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Chimie Physique-Electrochimie
Il s'agit d'un article sur la différence entre les cellules électrochimiques irréversibles, les cellules électrochimiques réversibles et les cellules électrochimiques irréversibles (le contenu principal comprend : la résolution des problèmes de réactions d'électrode dans le processus d'électrolyse, les phénomènes de polarisation et la relation entre la tension et le courant de la cellule électrolytique.
Modifié à 2024-03-31 10:00:42
- Cent ans de solitude - Tableau des relations entre les personnages
Cent ans de solitude est le chef-d'œuvre de Gabriel Garcia Marquez. La lecture de ce livre commence par l'analyse des relations entre les personnages, qui se concentre sur la famille Buendía et raconte l'histoire de la prospérité et du déclin de la famille, de ses relations internes et de ses luttes politiques, de son métissage et de sa renaissance au cours d'une centaine d'années.
- Cent ans de solitude - Tableau des relations entre les personnages
Cent ans de solitude est le chef-d'œuvre de Gabriel Garcia Marquez. La lecture de ce livre commence par l'analyse des relations entre les personnages, qui se concentre sur la famille Buendía et raconte l'histoire de la prospérité et du déclin de la famille, de ses relations internes et de ses luttes politiques, de son métissage et de sa renaissance au cours d'une centaine d'années.
- Modèle de processus de gestion de projet
La gestion de projet est le processus qui consiste à appliquer des connaissances, des compétences, des outils et des méthodologies spécialisés aux activités du projet afin que celui-ci puisse atteindre ou dépasser les exigences et les attentes fixées dans le cadre de ressources limitées. Ce diagramme fournit une vue d'ensemble des 8 composantes du processus de gestion de projet et peut être utilisé comme modèle générique.
Chimie Physique-Electrochimie
- Cent ans de solitude - Tableau des relations entre les personnages
Cent ans de solitude est le chef-d'œuvre de Gabriel Garcia Marquez. La lecture de ce livre commence par l'analyse des relations entre les personnages, qui se concentre sur la famille Buendía et raconte l'histoire de la prospérité et du déclin de la famille, de ses relations internes et de ses luttes politiques, de son métissage et de sa renaissance au cours d'une centaine d'années.
- Cent ans de solitude - Tableau des relations entre les personnages
Cent ans de solitude est le chef-d'œuvre de Gabriel Garcia Marquez. La lecture de ce livre commence par l'analyse des relations entre les personnages, qui se concentre sur la famille Buendía et raconte l'histoire de la prospérité et du déclin de la famille, de ses relations internes et de ses luttes politiques, de son métissage et de sa renaissance au cours d'une centaine d'années.
- Modèle de processus de gestion de projet
La gestion de projet est le processus qui consiste à appliquer des connaissances, des compétences, des outils et des méthodologies spécialisés aux activités du projet afin que celui-ci puisse atteindre ou dépasser les exigences et les attentes fixées dans le cadre de ressources limitées. Ce diagramme fournit une vue d'ensemble des 8 composantes du processus de gestion de projet et peut être utilisé comme modèle générique.
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Cellules, tissus, organes, systèmes, systèmes circulatoires des organismes, immunité (antigènes, anticorps, réponses)
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électrochimie
Préface
Conducteur
Mécanisme conducteur
Réaction de l'électrode --- Loi de Faraday
Migration directionnelle ionique --- numéro de migration ionique
Conductivité (molaire) : Décrit la capacité à conduire l’électricité
coefficient d'activité moyen des ions
activité de la solution électrolytique
Solution électrolytique : le milieu de travail des batteries et des cellules électrolytiques
Conductivité et autres propriétés
concept de base
Dénomination des électrodes
Pour les solutions électrolytiques
Anode : [O] perd des électrons ; cathode : [H]
Les cations se déplacent toujours vers la cathode
par exemple.
pour toute la batterie
Électrode positive : les électrons entrent, début du courant I ; électrode négative : les électrons sortent, fin du courant I.
Selon le niveau de potentiel : potentiel haut (potentiel) - pôle positif, potentiel bas - pôle négatif Selon la nature de la réaction : oxydation - anode
Réaction de l'électrode
par exemple.
