарея представляет собой один или несколько гальванических элементов, последовательно соединённых друг с другом (когда положительный полюс одного элемента присоединяется к отрицательному полюсу следующего элемента). ЭДС батареи равна сумме ЭДС отдельных элементов.