Réaction de la batterie : somme de 2 réactions d'électrodes
Objets de recherche en électrochimie
Cellule
Électrode positive <---> anode ; électrode négative <---> cathode
Réaction de l'électrode et réaction de la batterie
Batterie primaire "Négatif" "Yang" Zi Huan
Anode <--> pôle négatif ; cathode <--> pôle positif
Réaction de l'électrode et réaction de la batterie ne peut pas être écrit sous forme d'électrons moins
Mécanisme conducteur des solutions électrolytiques et loi de Faraday
un
Mécanisme conducteur des solutions électrolytiques
P.S.
conducteur
Conducteur de classe 1
Conducteur électronique (métal) : conduit l’électricité en raison du mouvement directionnel des électrons
Plus la température est élevée, plus la conductivité est faible
Conducteur de classe II
Conducteur ionique (solution électrolytique) : conduit l'électricité en raison du mouvement directionnel des ions
Plus T est grand, plus la conductivité est forte
la loi de Faraday Unité : Q--C, z--mol, F--C/mol
F=96500C/mol=96485C/mol
Convient au processus de décharge de batterie et au processus d'électrolyse
Signification : La quantité d'électricité traversant l'électrode est proportionnelle à la quantité de réactifs d'électrode générés (consommés)//à la quantité de substances de réaction chimique qui se produisent
électromigration des ions
Numéro de migration ionique Le rapport entre la quantité de courant transportée par un ion et la quantité totale de courant traversant la solution.
Nombres de migration des ions t, t- des anions et des cations *t( )t(-)=1 t( )/t(-)=u( )/u(-)
Signification : Décrire la contribution des anions et des cations à la conductivité sur une certaine période de temps
Facteurs d’influence (prenons t comme exemple)
I : La quantité de charge de cations traversant la section transversale du conducteur par unité de temps
Taux de mouvement des ions v = La quantité de matière que les cations migrent hors de la zone de l'anode/la quantité de matière qui réagit au niveau de l'électrode
Propriétés ioniques : taille, forme, état de valence, etc.
La principale raison pour laquelle le nombre de migration est affecté par la concentration : l'interaction entre les ions Lorsque la concentration est faible, cet effet n'est pas évident, mais lorsque la concentration est élevée, l'interaction entre les ions augmente à mesure que la distance diminue. À ce moment-là, la vitesse de déplacement des anions et des cations ralentira.
Si les valences des anions et des cations sont les mêmes, les changements de t( ) et t(-) ne sont pas très importants, en particulier les nombres de migration des anions et des cations dans la solution de KCl ne sont fondamentalement pas affectés par la concentration, mais les nombres de migration de les autres ions sont généralement affectés par différents degrés d'impact.
Lorsque les valences des anions et des cations sont différentes, la vitesse de migration des ions de haute valence diminue de manière plus significative avec l'augmentation de la concentration que celle des ions de faible valence.
C : L'influence de l'attraction électrostatique des anions sur les cations, etc.
Simplifier l'influence de E ----> Extraire la mobilité des ions u
Mobilité ionique //Mobilité électrique Unité : m^2/V/s
Taux de migration des ions sous l'intensité du champ électrique unitaire
Facteurs d'influence : c, C, A
maximum (u est une constante)
Lorsque c-->0 (la solution est infiniment diluée), l'influence des anions est négligeable = les cations se déplacent indépendamment, alors la mobilité atteint une valeur maximale
Limitation de la mobilité électrique des ions : mobilité ionique de solutions infiniment diluées
Détermination du nombre de migration des ions·
Utiliser la définition t =Q/Q
Q (la quantité d'électricité traversant la section transversale du conducteur pendant une certaine période de temps) --- mesurée directement par un coulombmètre//Q=Q( ) Q(-) Q--?
Racine : Mesurer Q
Parce que : au cours d’une certaine période de temps, le nombre de cations (anions) traversant n’importe quelle interface est égal. Donc : il vous suffit de trouver le nombre de cations (anions) passant par une certaine interface.
Trouver Q == Trouver n (migration)
Méthode 1 : Bilan matière dans la zone anodique
1. Prenez " " = la réaction génère des cations 2.n (arrière), n (avant), n (réaction) peuvent être obtenus Remarque : Zone d'anode : [O], les cations migrent vers l'extérieur, donc "-n migration"
Méthode 2 : Bilan matière dans la zone cathodique
sous-thème
par exemple. 43,50---n (avant) [La quantité d'eau avant et après la réaction reste inchangée et peut être considérée comme l'eau dans la zone anodique avant la réaction = l'eau dans la zone anodique après la réaction] 0,723-- ; -Q//n (réaction) ; zone anodique...---n(n)
Méthode 1 Bilan matière des ions de la zone d’anode
Méthode 2 Bilan matière zone-ion de l'anode
Méthodes d'essai
Méthode Hitov : mesure respectivement la quantité de matériau que les ions migrent hors de la zone polaire correspondante et la quantité de matériau qui subit une réaction d'électrode.
méthode de mouvement d'interface
Activité, facteur d'activité et formule limite de Debye-Huckel de la solution électrolytique
Description thermodynamique de la solution électrolytique ---- potentiel chimique Idée : Trouver le potentiel chimique de la cathode et de l'anode pour déterminer la direction de la réaction ---> Trouver a(-)---> Trouver γ et la concentration
Révision (les points peuvent être ignorés)
Remarque : 1. Sélection de l'état standard 2. La composition représente la sélection
Activité un
Expression du potentiel chimique de la solution électrolytique
u(B)=potentiel chimique cationique potentiel chimique anionique a( ), a(-) ne peut pas être mesuré directement, a(-) doit être introduit
a & y & b v=v( ) v(-)
Dérivation (selon la définition du potentiel chimique de la batterie u) [remplir le champ/sélectionner] b est une quantité connue
par exemple.
facteur d'activité moyen γ
Peut refléter la différence entre la solution actuelle et la solution diluée idéale
Plus on se rapproche de l’idéal, plus on se rapproche de 1
Plus la concentration est élevée, plus γ s'écarte de 1
Dans la gamme des solutions diluées (avec la même concentration)
Le type de valence est le même et la valeur γ est similaire. par exemple HCl, LiBr
Pour plusieurs types de solutions avec la même concentration, plus la valence est élevée, plus l'écart est grand (plus la valeur γ est petite)
PS : Lorsqu'il s'agit de solutions d'électrolytes forts, la valeur de γ doit être prise en compte, sauf si elle est donnée dans la question
γ est lié à l'interaction électrostatique entre les ions ---> La concentration et la valence affectent γ (-) ---> Introduire la force ionique I
Force ionique I =1/2*【b( )z( )^2 b(-)z(-)^2】 Unité : mole/kg z : le nombre de charges portées par l'ion
La relation entre γ et I - Équation limite de Debye-Huckel Formule D-H
Hypothèses d'équation
1. Les électrolytes forts sont tous dissociés dans la solution
2. La principale interaction entre les ions est la force de Coulomb
3. Chaque ion est entouré d'une atmosphère ionique formée de charges de signes opposés.
Caractéristiques de l'atmosphère ionique
Autour des ions positifs, les ions négatifs ont plus de chances d’apparaître, et vice versa, mais la solution globale est électriquement neutre. {Il y a plus de chances que des charges avec des signes différents apparaissent autour d'un certain ion}
Chaque ion est à la fois un ion central et un membre de l'atmosphère ionique.
L'atmosphère ionique est à symétrie sphérique
L'atmosphère ionique n'est pas fixe
La proposition d’atmosphère ionique simplifie les interactions électrostatiques complexes dans la solution à l’interaction atmosphère centrale ion-ion.
Convient uniquement aux solutions diluées d'électrolytes forts A : 0,509 (mol/kg)^ (-1/2) z : nombre de charges
z( )|z(-)| détermine essentiellement la taille de lgr(-) inversement proportionnelle à
Pour électrolytes forts de type valence 1-1
À la recherche de la loi
1. Si γ (-) est donné dans la question, alors γ(-)--(b-)-->a(-)---->a
2. Si γ (-) n'est pas donné dans la question, alors E--(Équation de Nernst)-->a( -)---(b -)-->γ( -)
Description de la conductivité des solutions électrolytiques ---- conductance, conductivité et conductance molaire
ConductanceG=1/R Unité : Ω^-1=S (Siemens), mS = 10 ^ -3S, nous = 10 ^ -6S
La conductance décrit-elle bien la capacité d'un conducteur à conduire l'électricité ?
La conductance des conducteurs de même longueur et de même section transversale doit être comparée
Conductivité κ (kapa) Unité : S*m^-1,mS*cm^-1,uS*cm^-1
Signification : égal à la capacité conductrice d'un conducteur par unité de longueur (1 m) et par unité de section transversale (1 m ^ 2)
Par exemple, l'argent conduit l'électricité plus facilement que le cuivre = l'argent a une plus grande conductivité électrique
Conductivité de l'électrolyte
La conductivité d'un électrolyte est équivalente à la conductance d'un certain électrolyte dans une cellule électrolytique par unité de surface de plaque et par unité de distance entre plaques.
Coefficient de cellule de conductivité K (cellule) Unité : m^-1 ---Connu dans la question
Trouver κ--->Trouver G--->Mesurer la résistance Rx (Méthode du pont de Wheatstone : ajuster R3 pour que l'ampèremètre = 0, pour que U des deux circuits soit égal)
κ VS c
Facteurs affectant la conductivité
Pour des électrolytes forts
Lorsque la concentration double, N double. A ce moment, v diminue en raison de l'augmentation de l'attraction électrostatique des cations par les anions v. De même, la conductivité est moins que doublée.
Pour les électrolytes faibles (Le nombre d'ions conducteurs N a toujours été très faible et κ n'a pas beaucoup changé)
c a peu d'effet sur κ
κ&Λm
κ(soluté)=κ(solution)-κ(H20)
Application de la mesure de conductivité【Examen】
Calculer le degré de dissociation et la constante d'équilibre des électrolytes faibles
étape κ--->Λm--->a,K
1. Énumérez l'équation en trois parties et découvrez la relation entre K et a (remarque c (standard))
2.Λm : Obtenu par définition Λm(∞) : règles de mouvement indépendantes des tables de correspondance connues
Calculer la solubilité c des sels peu solubles
Ions produits par des électrolytes faibles, ions produits par des sels insolubles == solutions infiniment fines
! ! Λm~Λm（∞）
étape
1. Calculer le κ de la substance cible κ(soluté)=κ(solution)-κ(H20)
2.c=κ/Λm=κ/Λm（∞）
3.Ksp=c^(?)=（κ/Λm）^(?)
La conductivité est-elle une bonne description de la capacité d'un conducteur à conduire l'électricité ?
Ignorer l'influence de la concentration c de la solution réelle
Conductivité molaireΛm=κ/c Unité : S*m^2/mol
Signification : Conductivité de la solution électrolytique à concentration unitaire. Une solution contenant 1 mole d'électrolyte est placée entre deux électrodes à plaques parallèles distantes de 1 m. A ce moment, la conductivité de la solution est mesurée.
Λm VS c
La conductivité molaire d’un même électrolyte est liée à la concentration !
1.κ=f(N,v,v-)--(Λm=κ/c, équivalent à la normalisation des quantités)-->κ=f(v,v-) 2. Après que c augmente, v, v- diminue, entraînant une diminution de Λm
Λm & racine c
Pour des électrolytes forts (La formule ci-dessus est satisfaite en solution diluée)
B=Λm（∞） (conductivité molaire d'une solution infiniment diluée)
Comment le trouver : extrapolation, trouver l'ordonnée à l'origine
Équivalent à la conductivité molaire lorsque la concentration de la solution est 0 = Λm (∞)
généralement sous forme de quantité connue
c devient plus grand, Λm devient plus petit (u(B) devient plus petit)
La règle empirique de Kohlrausch
Dans la plage de concentrations diluées, Λm~√c a une relation linéaire
Pour les électrolytes faibles
Λm~c se rapproche d’une hyperbole
Dans la plage de concentrations diluées, Λm est sensible à c (c devient plus petit, α devient plus grand et N devient plus grand)
Limite de conductivité molaire Λm (∞) [Test]
Pourquoi Λm(∞) est-il le plus grand ?
Λm=f(v,v-), lorsque la solution est infiniment diluée, v et v- sont maximaux, les anions et les cations se déplacent indépendamment les uns des autres, la conductivité est maximale et la conductivité molaire est maximale
À la recherche de la loi
Pour les électrolytes forts : Méthode d'extrapolation/loi de Kohlrausch du mouvement indépendant des ions
Loi de Kohlrausch sur le mouvement indépendant des ions
Dans une solution infiniment diluée, les ions se déplacent indépendamment les uns des autres et ne s'influencent pas. La conductivité molaire de l'électrolyte infiniment dilué Λm (∞) = la somme des conductivités molaires des anions et des cations à dilution infinie.
par exemple CaCl2 : Λm（∞）=1*Λm, (∞) 2*Λm,-(∞)
Pour les électrolytes faibles Loi de Kohlrausch sur le mouvement indépendant des ions
Méthode 1 : Loi de Kohlrausch sur le mouvement indépendant des ions Données expérimentales connues Λm (∞) (H ), Λm (∞) (Ac-)
egHAc : Λm（∞）=1*Λm（∞）(H ) 1*Λm（∞）(Ac-)
Méthode 2 : utilisez des électrolytes puissants (Raison : loi de Kohlrausch sur le mouvement indépendant des ions - mouvement indépendant de l'anion et du cation)
La relation entre Λm(∞) et le taux Λm
Λm=Λm（∞）*a
a : degré de dissociation
Mesure de Λm --- Méthode du pont de Wheatstone
principe [Mesure R-->κ-->Λm]
κ=G*（l/As）=1/R*（l/As）=1/R*K（cellule） K (cellule) : peut être mesuré à partir d'une solution dont la conductivité est connue
Pour toute zone d'électrode
Principes : Conservation de la matière et Electroneutralité des solutions
n (électrolyte) = n (migration des ions)
n (électrolyte) = n (migration des ions)
Cellule électrochimique réversible U1 Ⅱ Batterie de conception ---> Er ---> Analyse thermodynamique ---> Conversion d'énergie, données thermodynamiques
Bases des cellules électrochimiques réversibles
Symbole de batterie//représentation de l'icône de batterie
en principe
L'anode est à gauche et la cathode est à droite
Indiquer l'état de la matière (phase, température, pression, activité)
état solide - état de phase Solution – activité/concentration
Interface de phase claire "|" [entre différentes phases//entre différentes phases solides]
Contenu : Agar saturé en KCl//saturé en KNO3
Objectif : Éliminer le potentiel de jonction liquide
potentiel de jonction liquide
La diffusion s'effectue d'une concentration élevée à une concentration faible. Les taux de diffusion de H & Cl- sont différents, ce qui entraîne un surplus relatif d'anions et de cations des deux côtés, conduisant à l'émergence de ΔE.
K & Cl-Move au même rythme et la concentration d'ions dans le pont salin est très grande
par exemple.
Batterie primaire réversible Toute réaction et tout processus dans la batterie sont réversibles
Conditions d’expansion réversible
1. Le piston n'a pas de masse
2. Sans friction
3. La pression du système est supérieure à la pression ambiante
expansion sous équilibre mécanique
Conditions pour les batteries réversibles
1. Les réactions chimiques sont réversibles L'électrolyse se déroule à l'envers
Réversibilité thermodynamique
2. Pas de jonction liquide Pas de diffusion – Pont de sel
3. Le courant de travail est de 0 Décharge infiniment lente (décharge réversible)
La réaction de l'électrode est infiniment proche de l'équilibre électrochimique
Batteries fonctionnant en équilibre électrique
Il y a un diaphragme --- irréversible
Batterie irréversible egD, batterie réversible W
Détermination de la force électromotrice réversible de la cellule primaire Er
La mesure de la force électromotrice de la batterie doit être effectuée lorsque le courant est infiniment proche de 0.
Méthode d'annulation de Poggendorff ? ? ?
équation de Nernst
E (standard) = E (standard - cathode) - E (standard - anode) Puis remplacez-le dans l'équation de Nernst
Assurez-vous de faire attention à l'équation applicable de l'équation de Nernst --- réaction de réduction
P.S.
État d'oxydation : produit d'une substance qui a perdu des électrons
A B ---> C D Celui qui est réduit (obtient des électrons) entre A et B est dans l'état d'oxydation
Par ΔrGm
E=E cathode-E anode
Potentiel d'électrode et potentiel de jonction liquide
Le potentiel de l'électrode
1) Régulations du potentiel des électrodes
Potentiel d'électrode à hydrogène acide standard = 0, et l'électrode à tester est utilisée comme cathode à des fins de comparaison.
E (standard) de la batterie de différence de concentration = 0
2) Lors de l'écriture du potentiel de l'électrode, il doit être écrit en fonction de la réaction de réduction, qui est le potentiel de réduction.
Par conséquent, lors du calcul du potentiel de la cathode et de l'anode, il doit être converti en une formule de réaction de réduction (gain électronique).
3) Détermination de la cathode et de l'anode de la batterie primaire
Le potentiel de réduction E (électrode) est élevé --> / sujet à une réaction de réduction --> cathode
Le niveau du potentiel de l'électrode de réduction est une mesure de la tendance de la réaction dans laquelle la substance oxydée de l'électrode obtient des électrons et est réduite à l'état réduit.
4) Force électromotrice de la batterie
a. Équation de Nernst de la batterie
b. Potentiel de la batterie = potentiel d'électrode positive - potentiel d'électrode négative = cathode E - anode E
Potentiel de jonction liquide et son élimination
Potentiel de jonction liquide//potentiel de diffusion : la différence de potentiel existant à l'interface de deux solutions différentes [à retenir, à ne pas prendre]
Cette formule est applicable lorsque les électrolytes des deux solutions de jonction sont du même type et sont des électrolytes de type 1-1.
par exemple.
Essence : Causée par les différents taux de diffusion des ions dans la solution
Méthode d'élimination : ajouter un pont salin (les nombres de migration de l'anion et du cation de l'électrolyte doivent être proches)
1. L'électrolyte utilisé dans le pont salin doit avoir des nombres de migration d'anions et de cations extrêmement proches. 2. La solution saturée de KCI est la plus adaptée aux conditions de pont salin, mais la solution de pont salin ne peut pas réagir avec la solution d'origine. Par exemple, les solutions contenant de l'Ag ne peuvent pas être utilisées.
Thermodynamique【Test de remplissage, sélection, calcul】
Trouver ΔrGm
ΔG signification physique
Dans des conditions réversibles à température constante et à tension constante, ΔG = Wr' = puissance électrique réversible --->ΔrGm=Wr,m'=ΔrHm-TΔrSm (= travail électrique réversible effectué lorsque la réaction passe à 1 mol)
Le changement dans la fonction Gibbs représente la capacité du système à effectuer un travail sans volume.
ΔrGm=-zFEr
E n'a rien à voir avec les coefficients de l'équation == non sommable, alors que ΔrGm est lié aux coefficients
- : Le système fonctionne sur l'environnement
Trouver ΔrGm (standard)
E (standard) : E lorsque le réactif de l'électrode est à l'état standard
Pour les gaz : gaz parfait pur avec pression p (standard)
Pour liquides : liquide pur avec pression p (standard)
Activité liquide pure = 1
Pour les ions : pression p (standard) ion avec activité 1
Trouver ΔrSm
Trouver ΔrHm
ΔrHm=ΔrGm TΔrSm
Demander Q
Température constante, réversible : Q=ΔrSm*T=ΔrHm-ΔrGm=ΔrHm-W'
Déterminer s'il y a un effet thermique
Notez que le calcul est J/mol selon l’unité standard internationale et que le résultat doit être converti en kJ/mol.
Trouver ΔrHm (défini selon ΔrGm)
ΔrHm=ΔrGm T*ΔrSm =Wr,m' TQr,m =Qp,m
Trouver K (standard) (selon ΔrGm=0)
revoir
Trouver E
équation la plus récente ---Force électromotrice réversible et concentration c ---Relation E&E (standard)
Faites attention à la différence entre les formules lg et ln [25℃---lg] z : La quantité d’électrons transférés dans la réaction ! =Somme des électrons ajoutés a : liquide--a ; gaz--p
Avis:
ΔrGm (standard) = -zE (standard) F Lorsqu'il est identique, E (standard) n'est pas nécessairement le même
E est la quantité d'intensité
E n'a rien à voir avec la façon dont la réaction s'écrit, mais est lié à ΔrGm (lié à n)
Trouver γ(-)
par exemple.
par exemple ΔrGm==test Er (méthode d'annulation de Boggendorff) ΔrSm===Faire une courbe E-T (mesurer E à température variable)===Obtenir la pente de la température cible
Applications de la mesure de la force électromotrice
①Mesure de l'activité
E--->a---->a( -)---->a( )
②Mesure de la force électromotrice standard
③Déterminer la direction de la réaction - ΔrGm
Conception de la batterie primaire
Classification des électrodes
Électrode de type 1
Électrode métallique : électrode dans laquelle le métal et ses ions sont dans différentes phases et en contact direct
Électrode non métallique : électrode inerte supplémentaire non métallique (élément gazeux) (par exemple graphite, Pt, Pd) et ses ions sont dans des phases différentes et sont en contact direct les uns avec les autres
électrode à hydrogène
a. Électrode à hydrogène acide Les réactions des électrodes et les symboles des électrodes sont écrits sous forme de cathodes.
B. Électrode à hydrogène alcaline
Comment trouver le potentiel d'électrode standard d'une électrode alcaline à hydrogène ?
électrode à oxygène
a. Électrode à oxygène acide
B. Électrode à oxygène alcaline
Alcalin... = acide... ....
Électrode de type II
Électrode métal-sel réfractaire : électrode composée d'un métal, de son sel réfractaire et des anions du sel réfractaire dans l'électrolyte
a. Électrode au calomel --- électrode de référence (Le potentiel de l'électrode est généralement une quantité connue)
Application : Mesurer le pH a(H2)=1 sous 100kPa
B. Électrode de chlorure d'argent-argent
Électrode métal-oxyde métallique : une électrode composée de métal et de ses sels insolubles et de H //OH-
Electrode antimoine-oxyde d'antimoine
Le troisième type d'électrode - électrode redox Les substances participant à la réaction sont dans la même solution et la plaque électrode ne participe pas à la réaction
conception de la batterie
Principe : les électrodes appartiennent aux trois types d'électrodes ci-dessus
Avis
Si la solution de KCl est utilisée comme solution électrolytique, le pont salin KCl ne peut pas être utilisé comme pont salin.
Lorsque la solution électrolytique est une solution alcaline, H2O ne peut pas être utilisée comme milieu alcalin.
Conception d'une batterie à différence de concentration
E (étalon) de l'électrode de concentration = 0
étape
1. Concevoir d'abord la cathode (réaction de réduction obtenant des électrons)
Tout d’abord, notez les substances qui doivent gagner et perdre des électrons au cours de la réaction.
Ensuite, grâce à la conservation de la charge, utilisez la balance H/H2O
2. Anode = formule de réaction totale - formule de cathode
3. Vérifiez
a. Conservation de la charge : le nombre de charges sur la cathode et l'anode doit être le même.
b.Classification des électrodes ! !
par exemple.
Routine de questions d'électrochimie
1. Réaction d'électrode et réaction totale
2. Énumérez l'équation de Nernst
Ⅲ.Batterie électrochimique irréversible La différence entre les cellules électrochimiques réversibles et les cellules électrochimiques irréversibles (Er! = Eir) --- Raison : polarisation Réaction d'électrode dans le processus d'électrolyse
Relation entre la tension et le courant de la cellule électrolytique
Théoriquement
Considérez cette cellule électrolytique comme une grande résistance ; E = IR --- en ligne droite
en fait
courbe à trois segments
étape a :
Tension externe ! =0, les deux électrodes réagissent (H2, Cl2), formant ainsi une batterie primaire avec les ions primaires qui résiste à l'alimentation externe ; [Figure 3] Par conséquent, une batterie primaire est connectée au circuit externe (pour résister à l'alimentation externe) ; alimentation). Lorsque E (externe) = E (batterie primaire) IR, E (externe) ~ E (batterie primaire), ce qui fait que I est très petit.
Lorsque la tension externe augmente, I reste inchangé : la batterie primaire externe est considérée comme une batterie primaire réversible, et Er est répertorié lorsque la tension externe augmente, la force contre-électromotrice augmente, de sorte que I ne change pas beaucoup ;
étape B
Une fois que la tension externe atteint une certaine valeur, E (batterie primaire) atteint une valeur maximale --- E se décompose et le courant augmente linéairement avec la tension externe.
Tension de décomposition V
Lors de l'opération d'électrolyse, la tension externe minimale requise pour permettre à l'électrolyte de se décomposer en continu aux deux pôles
étape c
Lorsque la pression externe atteint un certain niveau, la vitesse du porteur atteint la limite et I reste inchangé.
phénomène de polarisation ---Cause E(minute)=Eir>E(raison)=Er
définition
Le phénomène selon lequel le potentiel d'électrode d'une cellule électrochimique irréversible s'écarte du potentiel d'électrode d'une cellule électrochimique réversible provoqué par le flux de courant.
raison
Les cellules électrochimiques irréversibles contiennent diverses vitesses de traitement qui ne correspondent pas
1. Polarisation de concentration : diffusion lente et réaction rapide (taux de diffusion des ions < taux de réaction de l'électrode)
Éliminer --- Remuer
Raison : Causée par la lenteur du processus de diffusion
Résultat (par rapport au potentiel d'électrode réversible) : polarisation cathodique --- réduction de potentiel Polarisation anodique --- potentiel accru
Par exemple, batterie primaire ir : la concentration d'ions autour de l'électrode anodique est trop élevée et il n'y a pas de temps pour diffuser, ce qui rend le potentiel de l'électrode Eir>Er.
Les ions autour de l'électrode cathodique n'ont pas le temps de diffuser vers son environnement et la concentration est trop faible, ce qui rend Eir<Er
Le même principe s'applique aux cellules électrolytiques
2. Polarisation électrochimique : réaction lente et diffusion rapide (taux de transmission des électrons > taux de réaction)
Raison : Causée par la lenteur de la réaction électrochimique elle-même
Résultat (par rapport au potentiel d'électrode réversible) : polarisation cathodique --- réduction de potentiel Polarisation anodique --- potentiel accru
Par exemple, batterie primaire ir : la cathode a besoin d'ions pour obtenir des électrons, et les électrons sont transportés depuis la réaction anodique. La polarisation électrochimique de la cathode amène les ions à accepter les électrons lentement, provoquant leur accumulation à la cathode, réduisant ainsi le potentiel. .
Résultat (par rapport au potentiel d'électrode réversible) : polarisation cathodique --- réduction de potentiel Polarisation anodique --- potentiel accru
Pour toute la batterie primaire : Er=E (yin)-E (yang)>Eir
Effets négatifs
E (sortie), identique à un travail électrique
Pour l'ensemble de la cellule électrolytique : Er (décomposition) = Er ( ) - Er (-) = Er (yang) - Er (yin) < Eir (décomposition)
Effets négatifs
E (sortie), la consommation d'énergie est la même
La polarisation réduit la force électromotrice de la batterie d'origine et augmente la tension de décomposition de la cellule électrolytique.
Description du degré de polarisation --- surpotentiel eta (doit être une valeur positive)
Définition : La valeur absolue de la différence entre le potentiel d'électrode Eir et son potentiel d'électrode d'équilibre Er à une certaine densité de courant.
Facteurs d'influence : densité de courant J
Formule empirique de Tafel
Comment tracer la courbe de polarisation --- trouver la relation entre le surpotentiel et la densité de courant J (Relation entre le potentiel de l'électrode cathodique Eir (cathode) et J)
Expérience de mesure de courbe de polarisation
Lorsque la tension d'alimentation change, la taille du courant I change, mesurant ainsi la densité de courant J Er/ir (cathode) = E (potentiomètre) - E (référence) ;
Il faut considérer la situation de surpotentiel
Électrodes Fe, Co et Ni parmi les électrodes à gaz et les électrodes métalliques
Courbe de polarisation Courbe E-J
Batterie primaire
1. Lorsque J=0, E (yin) = Er (yin), E (yang) = Er (yang) La valeur numérique peut être connue 2.E (cathode)>E (anode) [le potentiel de l'électrode positive est élevé, la cathode perd des électrons ---> cathode] 3. Effet de la polarisation sur la cathode et l'anode
Cellule
1.E (Yang)>E (Yin) 2. Effet de la polarisation sur la cathode et l'anode
Réaction d'électrode dans le processus d'électrolyse Résoudre le problème--(Il y a plusieurs ions dans la solution en même temps, lequel réagit en premier)
électrolyse
Anode-[O], celle à faible potentiel de réduction est oxydée en premier (réaction) Cathode-[H], celle à fort potentiel de réduction est réduite en premier (réaction)
Réaction cathodique : [Cu2, Zn2, Ag] 1. E=Er obtenu à partir de l'équation de Nernst, Eir peut être connu à partir de la courbe de polarisation Eir=Er-η 2. Ceux qui ont un potentiel de réduction élevé sont sujets à des réactions de réduction et précipitent d'abord à la cathode. 3. Le potentiel est si faible que des réactions d'oxydation se produisent facilement et précipitent d'abord à l'anode.
Pour déterminer la séquence de directions, utilisez le potentiel d'électrode polarisée E (X, polarisation) = Eir = E (X, balance) - η
cathode
Zn2 n'a pas d'effet d'hyperpolarisation et Er est calculé directement à l'aide de l'équation de Nernst ; H2 est une électrode à gaz et l'hyperpolarisation doit être prise en compte. Après avoir calculé Er, vous devez encore calculer Eir=E (X, polarisation).
anode
Pendant l'électrolyse : Anode --- les substances à faible potentiel de polarisation sont oxydées en premier Cathode - les substances à fort potentiel de polarisation sont réduites de préférence
Quelle que soit la cathode ou l’anode, plus le E d’une substance est proche du Er, plus il est facile de précipiter. (Les substances spéciales sont considérées au-delà du plan)